- Bāzu raksturojums
- Fizikālās īpašības
- Pamatnes izturība
- pH ir lielāks par 7
- Spēja neitralizēt skābes
- Oksīda reducēšanas spēja
- Viņi atbrīvo OH
- Konjugētās bāzes
- Viņiem ir slāpekļa atomi vai aizvietotāji, kas piesaista elektronu blīvumu
- Bāzes ar aromātiskiem gredzeniem
- Bāzu piemēri
- NaOH
- CH
- Sārmu hidroksīdi
- Organiskās bāzes
- NaHCO
- Atsauces
Par pamatiem ir visi tie ķīmiskie savienojumi, kas var ziedot elektronus vai akceptēt protoniem. Dabā vai mākslīgi pastāv gan neorganiskas, gan organiskas bāzes. Tāpēc tās uzvedību var paredzēt daudzām jonu molekulām vai cietām vielām.
Tomēr tas, kas atšķir bāzi no pārējām ķīmiskajām vielām, ir tā izteiktā tendence ziedot elektronus, salīdzinot, piemēram, ar sugām, kurām ir mazs elektronu blīvums. Tas ir iespējams tikai tad, ja atrodas elektroniskais pāris. Tā rezultātā bāzēm ir ar elektroniem bagāti reģioni, δ-.
Ziepes ir vājas bāzes, kas veidojas taukskābju reakcijā ar nātrija hidroksīdu vai kālija hidroksīdu.
Kādas organoleptiskās īpašības ļauj noteikt bāzes? Tās parasti ir kodīgas vielas, kas fiziskā kontaktā rada smagus apdegumus. Tajā pašā laikā tiem ir ziepjūdens pieskāriens un tauki viegli izšķīst. Turklāt tā garšas ir rūgtas.
Kur viņi ir ikdienas dzīvē? Komerciāls un parasts pamatu avots ir tīrīšanas līdzekļi, sākot no mazgāšanas līdzekļiem un beidzot ar ziepes ar rokām. Šī iemesla dēļ dažu gaisā suspendētu burbuļu attēls var palīdzēt atcerēties bāzes, kaut arī aiz tām ir iesaistītas daudzas fizikāli ķīmiskās parādības.
Daudzām bāzēm piemīt pilnīgi atšķirīgas īpašības. Piemēram, dažiem ir nepatīkama un spēcīga smaka, piemēram, organiskie amīni. Savukārt citi, piemēram, amonjaks, iekļūst un kairina. Tie var būt arī bezkrāsaini šķidrumi vai jonu baltas cietvielas.
Tomēr visām bāzēm ir viena kopīga iezīme: tās reaģē ar skābēm, lai iegūtu šķīstošus sāļus polāros šķīdinātājos, piemēram, ūdenī.
Bāzu raksturojums
Ziepes ir pamats
Neskatoties uz jau pieminēto, kādām īpašajām īpašībām vajadzētu būt visām bāzēm? Kā viņi var pieņemt protonus vai ziedot elektronus? Atbilde slēpjas molekulu vai jonu atomu elektronegativitātē; un starp visiem tiem galvenokārt ir skābeklis, it īpaši, ja tas ir hidroksiljons, OH - .
Fizikālās īpašības
Bāzēm ir skāba garša un, izņemot amonjaku, tām nav smaržas. Tās tekstūra ir slidena un tai ir spēja mainīt lakmusa papīra krāsu uz zilu, metil apelsīnu uz dzeltenu un fenolftaleīnu uz purpursarkanu.
Pamatnes izturība
Bāzes iedala stiprās un vājās bāzēs. Bāzes stiprums ir saistīts ar tās līdzsvara konstanti, tāpēc bāzu gadījumā šīs konstantes sauc par bazitātes konstantēm Kb.
