CĂN CỨ: ĐẶC ĐIỂM VÀ VÍ DỤ - HÓA HỌC - 2025

Các cơ sở đều là những hợp chất hóa học có thể tặng electron hoặc chấp nhận proton. Trong tự nhiên hay nhân tạo đều có cả bazơ vô cơ và hữu cơ. Do đó, hành vi của nó có thể được dự đoán đối với nhiều phân tử ion hoặc chất rắn.

Tuy nhiên, điều khác biệt giữa một bazơ với phần còn lại của các chất hóa học là xu hướng hiến tặng điện tử rõ rệt của nó so với các loài nghèo về mật độ điện tử. Điều này chỉ có thể thực hiện được nếu cặp điện tử được định vị. Do đó, các bazơ có các vùng giàu electron, δ-.

Xà phòng là bazơ yếu được tạo thành do phản ứng của axit béo với natri hydroxit hoặc kali hydroxit.

Tính chất cảm quan nào cho phép xác định bazơ? Chúng thường là các chất ăn da, gây bỏng nặng khi tiếp xúc vật lý. Đồng thời, chúng có tính xà phòng, và hòa tan chất béo dễ dàng. Hơn nữa, hương vị của nó rất đắng.

Họ đang ở đâu trong cuộc sống hàng ngày? Nguồn cơ sở thương mại và thông thường là các sản phẩm tẩy rửa, từ chất tẩy rửa đến xà phòng rửa tay. Vì lý do này, hình ảnh các bong bóng lơ lửng trong không khí có thể giúp ghi nhớ các bazơ, mặc dù đằng sau chúng có rất nhiều hiện tượng hóa lý liên quan.

Nhiều bazơ thể hiện các tính chất hoàn toàn khác nhau. Ví dụ, một số có mùi hôi và nồng, chẳng hạn như các amin hữu cơ. Mặt khác, những chất khác, chẳng hạn như amoniac, có thể thâm nhập và gây khó chịu. Chúng cũng có thể là chất lỏng không màu, hoặc chất rắn màu trắng ion.

Tuy nhiên, tất cả các bazơ đều có một điểm chung: chúng phản ứng với axit tạo ra muối hòa tan trong dung môi phân cực, chẳng hạn như nước.

Đặc điểm của các cơ sở

Xà phòng là một cơ sở

Ngoài những gì đã được đề cập, tất cả các căn cứ phải có những đặc điểm cụ thể nào? Làm thế nào họ có thể nhận proton hoặc tặng electron? Câu trả lời nằm ở độ âm điện của các nguyên tử của phân tử hoặc ion; và trong số tất cả chúng, oxy chiếm ưu thế, đặc biệt khi nó được tìm thấy dưới dạng ion hydroxyl, OH ^- .

Tính chất vật lý

Bazơ có vị chua, ngoại trừ amoniac, không mùi. Kết cấu của nó trơn và có khả năng làm đổi màu giấy quỳ thành xanh lam, metyl da cam thành vàng và phenolphtalein thành màu tím.

Sức mạnh của một cơ sở

Bazơ được phân thành bazơ mạnh và bazơ yếu. Độ bền của một bazơ gắn liền với hằng số cân bằng của nó, do đó, trong trường hợp bazơ, những hằng số này được gọi là hằng số cơ bản Kb.

Như vậy, các bazơ mạnh có hằng số bazơ lớn nên có xu hướng phân li hoàn toàn. Ví dụ về các axit này là các chất kiềm như natri hoặc kali hydroxit, có hằng số tính bazơ lớn đến mức không thể đo được chúng trong nước.

Mặt khác, một bazơ yếu là một bazơ có hằng số phân ly thấp nên nó ở trạng thái cân bằng hóa học.

Ví dụ về chúng là amoniac và amin có hằng số axit theo thứ tự 10 ^-4 . Hình 1 cho thấy các hằng số axit khác nhau đối với các bazơ khác nhau.

