Podstawy: cechy i przykłady
Podstawami są wszystkie związki chemiczne, które mogą przyjmować protony lub oddawać elektrony. W naturze lub sztucznie występują zarówno zasady nieorganiczne, jak i organiczne. Dlatego jego zachowanie można przewidzieć dla wielu cząsteczek lub ciał stałych jonowych.
Jednak to, co odróżnia bazę od reszty substancji chemicznych, to wyraźna tendencja do oddawania elektronów przed, na przykład, gatunkami ubogimi w gęstość elektronową. Jest to możliwe tylko wtedy, gdy znajduje się para elektroniczna. W konsekwencji zasady mają regiony bogate w elektrony, δ-.
Jakie właściwości organoleptyczne pozwalają na identyfikację baz? Są to zwykle substancje żrące, które powodują poważne oparzenia poprzez kontakt fizyczny. Jednocześnie mają uczucie mydła i łatwo rozpuszczają tłuszcze. Ponadto jego smaki są gorzkie.
Gdzie są w codziennym życiu? Handlowym i rutynowym źródłem baz są środki czyszczące, od detergentów, po mydła toaletowe. Z tego powodu obraz pęcherzyków zawieszonych w powietrzu może pomóc przypominać bazy, nawet gdy za nimi występuje wiele zjawisk fizykochemicznych.
Wiele baz wykazuje zupełnie inne właściwości. Na przykład niektóre wydzielają mdłe i intensywne zapachy, takie jak zapach organicznych amin. Inne natomiast, takie jak amoniak, są przenikliwe i irytujące. Mogą być również bezbarwnymi cieczami lub białymi ciałami stałymi.
Jednak wszystkie zasady mają coś wspólnego: reagują z kwasami, tworząc rozpuszczalne sole w polarnych rozpuszczalnikach, takich jak woda.
Charakterystyka baz
Oprócz wyżej wymienionych, jakie specyficzne cechy powinny mieć wszystkie bazy? Jak mogą przyjąć protony lub oddać elektrony? Odpowiedź leży w elektroujemności atomów cząsteczki lub jonu; a wśród nich dominuje tlen, zwłaszcza gdy występuje on jako jon oksydrylowy, OH-.
Uwalniają OH-
Po pierwsze, OH- może występować w wielu związkach, głównie w wodorotlenkach metali, ponieważ w towarzystwie metali ma tendencję do „wyrywania” protonów do postaci wody. Tak więc podstawą może być dowolna substancja, która uwalnia ten jon w roztworze dzięki równowadze rozpuszczalności:
M (OH) 2 M2 + + 2OH-
Jeśli wodorotlenek jest bardzo dobrze rozpuszczalny, równowaga jest całkowicie przesunięta na prawo od równania chemicznego i mówi się silną zasadą. Z drugiej strony M (OH) 2 jest słabą zasadą, ponieważ nie uwalnia całkowicie jonów OH- w wodzie. Po wytworzeniu OH- może zneutralizować każdy kwas znajdujący się wokół niego:
OH- + HA => A- + H2O
I tak OH-deprotonuje kwas HA, aby przekształcić się w wodę. Dlaczego? Ponieważ atom tlenu jest bardzo elektroujemny, a także ma nadmiar gęstości elektronowej z powodu ładunku ujemnego.
O ma trzy pary wolnych elektronów i może przekazać dowolną z nich atomowi H z częściowym ładunkiem dodatnim, δ +. Podobnie duża stabilność energetyczna cząsteczki wody sprzyja reakcji. Innymi słowy: H2O jest znacznie bardziej stabilny niż HA, a kiedy to prawda, nastąpi reakcja neutralizacji.
Sprzężone zasady
A co z OH- i A-? Obie są podstawami, z tą różnicą, że A- jest sprzężoną zasadą kwasu HA. Ponadto A- jest znacznie słabszą bazą niż OH-. Stąd wyciągnięto następujący wniosek: jedna baza reaguje, aby wygenerować kolejną słabszą.
Silna podstawa + silny kwas => Słaba baza + słaby kwas
Jak widać w ogólnym równaniu chemicznym, to samo dotyczy kwasów.
Koniugowana zasada A- może deprotonować cząsteczkę w reakcji znanej jako hydroliza:
A- + H2O HA + OH-
Jednakże, w przeciwieństwie do OH-, ustanawia równowagę, gdy jest neutralizowana wodą. Ponownie jest tak, ponieważ A- jest znacznie słabszą bazą, ale wystarczającą do wywołania zmiany pH roztworu.
Dlatego wszystkie te sole zawierające A- są znane jako sole zasadowe. Przykładem tego jest węglan sodu, Na2CO3, który po rozpuszczeniu alkalizuje roztwór przez reakcję hydrolizy:
CO 3 2- + H2O HCO 3 - + OH-
Mają atomy azotu lub podstawniki, które przyciągają gęstość elektronową
Podstawą nie są tylko jonowe ciała stałe z anionami OH- w ich sieci krystalicznej, ale mogą także mieć inne atomy elektroujemne, takie jak azot. Tego typu bazy należą do chemii organicznej, a wśród najbardziej powszechnych są aminy.