Tādējādi spēcīgajām bāzēm ir liela pamata pakāpes konstante, tāpēc tām ir tendence pilnībā izdalīties. Šo skābju piemēri ir sārmi, piemēram, nātrija vai kālija hidroksīds, kuru sārmainības konstantes ir tik lielas, ka tās nevar izmērīt ūdenī.
No otras puses, vāja bāze ir tā, kuras disociācijas konstante ir zema, tāpēc tā atrodas ķīmiskajā līdzsvarā.
To piemēri ir amonjaks un amīni, kuru skābes konstantes ir diapazonā no 10 līdz 4 . 1. attēlā parādītas dažādās skābuma konstantes dažādām bāzēm.
Bāzes disociācijas konstantes.
pH ir lielāks par 7
PH skala mēra šķīduma sārmainību vai skābuma līmeni. Skala svārstās no nulles līdz 14. pH ir mazāks par 7 ir skābs. PH ir lielāks par 7. 7. viduspunkts apzīmē neitrālu pH. Neitrāls šķīdums nav ne skābs, ne sārmains.
PH skalu iegūst kā H + koncentrācijas funkciju šķīdumā, un tā ir apgriezti proporcionāla. Pamats, samazinot protonu koncentrāciju, paaugstina šķīduma pH.
Spēja neitralizēt skābes
Arrheniuss savā teorijā ierosina, ka skābes, veidojot protonus, reaģē ar bāzu hidroksilgrupu, veidojot sāli un ūdeni šādā veidā:
HCl + NaOH → NaCl + H 2 O.
Šo reakciju sauc par neitralizāciju, un tā ir analītiskās tehnikas pamats, ko sauc par titrēšanu.
Oksīda reducēšanas spēja
Ņemot vērā to spēju radīt lādētas sugas, bāzes tiek izmantotas kā vide elektronu pārnešanai redoksreakcijās.
Bāzēm ir arī tendence oksidēties, jo tām ir iespēja ziedot brīvos elektronus.
Bāzes satur OH jonus. Viņi var rīkoties, lai ziedot elektronus. Alumīnijs ir metāls, kas reaģē ar bāzēm.
2AL + 2NaOH + 6H 2 O → 2NaAl (OH) 4 + 3H 2
Tie nerūsina daudzus metālus, jo metāli drīzāk zaudē, nevis pieņem elektronus, bet bāzes ir ļoti kodīgas ar organiskām vielām, piemēram, tām, kas veido šūnu membrānu.
Šīs reakcijas parasti ir eksotermiskas, kas, nonākot saskarē ar ādu, rada smagus apdegumus, tāpēc ar šāda veida vielām jārīkojas uzmanīgi. 3. attēls ir drošības indikators, ja viela ir kodīga.
Kodīgu vielu marķēšana.
Viņi atbrīvo OH
Sākumā OH - var atrasties daudzos savienojumos, galvenokārt metāliskajos hidroksīdos, jo metālu uzņēmumā tam ir tendence "ņemt" protonus, veidojot ūdeni. Tādējādi bāze var būt jebkura viela, kas izdala šo jonu šķīdumā caur šķīdības līdzsvaru:
M (OH) 2 <=> M 2+ + 2OH -
Ja hidroksīds ir ļoti labi šķīstošs, līdzsvars tiek pilnībā nobīdīts pa labi no ķīmiskā vienādojuma un mēs runājam par spēcīgu bāzi. M (OH) 2 , no otras puses, ir vāja bāze, jo tas nav pilnīgi atbrīvot savus OH - jonus ūdenī. Pēc tam, kad OH - tiek ražots tas var neitralizēt jebkuru skābi, kas ir ap to:
OH - + HA => Ir - + H 2 O
Un tā OH - deprotona pie skābes HA pārvēršanās ūdenī. Kāpēc? Tā kā skābekļa atoms ir ļoti elektronegatīvs, un negatīvā lādiņa dēļ tam ir arī pārāk liels elektroniskais blīvums.
