ZÁKLADY: CHARAKTERISTIKA A PŘÍKLADY - CHEMIE - 2025

Tyto základy jsou všechny tyto chemické sloučeniny, které mohou darovat elektrony nebo přijmout proton. V přírodě nebo uměle existují anorganické i organické báze. Proto jeho chování lze předpovídat pro mnoho iontových molekul nebo pevných látek.

Co však odlišuje základnu od zbytku chemických látek, je její výrazná tendence darovat elektrony ve srovnání například s druhy s nízkou hustotou elektronů. To je možné pouze v případě, že je umístěn elektronický pár. Důsledkem toho je, že báze mají oblasti bohaté na elektrony, 8-.

Mýdla jsou slabé báze tvořené reakcí mastných kyselin s hydroxidem sodným nebo hydroxidem draselným.

Jaké organoleptické vlastnosti umožňují identifikaci bází? Obvykle se jedná o žíravé látky, které fyzickým kontaktem způsobují těžké popáleniny. Zároveň mají mýdlový nádech a snadno rozpouští tuky. Kromě toho jsou jeho chuti hořké.

Kde jsou v každodenním životě? Komerčním a rutinním zdrojem základů jsou čisticí prostředky, od čisticích prostředků po ruční mýdla. Z tohoto důvodu může obraz některých bublin rozptýlených ve vzduchu pomoci zapamatovat si základny, i když za nimi je zahrnuto mnoho fyzikálně-chemických jevů.

Mnoho bází vykazuje zcela odlišné vlastnosti. Například, někteří mají špinavé a silné pachy, jako jsou organické aminy. Na druhé straně, například amoniak, pronikají a dráždí. Mohou to být také bezbarvé kapaliny nebo iontové bílé pevné látky.

Všechny báze však mají jedno společné: reagují s kyselinami a vytvářejí rozpustné soli v polárních rozpouštědlech, jako je voda.

Vlastnosti základen

Mýdlo je základna

Kromě toho, co již bylo uvedeno, jaké specifické vlastnosti by měly mít všechny základny? Jak mohou přijímat protony nebo darovat elektrony? Odpověď spočívá v elektronegativitě atomů molekuly nebo iontu; a mezi nimi je kyslík dominantní, zejména když se nachází jako hydroxylový ion, OH ^-.

Fyzikální vlastnosti

Báze mají kyselou chuť a kromě amoniaku jsou bez zápachu. Jeho struktura je kluzká a má schopnost změnit barvu lakmusového papíru na modrou, methylovou oranžovou na žlutou a fenolftaleinovou na fialovou.

Síla základny

Základny se dělí na silné a slabé báze. Síla základny je spojena s její rovnovážnou konstantou, a proto se v případě bází nazývají tyto konstanty Kb.

Silné báze mají tedy velkou konstantu zásaditosti, takže mají sklon se zcela disociovat. Příklady těchto kyselin jsou zásady, jako je hydroxid sodný nebo draselný, jejichž konstanty zásaditosti jsou tak velké, že je nelze měřit ve vodě.

Na druhé straně slabá báze je ta, jejíž disociační konstanta je nízká, takže je v chemické rovnováze.

Příkladem jsou amoniak a aminy, jejichž kyselinové konstanty jsou řádově ^10-4. Obrázek 1 ukazuje různé konstanty kyselosti pro různé báze.

Základní disociační konstanty.

pH vyšší než 7

Měřítko pH měří úroveň alkality nebo kyselosti roztoku. Měřítko se pohybuje od nuly do 14. pH nižší než 7 je kyselé. PH vyšší než 7 je bazické. Střední bod 7 představuje neutrální pH. Neutrální roztok není ani kyselý, ani zásaditý.

Měřítko pH se získá jako funkce koncentrace H ⁺ v roztoku a je k tomu nepřímo úměrné. Báze snižováním koncentrace protonů zvyšují pH roztoku.

Schopnost neutralizovat kyseliny

Arrhenius ve své teorii navrhuje, aby kyseliny tím, že budou schopny vytvářet protony, reagovaly s hydroxylem bází za vzniku soli a vody následujícím způsobem:

HCI + NaOH → NaCl + H ₂ O.

Tato reakce se nazývá neutralizace a je základem analytické techniky zvané titrace.

Oxidační redukční kapacita

Vzhledem k jejich schopnosti produkovat nabité druhy se báze používají jako médium pro přenos elektronů v redoxních reakcích.

