Baser: egenskaper och exempel

Baserna är alla de kemiska föreningar som kan acceptera protoner eller donera elektroner. I natur eller konstgjort finns både oorganiska och organiska baser. Därför kan dess beteende förutses för många molekyler eller joniska fasta ämnen.

Vad som skiljer en bas från resten av de kemiska ämnena är emellertid den markerade tendensen att donera elektroner framför exempelvis arter som är svaga i elektronisk densitet. Detta är endast möjligt om det elektroniska paret är beläget. Som ett resultat av detta har baserna elektronrika regioner, δ-.

Vilka organoleptiska egenskaper gör att baserna kan identifieras? De är vanligtvis kaustiska ämnen, vilket orsakar svåra brännskador genom fysisk kontakt. Samtidigt har de en soapy känsla, och de löser lätt fett. Dessutom är dess smaker bittra.

Var är de i det dagliga livet? En kommersiell och rutinmässig källa till baserna är rengöringsmedel, från tvättmedel till toaletttvål. Av den anledningen kan bilden av bubblor som är upphängda i luften hjälpa till att påminna baserna, även när det finns många fysikalisk-kemiska fenomen som ligger bakom dem.

Många baser uppvisar helt olika egenskaper. Till exempel ger vissa av illamående och intensiva lukt, som för ekologiska aminer. Andra, å andra sidan, som ammoniak, penetrerar och irriterar. De kan också vara färglösa vätskor, eller joniska vita fastämnen.

Alla baser har emellertid något gemensamt: de reagerar med syror för att producera lösliga salter i polära lösningsmedel, såsom vatten.

Basens egenskaper

Bortsett från det ovan nämnda, vilka specifika egenskaper borde alla baser ha? Hur kan de acceptera protoner eller donera elektroner? Svaret ligger i elektronegegativiteten hos atomerna i molekylen eller jonen; och bland alla av dem är syre det dominerande, speciellt när det hittas som oxidriljon, OH-.

De släpper OH-

Till att börja med kan OH- vara närvarande i många föreningar, huvudsakligen i metallhydroxider, eftersom det i metaller med tendens tenderar att "snatch" protoner för att bilda vatten. Således kan en bas vara vilken som helst substans som frigör denna jon i lösning genom en balans av löslighet:

M (OH) ₂ M2 + + 2OH-

Om hydroxiden är väldigt löslig är jämvikten helt förskjutet till höger om kemiska ekvationen och en stark bas talas. M (OH) ₂, å andra sidan, är en svag bas, eftersom den inte helt frisätter dess OH-joner i vatten. När OH-produkten har producerats kan den neutralisera eventuell syra som finns runt den:

OH- + HA => A- + H20

Och så OH-deprotonerar syran HA att transformera till vatten. Varför? Eftersom syreatomen är mycket elektronegativ och dessutom har den ett överskott av elektronisk densitet på grund av negativ laddning.

O har tre par fria elektroner och kan donera någon av dem till H-atomen med partiell positiv laddning, δ +. På samma sätt gynnar den stora energiska stabiliteten hos vattenmolekylen reaktionen. Med andra ord: H ₂ O är mycket stabilare än HA, och när detta är sant kommer neutraliseringsreaktionen att uppstå.

Konjugerade baser

Och vad sägs om OH- och A-? Båda är baser, med skillnaden att A- är den konjugerade basen av HA-syra. Dessutom är A- en mycket svagare bas än OH-. Härifrån nås följande slutsats: en bas reagerar på att generera en annan svagare.

_Stark bas + _Sterk syra => _Svag bas + _Svag syra

Som kan ses i den allmänna kemiska ekvationen gäller samma sak för syror.

Konjugatbasen A- kan deprotonera en molekyl i en reaktion som kallas hydrolys:

A- + H20 HA + OH-

Men, till skillnad från OH-, upprättas en balans när den neutraliseras med vatten. Återigen beror det på att A- är en mycket svagare bas, men tillräckligt för att ge en förändring i lösningens pH.

Därför är alla de salter som innehåller A- kända som basiska salter. Ett exempel på dessa är natriumkarbonat, Na2C03, som efter upplösning baserar lösningen genom hydrolysreaktionen:

CO3 2- + H20HCO3- + OH-

De har kväveatomer eller substituenter som attraherar elektronisk densitet

En bas handlar inte bara om joniska fasta ämnen med OH-anjoner i deras kristallgitter, men de kan också ha andra elektronegativa atomer som kväve. Denna typ av baser hör till organisk kemi, och bland de vanligaste är aminer.