O ir trīs brīvo elektronu pāri, un tas var ziedot jebkuru no daļēji pozitīvi uzlādētajiem H atomiem, δ +. Arī ūdens molekulu lielā enerģētiskā stabilitāte veicina reakciju. Citiem vārdiem sakot, H 2 O ir daudz stabilāks nekā HA, un, ja tā ir taisnība, notiks neitralizācijas reakcija.
Konjugētās bāzes
Un ko par OH - un A - ? Abas ir bāzes, ar atšķirību, ka A - ir skābes HA konjugētā bāze. Arī A - ir daudz vājāka bāze nekā OH - . No šejienes tiek izdarīts šāds secinājums: bāze reaģē, lai ģenerētu vājāku.
Base Strong + Acid Strong => Bāzes Vāja + Acid Vāja
Kā redzams no vispārējā ķīmiskā vienādojuma, tas pats attiecas uz skābēm.
Konjugētā bāze A - var deprotonēt molekulu reakcijā, kas pazīstama kā hidrolīze:
A - + H 2 O <=> HA + OH -
Tomēr atšķirībā no OH - tas rada līdzsvaru, ja to neitralizē ar ūdeni. Atkal tas notiek tāpēc, ka A - ir daudz vājāka bāze, bet pietiekami, lai izraisītu izmaiņas šķīduma pH.
Tāpēc visus tos sāļus, kas satur A - , sauc par bāzes sāļiem. To piemērs ir nātrija karbonāts, Na 2 CO 3 , kas pēc izšķīšanas bāzē šķīdumu hidrolīzes reakcijā:
CO 3 2– + H 2 O <=> HCO 3 - + OH -
Viņiem ir slāpekļa atomi vai aizvietotāji, kas piesaista elektronu blīvumu
Bāze ir ne tikai jonu cietvielas ar OH - anjoniem to kristāla režģī, bet tām var būt arī citi elektronegatīvi atomi, piemēram, slāpeklis. Šie bāzes veidi pieder organiskajai ķīmijai, un starp visizplatītākajiem ir amīni.
Kāda ir amīnu grupa? R-NH 2 . Uz slāpekļa atoma ir nedalīts elektroniskais pāris, kas, tāpat kā OH - , var deprotonēt ūdens molekulu:
RNH 2 + H 2 O <=> RNH 3 + + OH -
Līdzsvars ir tālu pa kreisi, jo amīns, kaut arī bāzes, ir daudz vājāks nekā OH - . Ņemiet vērā, ka reakcija ir līdzīga tai, kas norādīta amonjaka molekulai:
NH 3 + H 2 O <=> NH 4 + + OH -
Tikai to, ka amīni nevar būt katjonu, NH 4 + ; kaut arī RNH 3 + ir amonija katjons ar monosubstituāciju.
Un vai tas var reaģēt ar citiem savienojumiem? Jā, ar visiem, kam ir pietiekami skābs ūdeņradis, pat ja reakcija nenotiek pilnībā. Tas ir, tikai ļoti spēcīgs amīns reaģē, neradot līdzsvaru. Tāpat, amīni var ziedot to pāri elektronu uz citas sugas, izņemot H (piemēram, alkilgrupām: CH 3 ).
Bāzes ar aromātiskiem gredzeniem
Amīniem var būt arī aromātiski gredzeni. Ja tā elektronu pāri var "pazust" gredzena iekšpusē, jo gredzens piesaista elektronu blīvumu, tad tā pamatīgums samazināsies. Kāpēc? Jo vairāk lokalizēts šis pāris atrodas struktūrā, jo ātrāk tas reaģēs ar elektroniem nabadzīgām sugām.
Piemēram, NH 3 ir pamata, jo tā elektronu pārim nav kur iet. Tas pats notiek ar amīniem, vai tie ir galvenais (RNH 2 ), sekundāro (R 2 NH) vai terciārā (R 3 N). Tie ir vairāk pamata nekā amonjaks, jo papildus tam, kas tikko tika paskaidrots, slāpeklis piesaista lielāku R aizvietotāju elektronisko blīvumu, tādējādi palielinot δ-.
