i kemi betragtes en base som et stof, der kan acceptere protoner eller enhver kemisk forbindelse, der giver hydroksidioner (OH-) i opløsning. Det kaldes også almindeligvis ethvert stof, der kan reagere med en syre for at mindske eller neutralisere dets sure egenskaber, ændre indikatorernes farve (f. eks. bliv rød lakmuspapir blå), Føl dig glat at røre ved, når du er i opløsning, smag bitter, reagere med syrer for at danne salte og fremme visse kemiske reaktioner (f.eks. basekatalyse). Eksempel på simple baser er natriumhydroksid og ammoniak. Natriumhydroksid (NaOH), også kendt som kaustisk soda eller lud, dissocieres i vand for at danne HYDROKSIDIONER (OH-) og natriumioner (Na+).

baser har mange praktiske anvendelser, og flere af dem findes ofte i hjemmet. Husholdnings ammoniak er et velkendt rengøringsmiddel. Lud bruges til rengøring træsko og vask afløb. Kaliumhydroksid, også kaldet kaustisk kaliumchlorid, bruges til at fremstille blød sæbe, der let opløses i vand. Magnesiumhydroksid i vand (også kaldet mælk af magnesia) bruges som antacida eller afføringsmiddel.

Alkali og base

oprindelsen af begreberne

udtrykket “alkali” er afledt af det arabiske ord al Kal-Kurt, der betyder “den calcinerede aske.”Disse planteaske blev betragtet som at have egenskaber som evnen til at vende virkningen af syrer og have vaskemiddelkraft. Således blev en alkali oprindeligt betragtet som antitese af en syre. Dannelsen af salte fra syre-og alkalireaktionen førte til den opfattelse, at salte kan stamme fra to bestanddele af modsatte natur.

alligevel havde ikke alle ikke-sure bestanddele alkaliske egenskaber. Eksempler er ilt og hydroksider af tungmetaller. Derfor blev begrebet” base ” født. Dette koncept blev først introduceret af den franske kemiker Guillaume Franrius Rouelle i 1754. Han bemærkede, at syrer—som i disse dage for det meste var flygtige væsker, såsom eddikesyre—kun blev til faste salte, når de blev kombineret med specifikke stoffer. Disse stoffer dannede en konkret base for saltet og dermed navnet.

forvirring mellem base og alkali

udtrykkene “base” og “alkali” bruges ofte om hverandre, fordi de fleste almindelige baser er alkalier. Det er almindeligt at tale om “måling af jordens alkalitet”, når det, der faktisk menes, er måling af pH (basisegenskab). Tilsvarende kaldes baser, der ikke er alkalier, såsom ammoniak, undertiden fejlagtigt alkalisk.

Bemærk, at ikke alle eller endda de fleste salte dannet af alkalimetaller er alkaliske; denne betegnelse gælder kun for de salte, der er basiske.

mens de fleste elektropositive metaloksider er basale, kan kun det opløselige alkalimetal og jordalkalimetaloksider korrekt kaldes alkalier.

denne definition af en alkali som et basisk salt af et alkalimetal eller jordalkalimetal ser ud til at være den mest almindelige, baseret på ordbogsdefinitioner, men der findes modstridende definitioner af udtrykket alkali. Disse omfatter:

• enhver base, der er vandopløseligalkali, Farleks, 2008. Hentet 8. April 2008.</ref> dette kaldes mere præcist en Arrhenius-base.
• opløsningen af en base i vand.

definitioner af syrer og baser

syrer og baser danner komplementære par, så deres definitioner skal overvejes sammen. Der er tre fælles grupper af definitoner: Arrhenius, br.Arrhenius: ifølge denne definition er en syre et stof, der øger koncentrationen af hydroniumion (H3O+), når det opløses i vand, mens baser er stoffer, der øger koncentrationen af hydroksidioner (OH-). Denne definition begrænser syrer og baser til stoffer, der kan opløses i vand. Omkring 1800 troede mange franske kemikere, herunder Antoine Lavoisier, fejlagtigt, at alle syrer indeholdt ilt. Faktisk er det moderne tyske ord for ilt Sauerstoff (lit. surt stof). Engelske kemikere, herunder Sir Humphry Davy på samme tid troede alle syrer indeholdt hydrogen. Den svenske kemiker Svante Arrhenius brugte denne tro til at udvikle denne definition af syre.