Hằng số phân ly bazơ.

pH lớn hơn 7

Thang đo pH đo độ kiềm hoặc độ axit của dung dịch. Thang đo nằm trong khoảng từ 0 đến 14. Một chất có pH nhỏ hơn 7 có tính axit. Độ pH lớn hơn 7 là bazơ. Điểm giữa 7 biểu thị độ pH trung tính. Dung dịch trung tính không có tính axit cũng không có tính kiềm.

Thang đo pH nhận được là một hàm của nồng độ H ⁺ trong dung dịch và tỷ lệ nghịch với nó. Bazơ, bằng cách giảm nồng độ proton, làm tăng độ pH của dung dịch.

Khả năng trung hòa axit

Arrhenius, theo lý thuyết của mình, đề xuất rằng axit, có thể tạo ra proton, phản ứng với hydroxyl của bazơ để tạo thành muối và nước theo cách sau:

HCl + NaOH → NaCl + H ₂ O.

Phản ứng này được gọi là trung hòa và là cơ sở của kỹ thuật phân tích được gọi là chuẩn độ.

Khả năng khử oxit

Do khả năng tạo ra các hạt mang điện, các bazơ được sử dụng làm môi trường chuyển điện tử trong các phản ứng oxi hóa khử.

Bazơ cũng có xu hướng oxy hóa vì chúng có khả năng tặng các electron tự do.

Bazơ có chứa ion OH-. Chúng có thể hành động để tặng các electron. Nhôm là kim loại phản ứng với bazơ.

2Al + 2NaOH + 6H ₂ O → 2NaAl (OH) ₄ + 3H ₂

Chúng không ăn mòn nhiều kim loại, vì kim loại có xu hướng mất đi hơn là nhận electron, nhưng bazơ có tính ăn mòn cao đối với các chất hữu cơ như những chất tạo nên màng tế bào.

Những phản ứng này thường tỏa nhiệt, gây bỏng nặng khi tiếp xúc với da, vì vậy loại chất này phải được xử lý cẩn thận. Hình 3 là chỉ số an toàn khi một chất bị ăn mòn.

Đánh dấu các chất ăn mòn.

Chúng giải phóng OH

Đầu tiên, OH ^- có thể có trong nhiều hợp chất, chủ yếu là trong các hydroxit kim loại, vì trong nhóm kim loại, nó có xu hướng "lấy" proton để tạo thành nước. Do đó, một bazơ có thể là bất kỳ chất nào giải phóng ion này trong dung dịch thông qua cân bằng độ tan:

M (OH) ₂ <=> M ²⁺ + 2OH ^-

Nếu hiđroxit rất hòa tan, cân bằng hoàn toàn chuyển sang bên phải của phương trình hóa học và chúng ta nói về một bazơ mạnh. Mặt khác, M (OH) ₂ là một bazơ yếu, vì nó không giải phóng hoàn toàn các ion OH ^- của nó vào nước. Khi OH ^- được tạo ra, nó có thể trung hòa bất kỳ axit nào xung quanh nó:

OH ^- + HA => A ^- + H ₂ O

Và do đó OH ^- deprotona thành axit HA để chuyển hóa thành nước. Tại sao? Vì nguyên tử oxy rất âm điện và cũng có mật độ điện tử dư thừa do mang điện tích âm.

O có ba cặp electron tự do và có thể tặng một cặp electron bất kỳ cho nguyên tử H tích điện dương một phần, δ +. Ngoài ra, sự ổn định năng lượng lớn của phân tử nước cũng hỗ trợ phản ứng. Nói cách khác: H ₂ O bền hơn HA rất nhiều, và khi điều này đúng thì phản ứng trung hòa sẽ xảy ra.