Bet, kad ir aromātisks gredzens, minētais pāris tajā var ienākt rezonansē, padarot neiespējamu dalību saišu veidošanā ar H vai citām sugām. Tāpēc aromātiskie amīni mēdz būt mazāk bāziski, ja vien elektronu pāris paliek fiksēts uz slāpekļa (tāpat kā ar piridīna molekulu).
Bāzu piemēri
NaOH
Nātrija hidroksīds ir viena no visplašāk izmantotajām bāzēm visā pasaulē. Tās pielietojums ir neskaitāms, taču starp tām var minēt tā izmantošanu dažu tauku pārziepjošanai un tādējādi taukskābju (ziepju) sāļu veidošanai.
CH
Strukturāli var šķist, ka acetons nepieņem protonus (vai ziedo elektronus), tomēr tas notiek, kaut arī tā ir ļoti vāja bāze. Tas notiek tāpēc, ka elektronegatīvais O atoms piesaista CH 3 grupu elektronu mākoņus , akcentējot tā divu elektronu pāru klātbūtni (: O :).
Sārmu hidroksīdi
Bez NaOH sārmu metālu hidroksīdi ir arī spēcīgas bāzes (ar nelielu izņēmumu LiOH). Tādējādi, starp citām bāzēm, ir šādas:
-KOH: kālija hidroksīds vai kaustiskais potašs, tā lieliskās attaukošanas spējas dēļ ir viena no laboratorijās vai rūpniecībā visizplatītākajām bāzēm.
-RbOH: rubidija hidroksīds.
-CsOH: cēzija hidroksīds.
-FrOH: francija hidroksīds, kura bāziskums teorētiski tiek uzskatīts par vienu no spēcīgākajiem, kāds jebkad zināms.
Organiskās bāzes
CH 3 CH 2 NH 2 : ethylamine.
-LiNH 2 : litija amīds. Kopā ar nātrija amīdu NaNH 2 tās ir vienas no spēcīgākajām organiskajām bāzēm. Tajās amīds anjonu, NH 2 - ir bāze, kas deprotonates ūdeni vai reaģē ar skābēm.
CH 3 Ona: sodium methoxide. Šeit bāze ir anjons CH 3 O - , kas var reaģēt ar skābēm, lai dotu metanolu, CH 3 OH.
-Grignarda reaģenti: tiem ir metāla atoms un halogēns, RMX. Šajā gadījumā radikālis R ir bāze, bet ne tikai tāpēc, ka tas atņem skābu ūdeņradi, bet gan tāpēc, ka tas atsakās no saviem elektronu pāriem, kurus tas dala ar metāla atomu. Piemēram: etilmagnija bromīds, CH 3 CH 2 MgBr. Tie ir ļoti noderīgi organiskajā sintēzē.
NaHCO
Cepamā soda tiek izmantota skābuma neitralizēšanai vieglos apstākļos, piemēram, mutes iekšpusē kā piedevu zobu pastās.
Atsauces
- Merck KGaA. (2018). Organiskās bāzes. Iegūts no: sigmaaldrich.com
- Wikipedia. (2018). Bāzes (ķīmija). Iegūts no: es.wikipedia.org
- Ķīmija 1010. Skābes un bāzes: kādas tās ir un kur tās atrodamas. . Paņemts no: cactus.dixie.edu
- Skābes, bāzes un pH skala. Iegūts no: 2.nau.edu
- Bodnera grupa. Skābju un bāzu definīcijas un ūdens loma. Paņemts no: chemed.chem.purdue.edu
- Ķīmija LibreTexts. Bāzes: īpašības un piemēri. Paņemts no: chem.libretexts.org
- Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. Skābēs un bāzēs. (ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
- Helmenstine, Todd. (2018. gada 04. augusts). 10 bāzes nosaukumi. Atgūts no: domaco.com