Báze mají také tendenci oxidovat, protože mají schopnost darovat volné elektrony.

Báze obsahují OH- ionty. Mohou jednat při darování elektronů. Hliník je kov, který reaguje se zásadami.

2AL + 2NaOH + 6 H ₂ O → 2NaAl (OH) ₄ + 3H ₂

Nekorodují mnoho kovů, protože kovy mají tendenci spíše ztratit než přijímat elektrony, ale báze jsou vysoce korozivní pro organické látky, jako jsou ty, které tvoří buněčnou membránu.

Tyto reakce jsou obvykle exotermické, což při kontaktu s kůží způsobuje těžké popáleniny, takže s tímto typem látky je třeba zacházet opatrně. Obrázek 3 je bezpečnostní indikátor, když je látka žíravá.

Značení žíravých látek.

Uvolňují OH

OH ^- může být přítomen v mnoha sloučeninách, zejména v hydroxidech kovů, protože ve společnosti kovů má tendenci "brát" protony za vzniku vody. Báze tedy může být jakákoli látka, která uvolňuje tento ion v roztoku rovnovážnou rozpustností:

M (OH) ₂ <=> M ²⁺ + 2OH ^-

Pokud je hydroxid velmi rozpustný, rovnováha je zcela posunuta doprava od chemické rovnice a mluvíme o silné bázi. Na druhé straně M (OH) ₂ je slabá báze, protože zcela neuvolňuje své OH ^- ionty do vody. Jakmile se vytvoří OH ^- může neutralizovat jakoukoli kyselinu, která je kolem něj:

OH ^- + HA => A ^- + H ₂ O

A tak se OH ^- deprotona na kyselé HA promění v vodu. Proč? Protože atom kyslíku je velmi elektronegativní a má také zápornou elektronickou hustotu v důsledku negativního náboje.

O má tři páry volných elektronů a může darovat kterýkoli z nich částečně pozitivně nabitému atomu H, 5 +. Reakci také podporuje velká energetická stabilita molekuly vody. Jinými slovy: H ₂ O je mnohem stabilnější než HA, a když je to pravda, dojde k neutralizační reakce.

Konjugované báze

A co OH ^- a A ^- ? Obě jsou báze, s tím rozdílem, že A ^- je konjugovaná báze kyselé HA. Také A ^- je mnohem slabší základna než OH ^-. Odtud je dosaženo následujícího závěru: báze reaguje a vytváří slabší.

Base _Strong + Acid _Strong => Base _Slabý + _Slabý

Jak je vidět z obecné chemické rovnice, totéž platí pro kyseliny.

Konjugovaná báze A ^- může deprotonovat molekulu v reakci známé jako hydrolýza:

A ^- + H ₂ O <=> HA + OH ^-

Nicméně, na rozdíl od OH ^-, zavádí rovnováha při neutralizována vodou. Opět je to proto, že A ^- je mnohem slabší základna, ale natolik, aby způsobila změnu pH roztoku.

Proto jsou všechny ty soli, které obsahují A ^- známé jako bazické soli. Příkladem z nich je uhličitan sodný, Na ₂ CO ₃, který po rozpuštění basifies se přes hydrolytické reakce:

CO ₃ ^2– + H ₂ O <=> HCO ₃ ^- + OH ^-

Mají atomy dusíku nebo substituenty, které přitahují hustotu elektronů

Báze není jen iontová pevná látka s OH ^- anionty v jejich krystalové mřížce, ale mohou mít i jiné elektronegativní atomy, jako je dusík. Tyto typy bází patří do organické chemie a mezi nejčastější patří aminy.

Co je aminová skupina? R-NH ₂. Na atomu dusíku je nesdílený elektronický pár, který může, jako OH ^-, deprotonovat molekulu vody:

RNH ₂ + H ₂ O <=> RNH ₃ ⁺ + OH ^-

Rovnováha je daleko nalevo, protože amin, i když bazický, je mnohem slabší než OH ^-. Všimněte si, že reakce je podobná reakci uvedené pro molekulu amoniaku:

NH ₃ + H ₂ O <=> NH ₄ ⁺ + OH ^-

Pouze to, že aminy nemohou tvořit kation, NH ₄ ⁺; ačkoli RNH ₃ ⁺ je amoniový kation s monosubstitucí.