Liên hợp các căn cứ

Còn OH ^- và A ^- thì sao? Cả hai đều là bazơ, với điểm khác biệt là A ^- là bazơ liên hợp của axit HA. Ngoài ra, A ^- là một bazơ yếu hơn nhiều so với OH ^- . Từ đây kết luận sau: một bazơ phản ứng để tạo ra một bazơ yếu hơn.

Bazơ _mạnh + Axit _mạnh => Bazơ _yếu + Axit _yếu

Có thể thấy từ phương trình hóa học tổng quát, điều này cũng đúng đối với axit.

Bazơ liên hợp A ^- có thể deprotonat hóa một phân tử trong một phản ứng được gọi là thủy phân:

A ^- + H ₂ O <=> HA + OH ^-

Tuy nhiên, không giống như OH ^- , nó thiết lập trạng thái cân bằng khi được trung hòa với nước. Một lần nữa điều này là do A ^- là một bazơ yếu hơn nhiều, nhưng đủ để gây ra sự thay đổi pH của dung dịch.

Do đó, tất cả các muối có chứa A ^- được gọi là muối bazơ. Một ví dụ về chúng là natri cacbonat, Na ₂ CO ₃ , sau khi hòa tan bazơ dung dịch thông qua phản ứng thủy phân:

CO ₃ ^2– + H ₂ O <=> HCO ₃ ^- + OH ^-

Chúng có nguyên tử nitơ hoặc nhóm thế thu hút mật độ điện tử

Một cơ sở không chỉ là chất rắn ion với OH ^- anion trong mạng tinh thể của họ, nhưng họ cũng có thể có các nguyên tử âm điện khác như nitơ. Các loại bazơ này thuộc về hóa học hữu cơ, và trong số các loại phổ biến nhất là các amin.

Nhóm amin là gì? R-NH ₂ . Trên nguyên tử nitơ có một cặp điện tử không chia sẻ, có thể, như OH ^- , khửrotonate một phân tử nước:

R - NH ₂ + H ₂ O <=> RNH ₃ ⁺ + OH ^-

Cân bằng nằm ở xa bên trái, vì amin, mặc dù có tính bazơ, yếu hơn nhiều so với OH ^- . Lưu ý rằng phản ứng tương tự như phản ứng cho phân tử amoniac:

NH ₃ + H ₂ O <=> NH ₄ ⁺ + OH ^-

Chỉ có điều rằng các amin không thể tạo thành cation, NH ₄ ⁺ ; mặc dù RNH ₃ ⁺ là cation amoni có dạng monosubs.

Và nó có thể phản ứng với các hợp chất khác không? Đúng, với hiđro có tính axit vừa đủ, ngay cả khi phản ứng không xảy ra hoàn toàn. Tức là chỉ một amin rất mạnh phản ứng mà không thiết lập trạng thái cân bằng. Tương tự như vậy, các amin có thể tặng cặp electron của chúng cho các loại khác với H (chẳng hạn như các gốc ankyl: -CH ₃ ).

Cơ sở có vòng thơm

Các amin cũng có thể có vòng thơm. Nếu cặp electron của nó có thể bị "mất" bên trong vòng, vì vòng thu hút mật độ electron, thì tính cơ bản của nó sẽ giảm. Tại sao? Bởi vì cặp đó càng được bản địa hóa bên trong cấu trúc, thì nó sẽ phản ứng nhanh hơn với các loài nghèo electron.

Ví dụ, NH ₃ là bazơ vì cặp electron của nó không đi đến đâu cả. Điều tương tự cũng xảy ra với các amin, cho dù chúng là chính (RNH ₂ ), thứ cấp (R ₂ NH) hoặc bậc ba (R ₃ N). Đây là chất cơ bản hơn amoniac vì ngoài những gì vừa được giải thích, nitơ thu hút mật độ điện tử cao hơn của các nhóm thế R, do đó làm tăng δ-.