br: I henhold til denne definition er en syre en proton (brintkerne) donor, og en base er en proton (brintkerne) acceptor. Syren siges at være dissocieret, efter at protonen er doneret. En syre og den tilsvarende base kaldes konjugat syre-base par. Denne definition indeholder vanduopløselige stoffer, der ikke er omfattet af Arrhenius-definitionen.ifølge denne definition er en syre en elektronpar-acceptor, og en base er en elektronpar-donor. (Disse kaldes ofte “Levis syrer” og “Levis baser” og er henholdsvis elektrofiler og nukleofiler i organisk kemi; Levis baser er også ligander i koordinationskemi. H + hydrogenioner), såsom jern (III) chlorid, og derfor har definitionen af en syre bredere anvendelse end br-definitionen. Definitionen kan også forklares med molekylær orbital teori. Generelt kan en syre modtage et elektronpar i sin laveste ubesatte orbital (LUMO) fra den højeste besatte orbital (HOMO) af en base. Det vil sige, HOMO fra basen og LUMO fra syren kombineres til en bindende molekylær orbital. Denne definition blev udviklet af Gilbert N. Levis.

generelle egenskaber

nogle generelle egenskaber ved baser inkluderer:

• smag: Bitter smag (i modsætning til sur smag af syrer og sødme af aldehyder og ketoner)
• Touch: slimet eller sæbevand på fingrene
• reaktivitet:Ætsende på organisk materiale, reagerer voldsomt med sure eller reducerbare stoffer
• elektrisk ledningsevne: vandige opløsninger eller smeltede baser adskiller sig i ioner og leder elektricitet
• lakmusprøve: baser bliver rødt lakmuspapir blåt.

kemiske egenskaber

baserer Ioniseringskonstant og pH

en generel ligning kan skrives til accept af H+ ioner fra vand med en molekylær base, B, for at danne dens konjugatsyre, BH+.

B(ak) + H2O(l)-BH+(AK) + OH – (AK)

K b = – {\displaystyle K_{b}={\cdot \over }}derefter, K b = – – {\displaystyle k_{b}={\cdot \over }}

ligevægtskonstanten KB kaldes også baseioniseringskonstanten. Det refererer til reaktionen, hvor en base danner sin konjugatsyre ved at fjerne en H+ ion fra vand.

pH af (urent) vand er et mål for dets surhed. I rent vand dissocieres ca.en ud af ti millioner molekyler i hydroniumioner (H3O+) og hydroksidioner (OH−) i henhold til følgende ligning:

2H2O(l) H3O+(AK) + OH-(AK)

en base accepterer (fjerner) hydroniumioner (H3O+) fra opløsningen eller donerer hydroksidioner (OH-) til opløsningen. Begge handlinger vil sænke koncentrationen af hydroniumioner og således hæve pH. i modsætning hertil donerer en syre H3O+ ioner til opløsningen eller accepterer OH−, hvilket sænker pH.hvis 1 mol natriumhydroksid (40 g) opløses i 1 liter vand, bliver koncentrationen af hydroksidioner = 1 mol/L. derfor = 10-14 mol/L og pH = −log 10-14 = 14.

basicitetskonstanten eller pKb er et mål for basicitet og relateret til pKa ved det enkle forhold pKa + pKb = 14.

basestyrke

en “stærk Base” er en, der hydrolyserer fuldstændigt og deprotonerer syrer i en syre-base-reaktion og dermed hæver opløsningens pH mod 14. Forbindelser med en pH på mere end omkring 13 kaldes stærke baser. Stærke baser, som stærke syrer, angriber levende væv og forårsager alvorlige forbrændinger. De reagerer anderledes på huden end syrer gør det mens stærke syrer er ætsende, vi siger, at stærke baser er kaustiske. Almindelige eksempler på stærke baser er alkalimetaller og jordalkalimetaller som NaOH og ca (OH) 2. Meget stærke baser er endda i stand til at deprotonere meget svagt sure C-H-grupper i fravær af vand.Superbaser er en klasse af især basiske forbindelser, og harpunbaser er en speciel klasse af stærke baser med dårlig nukleofilicitet.

eksempler på stærke baser i faldende styrke:

