Charakteristische Grundlagen und Beispiele

Die Basen es sind all jene chemischen Verbindungen, die Protonen aufnehmen oder Elektronen abgeben können. In der Natur oder künstlich gibt es sowohl anorganische als auch organische Basen. Daher kann sein Verhalten für viele Moleküle oder ionische Feststoffe vorhergesehen werden.

Was jedoch eine Base von den übrigen chemischen Substanzen unterscheidet, ist ihre ausgeprägte Neigung, Elektronen beispielsweise an Spezies zu liefern, die eine geringe Elektronendichte aufweisen. Dies ist nur möglich, wenn sich das elektronische Paar befindet. Infolgedessen haben die Basen elektronenreiche Regionen, δ-.

Mit welchen organoleptischen Eigenschaften können die Basen identifiziert werden? Sie sind in der Regel ätzende Substanzen, die durch körperlichen Kontakt schwere Verbrennungen verursachen. Gleichzeitig haben sie ein Seifengefühl und lösen Fette leicht auf. Darüber hinaus sind seine Aromen bitter.

Wo sind sie im täglichen Leben? Eine kommerzielle und routinemäßige Quelle der Basen sind Reinigungsprodukte, von Detergenzien bis zu Toilettenseifen. Aus diesem Grund kann das Bild von in der Luft schwebenden Blasen dazu beitragen, die Basen zu erinnern, selbst wenn dahinter viele physikochemische Phänomene involviert sind.

Viele Basen zeigen völlig unterschiedliche Eigenschaften. Zum Beispiel geben einige ekelerregende und intensive Gerüche, wie die von organischen Aminen. Andere wiederum, wie Ammoniak, sind durchdringend und irritierend. Sie können auch farblose Flüssigkeiten oder ionische weiße Feststoffe sein.

Allen Basen ist jedoch etwas gemeinsam: Sie reagieren mit Säuren, um in polaren Lösungsmitteln wie Wasser lösliche Salze zu bilden.

Index

• 1 Eigenschaften der Basen
  • 1.1 Freigabe OH-
  • 1.2 Sie haben Stickstoffatome oder Substituenten, die die elektronische Dichte anziehen
  • 1.3 Drehen Sie die Säure-Base-Indikatoren auf hohe pH-Farben
• 2 Beispiele für Basen
  • 2.1 NaOH
  • 2.2 CH3OCH3
  • 2.3 Alkalihydroxide
  • 2.4 Organische Basen
  • 2,5 NaHCO 3
• 3 Referenzen

Eigenschaften der Basen

Abgesehen von den oben genannten, welche spezifischen Eigenschaften sollten alle Basen haben? Wie können sie Protonen aufnehmen oder Elektronen spenden? Die Antwort liegt in der Elektronegativität der Atome des Moleküls oder Ions; und unter allen von ihnen ist Sauerstoff vorherrschend, besonders wenn es als Oxidylion, OH, gefunden wird^-.

Sie geben OH frei^-

Zunächst einmal, der OH^- Es kann in vielen Verbindungen vorhanden sein, hauptsächlich in Metallhydroxiden, weil es in der Gesellschaft von Metallen dazu neigt, Protonen zu Wasser zu "schnappen". So kann eine Base jede Substanz sein, die dieses Ion in Lösung durch ein Gleichgewicht der Löslichkeit freisetzt:

M (OH)₂ <=> M²⁺ + 2 OH^-

Wenn das Hydroxid sehr löslich ist, ist das Gleichgewicht vollständig nach rechts verschoben, und man spricht von einer starken Base. M (OH)₂ ist jedoch eine schwache Base, da sie ihre OH-Ionen nicht vollständig freisetzt^- im Wasser Einmal das OH^- es kommt vor, kann jede Säure neutralisieren, die in seiner Umgebung ist:

OH^- + HA => A^- + H₂O

Und so die OH^- deprotoniert HA-Säure, um sich in Wasser umzuwandeln. Warum? Da das Sauerstoffatom sehr elektronegativ ist, hat es aufgrund der negativen Ladung auch einen Überschuss an Elektronendichte.