Nhưng khi có một vòng thơm, cặp này có thể tham gia cộng hưởng bên trong nó, khiến nó không thể tham gia vào việc hình thành liên kết với H hoặc các loài khác. Do đó, các amin thơm có xu hướng ít bazơ hơn, trừ khi cặp electron vẫn cố định trên nitơ (như với phân tử pyridin).

Ví dụ về cơ sở

NaOH

Natri hydroxit là một trong những bazơ được sử dụng rộng rãi nhất trên toàn thế giới. Ứng dụng của nó là vô số, nhưng trong số đó có thể kể đến công dụng của nó để xà phòng hóa một số chất béo và do đó tạo ra muối cơ bản của axit béo (xà phòng).

CH

Về mặt cấu trúc, axeton dường như không chấp nhận proton (hoặc tặng electron), nhưng nó lại có, mặc dù nó là một bazơ rất yếu. Điều này là do nguyên tử O có độ âm điện hút các đám mây electron của các nhóm CH ₃ , làm nổi bật sự hiện diện của hai cặp electron của nó (: O :).

Hydroxit kiềm

Bên cạnh NaOH, hiđroxit kim loại kiềm cũng là bazơ mạnh (trừ LiOH). Do đó, trong số các cơ sở khác có những điều sau đây:

-KOH: kali hydroxit hoặc kali ăn da, nó là một trong những cơ sở được sử dụng rộng rãi nhất trong phòng thí nghiệm hoặc trong công nghiệp, do khả năng tẩy dầu mỡ lớn của nó.

-RbOH: hiđroxit rubidi.

-CsOH: xesi hiđroxit.

-FrOH: franxi hydroxit, có tính cơ bản về mặt lý thuyết được coi là một trong những chất mạnh nhất từng được biết đến.

Bazơ hữu cơ

-CH ₃ CH ₂ NH ₂ : etylamin.

-LiNH ₂ : liti amide. Cùng với natri amide, NaNH ₂ , chúng là một trong những bazơ hữu cơ mạnh nhất. Trong chúng là anion anion, NH ₂ ^- là bazơ khử nước hoặc phản ứng với axit.

-CH ₃ ONa: natri metoxit. Ở đây bazơ là anion CH ₃ O ^- , có thể phản ứng với axit tạo metanol, CH ₃ OH.

- Thuốc thử Grignard: chúng có một nguyên tử kim loại và một halogen, RMX. Trong trường hợp này, gốc R là bazơ, nhưng không chính xác vì nó lấy đi một hydro axit, mà vì nó nhường cặp electron mà nó dùng chung với nguyên tử kim loại. Ví dụ: etylmagie bromua, CH ₃ CH ₂ MgBr. Chúng rất hữu ích trong tổng hợp hữu cơ.

NaHCO

Baking soda được sử dụng để trung hòa tính axit trong điều kiện nhẹ, ví dụ như trong miệng như một chất phụ gia trong kem đánh răng.

Người giới thiệu

1. Merck KGaA. (2018). Cơ sở hữu cơ. Lấy từ: sigmaaldrich.com
2. Wikipedia. (2018). Bazơ (hóa học). Lấy từ: es.wikipedia.org
3. Hóa học 1010. Axit và bazơ: Chúng là gì và tìm thấy chúng ở đâu. . Lấy từ: cactus.dixie.edu
4. Axit, Bazơ và Thang đo pH. Lấy từ: 2.nau.edu
5. Nhóm Bodner. Định nghĩa axit và bazơ và vai trò của nước. Lấy từ: chemed.chem.purdue.edu
6. Hóa học LibreTexts. Căn cứ: Thuộc tính và Ví dụ. Lấy từ: chem.libretexts.org
7. Rùng mình & Atkins. (2008). Hóa học vô cơ. Trong axit và bazơ. (xuất bản lần thứ tư). Đồi Mc Graw.
8. Helmenstine, Todd. (Ngày 04 tháng 8 năm 2018). Tên của 10 Căn cứ. Phục hồi từ: thinkco.com