• Bariumhydroksid (Ba (OH) 2)
• Cæsiumhydroksid (CsOH)
• Natriumhydroksid(NaOH)
• Strontiumhydroksid (SR (OH) 2)
• Calciumhydroksid (CA(OH)2)
• Lithiumhydroksid (LiOH)
• rubidiumhydroksid(rboh)

kationerne af disse stærke baser vises i gruppe 1 og 2 i det periodiske system (alkali-og jordalkalimetaller).

endnu stærkere baser er:

• natriumhydrid (NaH)
• Lithiumdiisopropylamid (LDA) (C6H14LiN)
• Natriumamid (NaNH2)

En “svag Base” er en, der ikke fuldt ioniseres i opløsning. Når en base ioniserer, optager den en hydrogenion fra vandet omkring den og efterlader en OH-ion. Svage baser har en højere h+ koncentration end stærke baser. Svage baser findes i kemisk ligevægt på samme måde som svage syrer gør. Basisioniseringskonstanten Kb angiver styrken af basen. Store Kbs tilhører stærkere baser. PH af en base er større end 7 (hvor 7 er det neutrale tal; under 7 er en syre), normalt op til 14.Almindeligt eksempel på en svag base er ammoniak, som bruges til rengøring.

eksempler på svage baser:

• alanin (C3H5O2NH2)
• ammoniak (vand) (NH3 (NH4OH))
• dimethylamin ((CH3)2NH)
• ethylamin (C2H5NH2)
• glycin (C2H3O2NH2)
• (n2h4)
• methylamin (ch3nh2)
• trimethylamin ((CH3)3N)

syre – base neutralisering

baser kan betragtes som det kemiske modsatte af syrer. En reaktion mellem en syre og en base kaldes neutralisering. Baser og syrer ses som modsætninger, fordi virkningen af en syre er at øge koncentrationen af hydroniumion (H3O+) i vand, hvor som baser reducerer denne koncentration. Baser reagerer med syrer for at producere salte og vand.

en salte positiv ion kommer fra basen, og dens negative ion kommer fra syren.I betragtning af et metalhydroksid som base er den generelle reaktion:salte af stærke baser og stærke syrer

en stærk syre HCl (saltsyre) reagerer med en stærk base NaOH (natriumhydroksid) til dannelse af NaCl (salt = natriumchlorid) og vand. Hvis mængderne af syren og basen er i det korrekte støkiometriske forhold, vil reaktionen gennemgå fuldstændig neutralisering, hvor syren og basen begge mister deres respektive egenskaber.H2O (l) stærk stærk saltvandssyrebase

salte af stærke baser og svage syrer

en stærk base NaOH (natriumhydroksid) tilsat til en svag syre CH3COOH (eddikesyre) i 1L opløsning, der danner NaCH3COO (natriumacetat) og vand.

CH3COOH (Aks) + NaOH(Aks) nach3coo (Aks) + H2O(l) svag svag saltvandssyrebase

salte af svage baser og stærke syrer

svage baser reagerer med stærke syrer til dannelse af sure saltopløsninger. Den svage bases konjugatsyre bestemmer dens pH. For eksempel tilsættes NH3 (ammoniak) til HCI (saltsyre) til dannelse af NH4Cl (ammoniumchlorid).

NH3(AK) + HCI(AK) liter NH4Cl(AK) svag stærk saltbasesyre

så snart saltet er dannet, reagerer det med vand, hvilket resulterer i en let sur opløsning.

salte af svage baser og svage syrer

saltopløsninger indeholdende sure kationer og basiske anioner, såsom NH4F (ammoniumfluorid), har to mulige reaktioner:

NH4+(AK) + H2O(l) L3O+(AK) + NH3(AK) Ka(NH4+) = 5,6 10-10 F-(AK) + H2O(l) LF(AK) + OH-(AK) KB(F-) = 1.4 * 10-11

siden Ka(NH4+) > Kb (F -) er reaktionen af ammoniak med vand mere gunstig. Derfor er den resulterende opløsning lidt sur.