Das O hat drei Paare freier Elektronen und kann jedes von ihnen mit partieller positiver Ladung δ + an das H-Atom abgeben. Ebenso begünstigt die große energetische Stabilität des Wassermoleküls die Reaktion. Mit anderen Worten: H₂Oder es ist viel stabiler als HA, und wenn dies zutrifft, wird die Neutralisationsreaktion stattfinden.

Konjugierte Basen

Und was ist mit OH?^- und A^-? Beide sind Basen, mit dem Unterschied, dass A^- ist das konjugierte Basis von HA-Säure. Darüber hinaus^- es ist eine viel schwächere Base als OH^-. Hieraus ergibt sich folgende Schlussfolgerung: Eine Base reagiert, um eine schwächere zu generieren.

Basis _Stark + Säure _Stark => Basis _Schwach + Säure _Schwach

Wie aus der allgemeinen chemischen Gleichung hervorgeht, gilt das Gleiche für Säuren.

Die konjugierte Base A^- kann ein Molekül in einer als Hydrolyse bekannten Reaktion deprotonieren:

A^- + H₂O <=> HA + OH^-

Im Gegensatz zu OH^-, stellt ein Gleichgewicht her, wenn es mit Wasser neutralisiert wird. Wieder ist es, weil A^- Es ist eine viel schwächere Base, aber ausreichend, um eine Änderung des pH-Werts der Lösung zu bewirken.

Daher sind all diese Salze, die A enthalten^- Sie sind als basische Salze bekannt. Ein Beispiel dafür ist Natriumcarbonat, Na₂CO₃, die nach dem Lösen die Lösung mittels der Hydrolysereaktion basisch macht:

CO₃^2- + H₂Oder <=> HCO₃^- + OH^-

Sie haben Stickstoffatome oder Substituenten, die die elektronische Dichte anziehen

Bei einer Base geht es nicht nur um ionische Feststoffe mit OH-Anionen^- in Ihrem Kristallgitter, aber Sie können auch andere elektronegative Atome wie Stickstoff haben. Diese Art von Basen gehören zur organischen Chemie, und am häufigsten sind Amine.

Was ist die Amingruppe? R-NH₂. Am Stickstoffatom befindet sich ein elektronisches Paar ohne zu teilen, das ebenso wie das OH^-, ein Molekül Wasser deprotonieren:

R-NH₂ + H₂O <=> RNH₃⁺ + OH^-

Das Gleichgewicht ist stark nach links verschoben, da das Amin, obwohl es basisch ist, viel schwächer ist als das OH^-. Beachten Sie, dass die Reaktion ähnlich der für das Ammoniakmolekül ist:

NH₃ + H₂O <=> NH₄⁺ + OH^-

Nur dass die Amine das Kation NH nicht richtig bilden können₄⁺; obwohl RNH₃⁺ ist das Ammoniumkation mit einer Monosubstitution.

Und kann es mit anderen Verbindungen reagieren? Ja, bei jedem, der einen ausreichend sauren Wasserstoff besitzt, auch wenn die Reaktion nicht vollständig abläuft. Das heißt, nur ein sehr starkes Amin reagiert, ohne ein Gleichgewicht herzustellen. In ähnlicher Weise können Amine ihr Elektronenpaar an andere Spezies als H (als Alkylradikale: -CH) abgeben₃).

Basen mit aromatischen Ringen

Amine können auch aromatische Ringe haben. Wenn sein Elektronenpaar innerhalb des Rings "verloren gehen" kann, weil es die elektronische Dichte anzieht, wird seine Basizität abnehmen. Warum? Weil je mehr dieses Paar innerhalb der Struktur lokalisiert ist, desto schneller wird es mit den elektronenarmen Spezies reagieren.

Zum Beispiel das NH₃ Es ist grundlegend, weil sein Elektronenpaar nirgendwo hin kann. In gleicher Weise geschieht dies mit den Aminen, entweder primär (RNH₂), sekundär (R₂NH) oder tertiär (R₃N) Diese sind basischer als Ammoniak, da Stickstoff zusätzlich zu dem oben Gesagten höhere Elektronendichten der R-Substituenten anzieht, wodurch δ- erhöht wird.

Aber wenn ein aromatischer Ring vorhanden ist, kann dieses Paar in Resonanz treten und es unmöglich machen, an der Bildung von Verbindungen mit dem H oder anderen Spezies teilzunehmen. Daher neigen aromatische Amine dazu, weniger basisch zu sein, wenn das Elektronenpaar nicht am Stickstoff fixiert bleibt (wie beim Pyridinmolekül).