Czym jest grupa aminowa? R-NH 2 . Na atomie azotu znajduje się para elektroniczna bez dzielenia się, która może, podobnie jak OH-, deprotonować cząsteczkę wody:
R-NH 2 + H 2 O RNH 3 + + OH-
Równowaga jest bardzo przesunięta w lewo, ponieważ amina, chociaż podstawowa, jest znacznie słabsza niż OH-. Zauważ, że reakcja jest podobna do tej podanej dla cząsteczki amoniaku:
NH3 + H2O NH4 + + OH-
Tylko aminy nie mogą prawidłowo tworzyć kationu, NH 4 +; chociaż RNH 3 + jest kationem amonowym z monopodstawieniem.
Czy może reagować z innymi związkami? Tak, z każdym, kto posiada wystarczająco kwaśny wodór, nawet jeśli reakcja nie zachodzi całkowicie. Oznacza to, że tylko bardzo silna amina reaguje bez ustalenia równowagi. Podobnie aminy mogą przekazywać swoją parę elektronów innym gatunkom niż H (jako rodniki alkilowe: -CH3).
Podstawy z pierścieniami aromatycznymi
Aminy mogą również mieć pierścienie aromatyczne. Jeśli jego para elektronów może „zgubić się” wewnątrz pierścienia, ponieważ przyciąga gęstość elektronową, wówczas jego zasadowość zmniejszy się. Dlaczego? Ponieważ im bardziej zlokalizowana jest ta para w strukturze, tym szybciej reaguje z gatunkami ubogimi w elektrony.
Na przykład NH 3 jest podstawowy, ponieważ jego para elektronów nie ma dokąd pójść. W taki sam sposób dzieje się z aminami, pierwszorzędowymi (RNH 2 ), wtórnymi (R 2 NH) lub trzeciorzędowymi (R 3 N). Są one bardziej podstawowe niż amoniak, ponieważ oprócz powyższego azot przyciąga wyższe gęstości elektronowe podstawników R, zwiększając w ten sposób δ-.
Ale kiedy istnieje pierścień aromatyczny, para ta może wejść w rezonans wewnątrz niego, uniemożliwiając udział w tworzeniu powiązań z H lub innymi gatunkami. Dlatego aminy aromatyczne mają tendencję do bycia mniej zasadowymi, chyba że para elektronów pozostaje nieruchoma na azocie (jak w przypadku cząsteczki pirydyny).
Zamień wskaźniki kwasowo-zasadowe w kolory o wysokim pH
Bezpośrednią konsekwencją zasad jest to, że rozpuszczone w dowolnym rozpuszczalniku, w obecności wskaźnika kwasowo-zasadowego, uzyskują kolory odpowiadające wysokim wartościom pH.
Najbardziej znanym przypadkiem jest fenoloftaleina. Przy pH powyżej 8 roztwór z fenoloftaleiną, do którego dodaje się zasadę, barwiony jest intensywnie czerwono-fioletowym kolorem. Ten sam eksperyment można powtórzyć z szerokim zakresem wskaźników.
Przykłady podstaw
NaOH
Wodorotlenek sodu jest jedną z najczęściej stosowanych zasad na świecie. Jego zastosowania są niezliczone, ale wśród nich można wymienić jego zastosowanie do zmydlania niektórych tłuszczów, a tym samym wytwarzania podstawowych soli kwasów tłuszczowych (mydeł).
CH 3 OCH 3
Strukturalnie aceton może nie akceptować protonów (lub przekazywać elektronów), a jednak robi to, chociaż jest bardzo słabą bazą. Dzieje się tak, ponieważ elektroujemny atom O przyciąga chmury elektroniczne grup CH 3, akcentując obecność jego dwóch par elektronów (: O :).
Wodorotlenki alkaliczne
Oprócz NaOH, wodorotlenki metali alkalicznych są również mocnymi zasadami (z wyjątkiem LiOH). Tak więc wśród innych baz są następujące:
-KOH: wodorotlenek potasu lub żrący potaż, jest jedną z zasad najczęściej stosowanych w laboratorium lub w przemyśle, ze względu na jego dużą moc odtłuszczania.
-RbOH: wodorotlenek rubidu.
-CsOH: wodorotlenek cezu.
-FROH: wodorotlenek francuski, którego zasadowość uważa się, teoretycznie, za najsilniejszy kiedykolwiek znany.
Zasady organiczne
-CH3CH2NH2: etyloamina.
-LiNH 2 : amidek litu. Razem z amidem sodu, NaNH 2, są one jednymi z najsilniejszych zasad organicznych. W nich anion amiduro, NH 2 - jest zasadą, która deprotonuje wodę lub reaguje z kwasami.
-CH 3 ONa: metanolan sodu. Tutaj podstawą jest anion CH3, który może reagować z kwasami, wytwarzając metanol, CH 3 OH.
- Odczynniki Grignarda: mają atom metalu i halogen, RMX. W tym przypadku rodnik R jest podstawą, ale nie dlatego, że porywa kwaśny wodór, ale dlatego, że oddaje swoją parę elektronów, którą dzieli z atomem metalu. Na przykład: bromek etylomagnezu, CH 3 CH 2 MgBr. Są bardzo przydatne w syntezie organicznej.
NaHCO3
Wodorowęglan sodu stosuje się do neutralizacji kwasowości w łagodnych warunkach, na przykład wewnątrz jamy ustnej jako dodatku do past do zębów.
