Le 7 caratteristiche delle basi più importanti

Alcuni dei caratteristiche delle basi le più eccezionali sono la capacità di generare ossidrili, la loro forza o il pH superiore a 7.

Le basi sono sostanze chimiche con la capacità di donare uno ione ossidrile (OH^-) in un mezzo acquoso, o in grado di formare legami con ioni idronio, o qualsiasi sostanza in grado di donare una coppia di elettroni.

Le basi hanno spesso la formula generale di BOH dove OH è il protone e "B" è il termine generico associato alla parte di base non idrossile.

Le basi sono state definite e studiate tipicamente per la loro capacità di contrastare gli acidi e, quindi, sono rimasti indietro rispetto agli acidi nella loro caratterizzazione chimica.

Sua terminologia rigida (alcalino) è derivato da una radice parola araba associato "tostato" dovuto al fatto che le prime basi sono stati caratterizzati da sostanze che fanno sapone ottenuto dalla tostatura cenere e trattamento con acqua e calce spenta (LESNEY, 2003).

Nel 1890, Svante August Arrhenius (1859-1927) definì le basi come "sostanze che forniscono anioni di idrossile alla soluzione".

Propose anche che il meccanismo mediante il quale gli acidi e le basi interagissero per neutralizzarsi a vicenda stava formando acqua e il sale appropriato (Encyclopædia Britannica, 1998).

Principali caratteristiche delle basi

1- Proprietà fisiche

Le basi hanno un sapore aspro e, ad eccezione dell'ammoniaca, sono prive di odore. La sua texture è liscia e ha la capacità di cambiare il colore del blu cartina di tornasole, metilarancio alla fenolftaleina giallo e viola (Proprietà di acidi e basi, S.F.).

2- Capacità di generare ossidrili

Nel 1923, il chimico danese Johannes Brønsted Nicolaus e il chimico inglese Thomas Martin Lowry, ampliato la teoria di Arrhenius, introducendo la teoria di Brønsted e Lowry che ha dichiarato che qualsiasi composto che può accettare un protone da qualsiasi altro composto è un base (Encyclopædia Britannica, 1998). Ad esempio, ammoniaca:

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

Ammoniaca e ammine sono considerate basi di Brønsted / Lowry. Nel 1923 il chimico americano Gilbert N.

Lewis introduce la sua teoria, in cui una base è considerata un qualsiasi composto con una coppia di elettroni disponibile (Encyclopædia Britannica, 1998).

In questo modo, l'ammoniaca e le ammine sono anche considerate come basi di Lewis poiché hanno coppie di elettroni liberi e reagiscono con l'acqua per produrre OH^-:

NH₃+ H₂O → NH₄⁺ + OH^-

3- Forza di una base

Le basi sono classificate in basi forti e basi deboli. La forza di una base è associata alla sua costante di equilibrio, quindi per il caso delle basi, dette costanti sono denominate costanti di basicità Kb.

Pertanto, le basi forti hanno una grande basicità costante, quindi tendono a dissociarsi completamente. Esempi di questi acidi sono alcali come l'idrossido di sodio o di potassio le cui costanti di basicità sono così grandi da non poter essere misurate in acqua.

D'altra parte, una base debole è una cui costante di dissociazione è bassa, quindi è in equilibrio chimico.

Esempi di questi sono ammoniaca e ammine le cui costanti di acido sono nell'ordine di 10.^-4. La figura 1 mostra le diverse costanti di acidità per basi diverse.

5- pH superiore a 7

La scala del pH misura il livello di alcalinità o acidità di una soluzione. La scala varia da zero a 14. Un pH inferiore a 7 è acido.

Un pH superiore a 7 è di base. Il punto medio 7 rappresenta un pH neutro. Una soluzione neutra non è né acida né alcalina.

La scala del pH è ottenuta in base alla concentrazione di H⁺ nella soluzione ed è inversamente proporzionale ad essa. Le basi, diminuendo la concentrazione di protoni, aumentano il pH di una soluzione.

4- Capacità di neutralizzare gli acidi

Arrhenius, nella sua teoria, propone che gli acidi, essendo in grado di generare protoni, reagiscano con gli ossidrili delle basi per formare sale e acqua nel modo seguente:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

Questa reazione è chiamata neutralizzazione ed è la base della tecnica analitica chiamata titolazione (Bruce Mahan, 1990).

6- Capacità dell'ossido di riduzione

Data la loro capacità di produrre specie cariche, le basi sono utilizzate come mezzo per il trasferimento di elettroni nelle reazioni redox.

Le basi hanno anche la tendenza ad ossidarsi poiché possiedono la capacità di donare elettroni liberi.

Le basi contengono ioni OH. Possono agire per donare elettroni. L'alluminio è un metallo che reagisce con le basi.

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2NaAl (OH)₄+ 3H₂

Non corrodere molti metalli, perché i metalli tendono a perdere invece di accettare gli elettroni, ma le basi sono altamente corrosive per le sostanze organiche come quelle che costituiscono la membrana cellulare.

Queste reazioni sono solitamente esotermiche, che causano gravi ustioni a contatto con la pelle, quindi questo tipo di sostanza deve essere maneggiato con cura. La figura 3 è il codice di sicurezza quando una sostanza è corrosiva.

7- Catalisi di base

L'accelerazione di una reazione chimica mediante l'aggiunta di una base è nota come catalisi di base. Detta base non viene consumata nella reazione.

La reazione catalitica può essere generale o specifica di base come nell'aggiunta di acido cianidrico ad aldeidi e chetoni in presenza di idrossido di sodio.

Il meccanismo delle reazioni catalizzate da acido e base è spiegato in termini del concetto di acidi e basi di Brønsted-Lowry come uno in cui vi è un trasferimento iniziale di protoni dal reagente a un catalizzatore basico (Encyclopædia Britannica, 1998).

In generale, le reazioni in cui è coinvolto un nucleofilo sono catalizzate nel mezzo di base, sia aggiunte che sostituzioni elettrofile.

Anche in reazioni di eliminazione come la condensazione inversa di alcoli (catalisi specifica di base) o una sostituzione nucleofila (catalisi generale) come mostrato nella Figura 4 (Base Catalysis, 2004).

riferimenti

1. Catalisi di base. (2004). Estratto da everyscience.com.
2. Bruce Mahan, R. M. (1990). Corso universitario di chimica quarta edizione. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A.
3. Encyclopædia Britannica. (20 luglio 1998). Catalisi acido-base. Estratto da britannica.com.
4. Encyclopædia Britannica. (21 dicembre 1998). Teoria di Arrhenius. Estratto da britannica.com.
5. Encyclopædia Britannica. (20 luglio 1998). Teoria di Brønsted-Lowry. Estratto da britannica.com.
6. Encyclopædia Britannica. (20 luglio 1998). Teoria di Lewis. Estratto da britannica.com.
7. LESNEY, M. S. (marzo 2003). Chemistry Chronicles Una storia di base dell'acido: da Aristotele ad Arnold. Estratto da pubs.acs.org.
8. Proprietà di acidi e basi. (S.F.). Estratto da sciencegeek.net