Basi ed esempi caratteristici

il fondazioni sono tutti quei composti chimici che possono accettare protoni o donare elettroni. In natura o artificialmente ci sono basi inorganiche e organiche. Pertanto, il suo comportamento può essere previsto per molte molecole o solidi ionici.

Tuttavia, ciò che distingue una base dal resto delle sostanze chimiche è la marcata tendenza a donare elettroni, ad esempio, a specie povere di densità elettronica. Questo è possibile solo se si trova la coppia elettronica. Come conseguenza di ciò, le basi hanno regioni ricche di elettroni, δ-.

Quali proprietà organolettiche consentono di identificare le basi? Di solito sono sostanze caustiche che causano gravi ustioni attraverso il contatto fisico. Allo stesso tempo, hanno una sensazione di sapone e sciolgono facilmente i grassi. Inoltre, i suoi sapori sono amari.

Dove sono nella vita quotidiana? Una fonte commerciale e di routine delle basi sono i prodotti per la pulizia, dai detersivi ai saponi da toeletta. Per questo motivo l'immagine delle bolle sospese nell'aria può aiutare a ricordare le basi, anche quando dietro di loro ci sono molti fenomeni fisico-chimici coinvolti.

Molte basi esibiscono proprietà completamente diverse. Ad esempio, alcuni emanano odori nauseabondi e intensi, come quello delle ammine organiche. Altri, invece, come l'ammoniaca, sono penetranti e irritanti. Possono anche essere liquidi incolori o solidi bianchi ionici.

Tuttavia, tutte le basi hanno qualcosa in comune: reagiscono con gli acidi, per produrre sali solubili in solventi polari, come l'acqua.

indice

• 1 Caratteristiche delle basi
  • 1.1 Rilascio OH-
  • 1.2 Hanno atomi di azoto o sostituenti che attraggono la densità elettronica
  • 1.3 Ruotare gli indicatori acido-base a colori con pH elevato
• 2 Esempi di basi
  • 2.1 NaOH
  • 2.2 CH3OCH3
  • 2.3 Idrossidi alcalini
  • 2.4 basi organiche
  • 2,5 NaHCO3
• 3 riferimenti

Caratteristiche delle basi

Oltre a quanto detto sopra, quali caratteristiche specifiche dovrebbero avere tutte le basi? Come possono accettare i protoni o donare elettroni? La risposta sta nell'elettronegatività degli atomi della molecola o dello ione; e tra tutti, l'ossigeno è il predominante, specialmente quando si trova come ione ossidilico, OH^-.

Rilasciano OH^-

Per cominciare, l'OH^- Può essere presente in molti composti, principalmente in idrossidi metallici, perché in compagnia dei metalli tende a "strappare" i protoni per formare acqua. Quindi, una base può essere qualsiasi sostanza che rilascia questo ione in soluzione attraverso un equilibrio di solubilità:

M (OH)₂ <=> M²⁺ + 2OH^-

Se l'idrossido è molto solubile, l'equilibrio è totalmente spostato a destra dell'equazione chimica e si parla di una base forte. M (OH)₂ , tuttavia, è una base debole, dal momento che non rilascia completamente i suoi ioni OH^- nell'acqua Una volta l'OH^- si verifica in grado di neutralizzare qualsiasi acido che si trova nei suoi dintorni:

OH^- + HA => A^- + H₂O

E così l'OH^- deprotona l'acido HA per trasformarlo in acqua. Perché? Perché l'atomo di ossigeno è molto elettronegativo e inoltre ha un eccesso di densità elettronica a causa della carica negativa.

L'O ha tre coppie di elettroni liberi, e può donare qualcuno di loro all'atomo H con carica parziale positiva, δ +. Allo stesso modo, la grande stabilità energetica della molecola d'acqua favorisce la reazione. In altre parole: H₂Oppure è molto più stabile di HA, e quando questo è vero, si verificherà la reazione di neutralizzazione.

Basi coniugate

E che mi dici di OH^- e A^-? Entrambe sono basi, con la differenza che A^- è il base coniugata di acido HA. Inoltre, A^- è una base molto più debole di OH^-. Da qui si raggiunge la seguente conclusione: una base reagisce per generare un'altra più debole.

base _forte + Acido _forte => Base _debole + Acido _debole

Come si può vedere nell'equazione chimica generale, lo stesso vale per gli acidi.

La base coniugata A^- può deprotonare una molecola in una reazione nota come idrolisi:

la^- + H₂O <=> HA + OH^-

Tuttavia, a differenza di OH^-, stabilisce un equilibrio quando neutralizzato con acqua. Di nuovo è perché A^- È una base molto più debole, ma sufficiente per produrre un cambiamento nel pH della soluzione.

Pertanto, tutti quei sali che contengono A^- sono conosciuti come sali basici. Un esempio di questi è il carbonato di sodio, Na₂CO₃, che dopo la dissoluzione basa la soluzione mediante la reazione di idrolisi:

CO₃^2- + H₂O <=> HCO₃^- + OH^-

Hanno atomi di azoto o sostituenti che attraggono la densità elettronica

Una base non riguarda solo i solidi ionici con anioni OH^- nel tuo reticolo cristallino, ma puoi anche avere altri atomi elettronegativi come l'azoto. Questo tipo di basi appartengono alla chimica organica e tra le più comuni ci sono le ammine.