Verwandeln Sie Säure-Base-Indikatoren in Farben mit hohem pH-Wert

Eine unmittelbare Folge der Basen ist, dass sie, gelöst in irgendeinem Lösungsmittel und in Gegenwart eines Säure-Base-Indikators, Farben erhalten, die hohen pH-Werten entsprechen.

Der bekannteste Fall ist der von Phenolphthalein. Bei einem pH-Wert über 8 wird eine Lösung mit Phenolphthalein, der eine Base zugesetzt wird, in einer intensiv rotvioletten Farbe gefärbt. Das gleiche Experiment kann mit einer Vielzahl von Indikatoren wiederholt werden.

Beispiele für Basen

NaOH

Natriumhydroxid ist eine der am häufigsten verwendeten Basen weltweit. Seine Anwendungen sind unzählig, aber unter ihnen kann seine Verwendung erwähnt werden, um einige Fette zu verseifen und so basische Salze von Fettsäuren (Seifen) herzustellen.

CH₃OCH₃

Strukturell scheint Aceton keine Protonen aufzunehmen (oder Elektronen zu spenden), und doch tut es dies, obwohl es eine sehr schwache Base ist. Dies liegt daran, dass das elektronegative Atom von O die Elektronenwolken der CH-Gruppen anzieht₃, Akzentuierung der Anwesenheit seiner zwei Paare von Elektronen (: O :).

Alkalische Hydroxide

Neben NaOH sind die Hydroxide der Alkalimetalle auch starke Basen (mit Ausnahme von LiOH). So sind unter anderem folgende:

-KOH: Kaliumhydroxid oder Kalilauge, ist eine der am meisten verwendeten Basen im Labor oder in der Industrie, wegen seiner großen Entfettungskraft.

-RbOH: Rubidiumhydroxid.

-CsOH: Cäsiumhydroxid.

-FrOH: Frenchium Hydroxid, dessen Basizität theoretisch als die stärkste aller Zeiten angenommen wird.

Organische Basen

-CH₃CH₂NH₂: Ethylamin.

-LiNH₂: Lithiumamid. Zusammen mit Natriumamid, NaNH₂, sind einige der stärksten organischen Basen. In ihnen das Amiduroanion, NH₂^- es ist die Base, die Wasser deprotoniert oder mit Säuren reagiert.

-CH₃ONa: Natriummethoxid. Hier ist die Base das CH-Anion₃O^-, die mit Säuren reagieren können, um Methanol, CH zu erzeugen₃OH.

-Die Grignard-Reagenzien: Sie haben ein metallisches Atom und ein Halogen, RMX. Für diesen Fall ist der Rest R die Base, aber nicht, weil er einen sauren Wasserstoff ergreift, sondern weil er sein Elektronenpaar, das er mit dem Metallatom teilt, aufgibt. Zum Beispiel: Ethylmagnesiumbromid, CH₃CH₂MgBr. Sie sind sehr nützlich in der organischen Synthese.

NaHCO₃

Natriumbicarbonat wird verwendet, um den Säuregehalt unter milden Bedingungen, zum Beispiel im Mund, als Zusatz in Zahnpasten zu neutralisieren.

Referenzen

1. Merck KGaA. (2018). Organische Basen Genommen von: sigmaaldrich.com
2. Wikipedia. (2018). Basen (Chemie). Genommen von: en.wikipedia.org
3. Chemie 1010. Säuren und Basen: Was sind sie und wo finden sie sich? [PDF] Genommen von: cactus.dixie.edu
4. Säuren, Basen und die pH-Skala. Genommen von: 2.nau.edu
5. Die Bodner-Gruppe.Definitionen von Säuren und Basen und die Rolle von Wasser. Genommen von: chemed.chem.purdue.edu
6. Chemie LibreTexte. Grundlagen: Eigenschaften und Beispiele. Genommen von: chem.libretexts.org
7. Zittern und Atkins. (2008). Anorganische Chemie in Säuren und Basen. (vierte Ausgabe). Mc Graw Hill.
8. Helmenstin, Todd. (4. August 2018). Namen von 10 Basen. Von: gedankenco.com