Die 7 Merkmale der wichtigsten Basen

Einige der Eigenschaften der Basen die herausragendsten sind die Fähigkeit, Hydroxyle zu erzeugen, ihre Stärke oder der pH-Wert größer als 7.

Die Basen sind chemische Substanzen mit der Fähigkeit, ein Hydroxylion (OH^-) in einem wässrigen Medium oder fähig zur Bildung von Bindungen mit Hydroniumionen oder irgendeiner Substanz, die in der Lage ist, ein Elektronenpaar abzugeben.

Basen haben oft die allgemeine Formel von BOH, wobei OH das Proton ist und "B" der allgemeine Ausdruck ist, der mit dem Nicht-Hydroxylbasisteil assoziiert ist.

Die Basen wurden typischerweise für ihre Fähigkeit, den Säuren entgegenzuwirken, definiert und untersucht, und daher blieben sie in ihrer chemischen Charakterisierung hinter den Säuren zurück.

Seine starre Terminologie (alkalisch) aus einem arabischen Wortstamm abgeleitet assoziiert mit „gerösteten“ aufgrund der Tatsache, daß die ersten Basen aus Substanzen charakterisierten Seife aus dem Rösten Asche erhalten machen und mit Wasser und Behandlung von gelöschtem Kalk (LESNEY, 2003).

In den 1890er Jahren, Svante Arrhenius (1859-1927) schließlich Basen als „Substanzen, die Anionen von Hydroxyl zu der Lösung bereitzustellen“ definiert.

Auch vorgeschlagen, dass der Mechanismus, durch den die Säuren und Basen in Wechselwirkung treten, um sich gegenseitig und bilden Wasser neutralisiert war das entsprechende Salz (Encyclopaedia Britannica, 1998).

Hauptmerkmale der Basen

1- Physikalische Eigenschaften

Die Basen haben einen sauren Geschmack und, mit Ausnahme von Ammoniak, fehlt Geruch. Seine Textur ist glatt und hat die Fähigkeit, die Farbe von Lackmuspapier blau, Methylorange zu gelb und lila Phenolphthalein (Eigenschaften von Säuren und Basen, S. F.) zu ändern.

2- Fähigkeit, Hydroxyle zu erzeugen

Im Jahr 1923 erweitert der dänische Chemiker Johannes Nicolaus Brønsted und der englische Chemiker Thomas Martin Lowry, die Theorie Arrhenius durch die Theorie der Brønsted und Lowry einzuführen, die erklärt, dass jede Verbindung, die ein Proton von einer anderen Verbindung aufnehmen kann a Basis (Encyclopædia Britannica, 1998). Zum Beispiel Ammoniak:

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

Ammoniak und Amine gelten als Brønsted / Lowry-Basen. Im Jahr 1923 der amerikanische Chemiker Gilbert N.

Lewis führt seine Theorie ein, in der eine Base als eine Verbindung mit einem verfügbaren Elektronenpaar betrachtet wird (Encyclopædia Britannica, 1998).

Auf diese Weise werden Ammoniak und Amine ebenfalls als Lewis-Basen betrachtet, da sie freie Elektronenpaare haben und mit Wasser unter Bildung von OH reagieren^-:

NH₃+ H₂O → NH₄⁺ + OH^-

3- Stärke einer Basis

Die Basen sind in starke Basen und schwache Basen eingeteilt. Die Stärke einer Basis ist mit ihrer Gleichgewichtskonstante verbunden, daher werden diese Konstanten für den Fall der Basen als Basizitätskonstanten Kb bezeichnet.

Daher haben starke Basen eine große Basizitätskonstante, so dass sie dazu neigen, vollständig zu dissoziieren. Beispiele für diese Säuren sind Alkalien wie Natrium- oder Kaliumhydroxid, deren Basizitätskonstanten so groß sind, dass sie in Wasser nicht gemessen werden können.

Auf der anderen Seite ist eine schwache Base eine solche, deren Dissoziationskonstante niedrig ist, so dass sie im chemischen Gleichgewicht ist.

Beispiele hierfür sind Ammoniak und Amine, deren Säurekonstanten in der Größenordnung von 10 liegen.^-4. Abbildung 1 zeigt die unterschiedlichen Säurekonstanten für verschiedene Basen.