Qual è il gruppo di ammine? R-NH₂. Sull'atomo di azoto c'è una coppia elettronica senza condivisione, che può, così come l'OH^-, deprotonate una molecola di acqua:

R-NH₂ + H₂O <=> RNH₃⁺ + OH^-

L'equilibrio è molto spostato a sinistra, dal momento che l'ammina, sebbene di base, è molto più debole della OH^-. Si noti che la reazione è simile a quella data per la molecola di ammoniaca:

NH₃ + H₂O <=> NH₄⁺ + OH^-

Solo che le ammine non possono formare correttamente il catione, NH₄⁺; sebbene RNH₃⁺ è il catione di ammonio con una monosostituzione.

E può reagire con altri composti? Sì, con chiunque possieda un idrogeno sufficientemente acido, anche se la reazione non si verifica completamente. Cioè, solo un'ammina molto forte reagisce senza stabilire un equilibrio. Allo stesso modo, le ammine possono donare la loro coppia di elettroni ad altre specie di H (come radicali alchilici: -CH₃).

Basi con anelli aromatici

Le ammine possono anche avere anelli aromatici. Se la sua coppia di elettroni può "perdersi" all'interno dell'anello, perché attrae la densità elettronica, allora la sua basicità diminuirà. Perché? Perché più localizzata quella coppia è all'interno della struttura, più velocemente reagirà con le specie povere di elettroni.

Ad esempio, l'NH₃ È fondamentale perché la sua coppia di elettroni non ha un posto dove andare. Allo stesso modo accade con le ammine, sia primarie (RNH₂), secondario (R₂NH) o terziario (R₃N). Questi sono più basilari dell'ammoniaca perché, in aggiunta a quanto sopra, l'azoto attrae densità di elettroni più elevate dei sostituenti R, aumentando così δ-.

Ma quando c'è un anello aromatico, questa coppia può entrare in risonanza al suo interno, rendendo impossibile partecipare alla formazione di collegamenti con l'H o altre specie. Pertanto, le ammine aromatiche tendono ad essere meno basiche, a meno che la coppia di elettroni rimanga fissa sull'azoto (come con la molecola di piridina).

Attiva gli indicatori acido-base a colori con pH elevato

Una conseguenza immediata delle basi è che, sciolti in qualsiasi solvente e in presenza di un indicatore acido-base, ottengono colori corrispondenti a valori di pH elevati.

Il caso più noto è quello della fenolftaleina. A pH superiore a 8 una soluzione con fenolftaleina a cui viene aggiunta una base, viene tinta di un intenso colore rosso-viola. Lo stesso esperimento può essere ripetuto con una vasta gamma di indicatori.

Esempi di basi

NaOH

L'idrossido di sodio è una delle basi più utilizzate in tutto il mondo. Le sue applicazioni sono innumerevoli, ma tra esse si può menzionare il suo uso per saponificare alcuni grassi e quindi produrre sali basici di acidi grassi (saponi).

CH₃OCH₃

Strutturalmente, l'acetone potrebbe non sembrare accettare i protoni (o donare elettroni), eppure lo fa anche se è una base molto debole. Questo perché l'atomo elettronegativo di O attrae le nuvole elettroniche dei gruppi CH₃, accentuando la presenza delle sue due coppie di elettroni (: O :).

Idrossidi alcalini

Oltre al NaOH, gli idrossidi dei metalli alcalini sono anche basi forti (ad eccezione di LiOH). Quindi, tra le altre basi ci sono le seguenti:

-KOH: idrossido di potassio o potassa caustica, è una delle basi più utilizzate in laboratorio o nell'industria, grazie al suo straordinario potere sgrassante.

-RbOH: idrossido di rubidio.

-CsOH: idrossido di cesio.

-FrOH: Frenchium hydroxide, la cui basicità è presunta, teoricamente, la più forte mai conosciuta.

Basi organiche

-CH₃CH₂NH₂: etilamina.

-LiNH₂: ammide di litio. Insieme con l'ammide di sodio, NaNH₂, sono alcune delle basi organiche più forti. In loro l'anido amiduro, NH₂^- è la base che deprotonates acqua o reagisce con acidi.

-CH₃ONa: metossido di sodio. Qui la base è l'anione CH₃O^-, che può reagire con acidi per produrre metanolo, CH₃OH.

-I reagenti di Grignard: hanno un atomo metallico e un alogeno, RMX. Per questo caso, il radicale R è la base, ma non perché strappa un idrogeno acido, ma perché rinuncia alla sua coppia di elettroni che condivide con l'atomo di metallo. Ad esempio: etilmagnesium bromuro, CH₃CH₂MgBr. Sono molto utili nella sintesi organica.

NaHCO₃

Il bicarbonato di sodio viene utilizzato per neutralizzare l'acidità in condizioni blande, ad esempio all'interno della bocca come additivo nei dentifrici.

riferimenti

1. Merck KGaA. (2018). Basi organiche Tratto da: sigmaaldrich.com
2. Wikipedia. (2018). Basi (chimica). Tratto da: en.wikipedia.org
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5. Il gruppo Bodner.Definizioni di acidi e basi e ruolo dell'acqua. Tratto da: chemed.chem.purdue.edu
6. Chimica LibreTexts. Basi: proprietà ed esempi. Tratto da: chem.libretexts.org
7. Shiver e Atkins. (2008). Chimica inorganica in Acidi e basi. (quarta edizione). Mc Graw Hill.
8. Helmenstine, Todd. (4 agosto 2018). Nomi di 10 basi. Estratto da: thoughtco.com