alkalier

alkalisalte

de fleste basiske salte er alkalisalte, hvoraf almindelige eksempler er:(ofte kaldet “kaustisk soda”)

kaliumhydroksid (almindeligvis kaldet “kaliumchlorid”)

lye (generisk betegnelse for en af de to foregående eller endda for en blanding)

calciumcarbonat (undertiden kaldet “fri kalk”)

magnesiumhydroksid er et eksempel på en atypisk alkali: det er en svag base (kan ikke detekteres af phenolphthalein), og det har lav opløselighed i vand.

alkalisk jord

jord med en pH-værdi højere end 7,4 kaldes normalt alkalisk. Denne jordegenskab kan forekomme naturligt på grund af tilstedeværelsen af alkaliske salte. Selvom nogle planter foretrækker lidt grundlæggende jord (inklusive grøntsager som kål og foder som buffalograss), foretrækker de fleste planter en let sur jord (pH mellem 6,0 og 6,8), og alkalisk jord kan forårsage problemer.

Alkalisøer

i alkalisøer (en type salt sø) koncentrerer fordampning de naturligt forekommende alkalisalte og danner ofte en skorpe af mildt basisk salt over et stort område.

eksempler på alkali søer:

• Redberry Lake, Saskatchevan, Canada.
• Tramping Lake, Canada.

alkalinitet af ikke-hydroksider

både natriumcarbonat og ammoniak er baser, selvom ingen af disse stoffer indeholder OH− grupper. Det skyldes, at begge forbindelser accepterer H+, når de opløses i vand:

Na2CO3 + H2O – 2 na+ + HCO3 – + OH – NH3 + H2O-NH4+ + OH –

baser som heterogene katalysatorer

basiske stoffer kan anvendes som uopløselige heterogene katalysatorer til kemiske reaktioner. Som eksempel kan nævnes metaloksider, såsom magnesiumoksid, calciumoksid og bariumoksid, såvel som kaliumfluorid på alumina. En stor del af overgangsmetaller gør gode katalysatorer, hvoraf mange danner basiske stoffer. Grundlæggende katalysatorer er blevet brugt til hydrogeneringer, migrering af dobbeltbindinger, i reduktion af Meervin-Ponndorf-Verlay, Michael-reaktionen og mange andre reaktioner.

praktisk Basekemi

ud over deres anvendelser i industrier har baser mange applikationer rundt om i hjemmet. Antacida bruges til at neutralisere mavesyre; gartnere bruger baser som Kalk (Cao) for at gøre jorden mere grundlæggende. Milde baser bruges til at rense alt fra retter og tøj til køretøjer og familiens hund.

neutraliserende mavesyre

et antacida er en base, der bruges til at neutralisere overskydende mavesyre. Den anbefalede dosis er den mængde base, der kræves for at neutralisere nogle, men ikke alle, af mavesyren.

syre-Base kemi af nogle antacida:

Compound	Chemical Formula	Chemical Reaction
Aluminum hydroxide	Al(OH)3	Al(OH)3(s) + 3 HCl(aq) —–> AlCl3(aq) + 3 H2O(l)
Calcium carbonate	CaCO3	CaCO3(s) + 2 HCl(aq) —–> CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Magnesium carbonate	MgCO3	MgCO3(s) + 2 HCl(aq) —–> MgCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Magnesium hydroxide	Mg(OH)2	Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) —–> MgCl2(aq) + 2 H2O(l)
Sodium bicarbonate	NaHCO3	NaHCO3(aq) + HCl(aq) —–> NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)

Household Cleaners

Most cleaning compounds such as dishwashing detergents, scouring powders, laundry detergents, and oven cleaners are basic. For mange årtier siden blev hjemmelavet lud sæbe brugt til at rense tøj såvel som folks hud. Den nærmeste ting at lud sæbe vi ser i dag er opvaskemiddel. Virkelig hårde rengøringsjob omkring hjemmet kræver kemisk aggressive rengøringsmidler. Meget basale rengøringsmidler bruges til at slippe af med snavs, fedt eller pletter. Afløbs-og ovnrensere er i den anden ende af pH-spektret med pH ‘ er på 12 eller højere. De indeholder normalt en stærk base som NaOH, der reagerer med fedt og fedt for at danne en opløselig sæbe. Alle stærkt basale løsninger, både i laboratoriet såvel som i hjem er farlige og skal håndteres med forsigtighed til enhver tid.

Se også

• syre-base reaktionsteorier
• syre

noter