A může reagovat s jinými sloučeninami? Ano, s kýmkoli, kdo má dostatečně kyselý vodík, i když reakce nenastane úplně. To znamená, že pouze velmi silný amin reaguje bez ustavení rovnováhy. Podobně aminy mohou darovat jejich pár elektronů na jiné než H druhů (jako jsou alkylové skupiny: -CH ₃).

Báze s aromatickými kruhy

Aminy mohou také obsahovat aromatické kruhy. Pokud může být jeho pár elektronů „ztracen“ uvnitř prstence, protože prsten přitahuje hustotu elektronů, jeho bazicita se sníží. Proč? Protože čím více je tento pár ve struktuře, tím rychleji bude reagovat s elektronově chudými druhy.

Například NH ₃ je základní, protože jeho pár elektronů nemá kam jít. Totéž platí s aminy, jestli jde o primární (RNH ₂), sekundární (R ₂ NH) nebo terciární (R ₃ N). Jsou zásaditější než amoniak, protože kromě toho, co bylo vysvětleno, dusík přitahuje vyšší elektronické hustoty substituentů R, čímž se zvyšuje δ-.

Pokud je však aromatický kruh, uvedený pár může v něm vstoupit do rezonance, což znemožňuje účast na vytváření vazeb s H nebo jinými druhy. Aromatické aminy mají proto tendenci být méně zásadité, pokud elektronový pár nezůstane fixován na dusíku (jako je tomu v případě pyridinové molekuly).

Příklady bází

NaOH

Hydroxid sodný je jednou z nejpoužívanějších bází na světě. Jeho použití je nespočet, ale mezi nimi můžeme zmínit jeho použití k zmýdelnění některých tuků a tím k vytvoření zásaditých solí mastných kyselin (mýdla).

CH

Strukturálně aceton může vypadat, že nepřijímá protony (nebo darovat elektrony), přesto to dělá, i když je to velmi slabá báze. To je proto, že elektronegativní atom O přitahuje elektronické mraky CH ₃ skupin, zdůrazňující přítomnost jeho dva páry elektronů (: O:).

Alkalické hydroxidy

Kromě NaOH jsou hydroxidy alkalických kovů také silnými bázemi (s malou výjimkou LiOH). Mezi jinými základnami jsou tedy následující:

-KOH: hydroxid draselný nebo žíravý potaš, je díky své velké odmašťovací schopnosti jednou z nejpoužívanějších bází v laboratoři nebo v průmyslu.

-RbOH: hydroxid rubidia.

-CsOH: hydroxid cesný.

-FOH: hydroxid vápenatý, jehož zásaditost je teoreticky považována za jeden z nejsilnějších dosud známých.

Organické báze

CH ₃ CH ₂ NH ₂: ethylaminu.

-LiNH ₂: amid lithný. Spolu s amidem sodným, NaNH ₂, jsou jedním z nejsilnějších organických bází. V nich amid anion, NH ₂ ^- je báze, která deprotonuje vodu nebo reaguje s kyselinami.

-CH ₃ ONa: methoxidu sodného. Zde je základní je anion CH ₃ O ^-, které mohou reagovat s kyselinami za vzniku methanolu, CH ₃ OH.

Grignardova činidla: mají kovový atom a halogen, RMX. V tomto případě je radikál R báze, ale ne přesně proto, že odvádí kyselý vodík, ale protože se vzdává dvojice elektronů, které sdílí s atomem kovu. Například: ethylmagnesiumbromid, CH ₃ CH ₂ MgBr. Jsou velmi užitečné v organické syntéze.

NaHCO

Jedlá soda se používá k neutralizaci kyselosti za mírných podmínek, například uvnitř úst jako přísada do zubních past.

Reference

1. Merck KGaA. (2018). Organické základy. Převzato z adresy: sigmaaldrich.com
2. Wikipedia. (2018). Základy (chemie). Převzato z: es.wikipedia.org
3. Chemie 1010. Kyseliny a zásady: Co jsou a kde jsou nalezeny.. Převzato z: cactus.dixie.edu
4. Kyseliny, zásady a pH stupnice. Převzato z: 2.nau.edu
5. Skupina Bodnerů. Definice kyselin a zásad a role vody. Převzato z: chemed.chem.purdue.edu
6. Chemistry LibreTexts. Základy: Vlastnosti a příklady. Převzato z: chem.libretexts.org
7. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. V kyselinách a základech. (čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
8. Helmenstine, Todde. (4. srpna 2018). Jména 10 basů. Obnoveno z: thinkco.com