De 7 karakteristikkene til de viktigste basene
Noen av egenskapene til de viktigste basene er evnen til å generere hydroksyl, dets styrke eller pH høyere enn 7.
Baser er kjemiske stoffer med evne til å donere en hydroksylion (OH-) i et vandig medium, eller i stand til å danne bindinger med hydroniumioner eller noen substans som er i stand til å donere et par elektroner.
Baser har ofte den generelle formelen av BOH hvor OH er protonen og "B" er den generiske betegnelsen assosiert med ikke-hydroksylbasedelen.
Basene ble definert og studerte typisk for deres evne til å motvirke syrer, og derfor forblir de bak syrene i deres kjemiske karakterisering.
Den mer stive (alkaliske) terminologien er avledet fra et arabisk rottord som er assosiert med "steking" på grunn av det faktum at de første basene ble preget av de såpeproduserende substansene som ble oppnådd fra steking av aske og behandlet med vann og slaktet kalk (LESNEY, 2003).
På 1890-tallet definerte Svante August Arrhenius (1859-1927) endelig basene som "stoffer som leverer hydroksylanioner til løsningen".
Han foreslo også at mekanismen som syrer og baser interagerte for å nøytralisere hverandre, danner vann og riktig salt (Encyclopædia Britannica, 1998).
Hovedkarakteristikkene til basene
1- Fysiske egenskaper
Basene har en sur smak og med unntak av ammoniakk, mangler de lukt. Dens tekstur er glatt og har evnen til å endre fargen på litmuspapir til blå, oransje fra metyl til gul og fenolftalein til lilla (egenskaper av syrer og baser, SF).
2- Kapasitet for å generere hydroksyler
I 1923 utvidet den danske kjemikeren Johannes Nicolaus Brønsted og den engelske kjemikeren Thomas Martin Lowry Arrhenius-teorien ved å introdusere teorien om Brønsted og Lowry der det ble uttalt at enhver forbindelse som kan akseptere en proton av en hvilken som helst annen forbindelse er en base (Encyclopædia Britannica, 1998). For eksempel ammoniakk:
NH3 + H + → NH4 +
Ammoniak og aminer betraktes som Brønsted / Lowry baser. I 1923 ble den amerikanske kjemikeren Gilbert N.
Lewis introduserer sin teori, hvor en base anses å være en hvilken som helst forbindelse med et tilgjengelig par elektroner (Encyclopædia Britannica, 1998).
På denne måten anses ammoniakk og aminer også som Lewis-baser, siden de har frie elektronpar og reagerer med vann for å produsere OH-:
NH3 + H20 → NH4 + + OH-
3- Styrken til en base
Basene er klassifisert i sterke baser og svake baser. Styrken til en base er assosiert med dens likevektskonstant, derfor i tilfelle av basene, blir konstantene kalt grunnleggende konstanter Kb.
Dermed har sterke baser en stor basicitetskonstant, slik at de har en tendens til å dissociere helt. Eksempler på disse syrer er alkalier som natrium- eller kaliumhydroksyd hvis basiskonstantene er så store at de ikke kan måles i vann.
På den annen side er en svak base en hvis dissosiasjonskonstant er lav, slik at den er i kjemisk likevekt.
Eksempler på disse er ammoniakk og aminer hvis syrekonstanter er i størrelsesorden 10-4. Figur 1 viser de forskjellige konstantene av surhet for forskjellige baser.
5- pH større enn 7
PH-skalaen måler nivået av alkalitet eller surhet av en oppløsning. Skalaen varierer fra null til 14. En pH mindre enn 7 er sur.
En pH større enn 7 er grunnleggende. Midtpunktet 7 representerer en nøytral pH. En nøytral løsning er verken sur eller alkalisk.
PH-skalaen oppnås som en funksjon av konsentrasjonen av H + i oppløsningen og er omvendt proporsjonal med den. Basene, ved å redusere konsentrasjonen av protoner, øker pH i en løsning.
4- Mulighet til å nøytralisere syrer
Arrhenius, i sin teori, foreslår at syrene, som er i stand til å generere protoner, reagerer med basenes hydroksyler for å danne salt og vann på følgende måte:
HCl + NaOH → NaCl + H20.
Denne reaksjonen kalles nøytralisering og er grunnlaget for den analytiske teknikken kalt titrering (Bruce Mahan, 1990).
6- Reduksjonsoksydkapasitet
Gitt deres evne til å produsere ladede arter, benyttes baser som et middel for elektronoverføring i redoksreaksjoner.
Basene har også en tendens til å oksidere fordi de har muligheten til å donere frie elektroner.
Basene inneholder OH- ioner. De kan handle for å donere elektroner. Aluminium er et metall som reagerer med baser.
2Al + 2NaOH + 6H20 → 2NaAl (OH) 4 + 3H2
Ikke korroder mange metaller, fordi metaller har en tendens til å miste i stedet for å akseptere elektroner, men baser er svært korroderende for organiske stoffer som de som utgjør cellemembranen.
Disse reaksjonene er vanligvis eksoterme, noe som forårsaker alvorlige brannskader ved hudkontakt, så denne typen stoff må håndteres med forsiktighet. Figur 3 er sikkerhetskoden når et stoff er etsende.
7- Basisk katalyse
Accelerasjonen av en kjemisk reaksjon ved tilsetning av en base er kjent som basisk katalyse. Den nevnte base forbrukes ikke i reaksjonen.
Den katalytiske reaksjon kan være generell eller spesifikk for basen som ved tilsetning av hydrogencyanid til aldehyder og ketoner i nærvær av natriumhydroksyd.
Mekanismen for reaksjoner katalysert av syre og base er forklart i forhold til konseptet Brønsted-Lowry syrer og baser som en der det er en første overføring av protoner fra reaktanten til en basisk katalysator (Encyclopædia Britannica, 1998).
Generelt er reaksjoner der en nukleofil er involvert katalysert i basisk medium, enten tilsetninger eller elektrofile substitusjoner.
Også i elimineringsreaksjoner som revers kondensering av alkoholer (basisk spesifikk katalyse) eller nukleofil substitusjon (generell katalyse) som vist i figur 4 (Base Catalysis, 2004).