Vad är amingruppen? R-NH2. På kväveatomen finns ett elektroniskt par utan att dela, vilket kan, som OH, deprotonera en vattenmolekyl:

R-NH2 + H20RNH3 + + OH-

Jämvikten är mycket förskjuten till vänster, eftersom aminen, även om den är basisk, är mycket svagare än OH-. Observera att reaktionen liknar den som ges för ammoniakmolekylen:

NH3 + H2O NH4 + + OH-

Endast aminerna kan inte korrekt bilda katjonen, NH4 +; fastän RNH3 + är ammoniumkatjonen med en monosubstitution.

Och kan det reagera med andra föreningar? Ja, med någon som har ett tillräckligt surt väte, även om reaktionen inte sker helt. Det betyder att endast en mycket stark amin reagerar utan att skapa jämvikt. På samma sätt kan aminer donera sina elektronpar till andra arter än H (som alkylradikaler: -CH3).

Baser med aromatiska ringar

Aminerna kan också ha aromatiska ringar. Om dess elektronpar kan "gå vilse" inuti ringen, eftersom det lockar elektronisk densitet, kommer dess grundläggandeitet att minska. Varför? Eftersom ju mer lokaliserat paret ligger inom strukturen, desto snabbare kommer det att reagera med de elektrondragande arterna.

Till exempel är NH ₃ grundläggande eftersom dess elektronpar har ingenstans att gå. På samma sätt sker det med aminerna, antingen primära (RNH2), sekundära (R2 NH) eller tertiära (R3N). Dessa är mer grundläggande än ammoniak eftersom, förutom ovanstående, kväve lockar högre elektrondensiteter av R-substituenterna, vilket ökar sålunda 8-

Men när det finns en aromatisk ring kan detta par ingå resonans inuti det, vilket gör det omöjligt att delta i bildandet av länkar med H eller andra arter. Därför tenderar aromatiska aminer att vara mindre grundläggande, såvida inte elektronparet är fastat på kväve (som med pyridinmolekylen).

Vrid syra-basindikatorerna till höga pH-färger

En omedelbar konsekvens av baserna är att de upplösta i vilket lösningsmedel som helst och i närvaro av en syrabasindikator erhåller de färger som motsvarar höga pH-värden.

Det mest kända fallet är fenolftalein. Vid pH över 8 färgas en lösning med fenolftalin, till vilken en bas tillsätts, en intensiv röd-violös färg. Samma experiment kan upprepas med ett brett spektrum av indikatorer.

Exempel på baser

NaOH

Natriumhydroxid är en av de mest använda baserna världen över. Dess tillämpningar är otaliga, men bland dem kan nämnas dess användning för att saponify vissa fetter och därmed tillverka basiska salter av fettsyror (tvål).

CH3 OCH3

Strukturellt verkar aceton inte acceptera protoner (eller donera elektroner), och ändå gör det även om det är en mycket svag bas. Detta beror på att den elektronegativa atomen av O lockar de elektroniska molnen hos CH _3- grupperna, vilket accentuerar närvaron av dess två elektronpar (: O :).

Alkalihydroxider

Bortsett från NaOH är hydroxiderna av alkalimetallerna också starka baser (med undantag av LiOH). Således är bland andra baser följande:

-KOH: Kaliumhydroxid eller kaustikpotash, är en av de baser som används mest i laboratoriet eller i industrin, tack vare sin stora avfettningsförmåga.

-RbOH: rubidiumhydroxid.

-CsOH: cesiumhydroxid.

-FROH: Frenchiumhydroxid, vars grundläggandeitet antas teoretiskt sett vara den starkaste någonsin kända.

Organiska baser

-CH3CH2NH2: etylamin.

-LiNH ₂ : litiumamid. Tillsammans med natriumamid, NaNH ₂, är de en av de starkaste organiska baserna. I dem är amiduroanjonen, NH2 - basen som deprotonerar vatten eller reagerar med syror.

-CH3 ONa: natriummetoxid. Här är basen CH3O-anjonen, som kan reagera med syror för att ge metanol, CH3OH.

-The Grignard reagens: de har en metallatom och en halogen, RMX. För det här fallet är den radikala R basen, men inte för att den snörtar ett surt väte, utan för att det ger upp sitt elektroner som det delar med metallatomen. Till exempel: etylmagnesiumbromid, CH3CH2MgBr. De är mycket användbara i organisk syntes.