5- pH größer als 7

Die pH-Skala misst den Grad der Alkalität oder Acidität einer Lösung. Die Skala variiert von 0 bis 14. Ein pH-Wert von weniger als 7 ist sauer.

Ein pH größer als 7 ist basisch. Der Mittelpunkt 7 repräsentiert einen neutralen pH-Wert. Eine neutrale Lösung ist weder sauer noch alkalisch.

Die pH-Skala wird entsprechend der Konzentration von H erhalten⁺ in der Lösung und ist umgekehrt proportional dazu. Die Basen erhöhen durch Verringern der Konzentration von Protonen den pH-Wert einer Lösung.

4-Fähigkeit, Säuren zu neutralisieren

Arrhenius in seiner Theorie schlägt vor, dass Säuren, Protonen zu erzeugen, die mit den Hydroxylen der Basen zu reagieren, Salz und Wasser Weise zu bilden:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

Diese Reaktion wird als Neutralisierung bezeichnet und ist die Grundlage der als Titration bezeichneten Analysetechnik (Bruce Mahan, 1990).

6- Reduktion Oxidkapazität

Aufgrund ihrer Fähigkeit, geladene Spezies zu produzieren, werden Basen als Mittel für den Elektronentransfer in Redoxreaktionen verwendet.

Die Basen neigen auch dazu, zu oxidieren, da sie die Fähigkeit besitzen, freie Elektronen zu spenden.

Die Basen enthalten OH-Ionen. Sie können Elektronen spenden. Aluminium ist ein Metall, das mit Basen reagiert.

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2NaAl (OH)₄+ 3H₂

Korrodiere nicht viele Metalle, denn Metalle neigen dazu, zu verlieren, anstatt Elektronen aufzunehmen, aber die Basen sind hochkorrosiv gegenüber organischen Substanzen wie jenen, die die Zellmembran bilden.

Diese Reaktionen sind normalerweise exotherm, was beim Kontakt mit der Haut zu schweren Verbrennungen führt. Daher sollte diese Art von Substanz mit Vorsicht behandelt werden. Abbildung 3 zeigt den Sicherheitscode, wenn ein Stoff korrosiv ist.

7- Grundlegende Katalyse

Die Beschleunigung einer chemischen Reaktion durch den Zusatz einer Base ist als basische Katalyse bekannt. Diese Base wird nicht in der Reaktion verbraucht.

Die katalytische Reaktion kann allgemein oder basenspezifisch sein, wie bei der Addition von Cyanwasserstoff an Aldehyde und Ketone in Gegenwart von Natriumhydroxid.

Der Mechanismus der katalysierten Reaktionen von Säure und Base erklärte in Bezug auf das Konzept der Säuren und Basen Bronsted-Lowry als einen, in dem es ein anfänglicher Protonentransfer von Reaktanden zu basischem Katalysator (Encyclopaedia Britannica, 1998).

Im Allgemeinen werden Reaktionen, bei denen ein Nucleophil beteiligt ist, in basischem Medium katalysiert, entweder durch Additionen oder durch elektrophile Substitutionen.

Auch bei Eliminierungsreaktionen wie der reversen Kondensation von Alkoholen (basische spezifische Katalyse) oder einer nukleophilen Substitution (allgemeine Katalyse) wie in Abbildung 4 (Base Catalysis, 2004).

Referenzen

1. Basenkatalyse. (2004). Von everyscience.com abgerufen.
2. Bruce Mahan, R. M. (1990). Chemie-Universität Kurs vierte Ausgabe. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A.
3. Encyclopædia Britannica. (20. Juli 1998). Säure-Base-Katalyse. Von britannica.com abgerufen.
4. Encyclopædia Britannica. (21. Dezember 1998). Arrhenius-Theorie. Von britannica.com abgerufen.
5. Encyclopædia Britannica. (20. Juli 1998). Brønsted-Lowry-Theorie. Von britannica.com abgerufen.
6. Encyclopædia Britannica. (20. Juli 1998). Lewis-Theorie. Von britannica.com abgerufen.
7. LESNEY, M. S. (März 2003). Chemie Chronicles Eine Grundgeschichte von säure- Von Aristoteles bis Arnold. Von pubs.acs.org abgerufen.
8. Eigenschaften von Säuren und Basen. (S.F.) Von sciencegeek.net bezogen