In chimica, una base è pensato come una sostanza in grado di accettare protoni o di qualsiasi composto chimico che produce ioni idrossido (OH-) in soluzione. È anche comunemente indicato come qualsiasi sostanza che può reagire con un acido per diminuire o neutralizzare le sue proprietà acide, cambiare il colore degli indicatori (ad es. girare rosso cartina di tornasole blu), sentire scivoloso al tatto quando in soluzione, sapore amaro, reagire con acidi per formare sali, e promuovere alcune reazioni chimiche (ad esempio catalisi di base). Esempio di basi semplici sono idrossido di sodio e ammoniaca. L’idrossido di sodio (NaOH), noto anche come soda caustica o liscivia, si dissocia in acqua per formare ioni idrossido (OH -) e ioni sodio (Na+).

Le basi hanno molti usi pratici e molte di esse si trovano comunemente in casa. L’ammoniaca domestica è un detergente familiare. La liscivia viene utilizzata per la pulizia di zoccoli e scarichi del lavandino. L’idrossido di potassio, chiamato anche potassa caustica, è usato per fare sapone morbido che si dissolve in acqua con facilità. L’idrossido di magnesio in acqua (chiamato anche latte di magnesia) è usato come antiacido o lassativo.

Alcali e base

Origini dei concetti

Il termine “alcali” deriva dalla parola araba al qalīy, che significa “le ceneri calcinate.”Queste ceneri vegetali sono state considerate aventi proprietà come la capacità di invertire l’azione degli acidi e avere potere detergente. Così, un alcali è stato inizialmente pensato come l’antitesi di un acido. La formazione di sali dalla reazione acida e alcalina ha portato alla vista che i sali possono essere derivati da due costituenti di natura opposta.

Tuttavia, non tutti i costituenti non acidi possedevano proprietà alcaline. Esempi sono ossidi e idrossidi di metalli pesanti. Quindi, è nato il concetto di “base”. Questo concetto fu introdotto per la prima volta dal chimico francese Guillaume François Rouelle nel 1754. Ha notato che gli acidi-che a quei tempi erano per lo più liquidi volatili, come l’acido acetico—si trasformavano in sali solidi solo se combinati con sostanze specifiche. Queste sostanze formavano una base concreta per il sale, e da qui il nome.

Confusione tra base e alcali

I termini “base” e “alcali” sono spesso usati in modo intercambiabile, perché le basi più comuni sono alcali. È comune parlare di” misurazione dell’alcalinità del suolo ” quando ciò che in realtà si intende è la misurazione del pH (proprietà di base). Allo stesso modo, le basi che non sono alcali, come l’ammoniaca, sono talvolta erroneamente indicate come alcaline.

Si noti che non tutti o anche la maggior parte dei sali formati da metalli alcalini sono alcalini; questa designazione si applica solo a quei sali che sono di base.

Mentre la maggior parte degli ossidi metallici elettropositivi sono basici, solo i metalli alcalini solubili e gli ossidi metallici alcalino-terrosi possono essere correttamente chiamati alcali.

Questa definizione di un alcali come sale di base di un metallo alcalino o metallo alcalino terroso sembra essere la più comune, basata sulle definizioni del dizionario, tuttavia esistono definizioni contrastanti del termine alcali. Questi includono:

• Qualsiasi base che è idrosolubilealkali, Farlex, 2008. Url consultato l ‘ 8 aprile 2008.</ref> Questa è più precisamente chiamata base di Arrhenius.
• La soluzione di una base in acqua.

Definizioni di acidi e basi

Gli acidi e le basi formano coppie complementari, quindi le loro definizioni devono essere considerate insieme. Ci sono tre gruppi comuni di definitons: le definizioni di Arrhenius, Brønsted-Lowry e Lewis, in ordine crescente di generalità.

• Arrhenius: Secondo questa definizione, un acido è una sostanza che aumenta la concentrazione di hyd idronio (H3O+) quando disciolto in acqua, mentre le basi sono sostanze che aumentano la concentrazione di ioni idrossido (OH-). Questa definizione limita gli acidi e le basi alle sostanze che possono dissolversi in acqua. Intorno al 1800, molti chimici francesi, tra cui Antoine Lavoisier, credevano erroneamente che tutti gli acidi contenessero ossigeno. In effetti la parola tedesca moderna per ossigeno è Sauerstoff(lett. sostanza acida). I chimici inglesi, tra cui Sir Humphry Davy, credevano che tutti gli acidi contenessero idrogeno. Il chimico svedese Svante Arrhenius ha usato questa credenza per sviluppare questa definizione di acido.
• Brønsted-Lowry: Secondo questa definizione, un acido è un donatore di protoni (nucleo di idrogeno) e una base è un accettore di protoni (nucleo di idrogeno). Si dice che l’acido sia dissociato dopo che il protone è stato donato. Un acido e la base corrispondente sono indicati come coppie acido-base coniugate. Brønsted e Lowry hanno formulato questa definizione, che include sostanze insolubili in acqua non nella definizione di Arrhenius.
• Lewis: Secondo questa definizione, un acido è un accettore di coppia di elettroni e una base è un donatore di coppia di elettroni. (Questi sono spesso indicati come “acidi di Lewis” e “basi di Lewis”, e sono elettrofili e nucleofili, rispettivamente, in chimica organica; basi di Lewis sono anche ligandi in chimica di coordinazione.) Gli acidi di Lewis includono sostanze senza protoni trasferibili (cioè ioni idrogeno H+), come il cloruro di ferro(III), e quindi la definizione di Lewis di un acido ha un’applicazione più ampia rispetto alla definizione di Brønsted-Lowry. La definizione di Lewis può anche essere spiegata con la teoria degli orbitali molecolari. In generale, un acido può ricevere una coppia di elettroni nel suo orbitale non occupato più basso (LUMO) dall’orbitale occupato più alto (HOMO) di una base. Cioè, l’HOMO dalla base e il LUMO dall’acido si combinano per un orbitale molecolare di legame. Questa definizione è stata sviluppata da Gilbert N. Lewis.

Proprietà generali

Alcune proprietà generali delle basi includono:

• Gusto: Sapore amaro (opposto al gusto acido degli acidi e alla dolcezza delle aldeidi e dei chetoni)
• Tocco: sensazione viscida o saponata sulle dita
• Reattività:Caustico su materia organica, reagire violentemente con sostanze acide o riducibili
• Conducibilità elettrica: soluzioni acquose o basi fuse si dissociano in ioni e conducono elettricità
• Cartina di Tornasole: le basi diventano rosse cartina di tornasole blu.

Caratteristiche chimiche

Basi Costante di ionizzazione e pH

Un’equazione generale può essere scritta per l’accettazione di ioni H+ dall’acqua da una base molecolare, B, per formare il suo acido coniugato, BH+.

B(aq) + H2O(l) ⇌ BH+(aq) + OH-(aq)

K b = ⋅ {\displaystyle K_{b}={\cdot \over }}Quindi, K b = ⋅ {\displaystyle K_{b}={\cdot \over }}

La costante di equilibrio Kb è chiamata anche la Base Costante di Ionizzazione. Si riferisce alla reazione in cui una base forma il suo acido coniugato rimuovendo uno ion H+ dall’acqua.

Il pH dell’acqua (impura) è una misura della sua acidità. In acqua pura, circa uno su dieci milioni di molecole si dissociano in ioni idronio (H3O+) e ioni idrossido (OH−), secondo la seguente equazione:

2H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq)

Una base accetta (rimuove) ioni idronio (H3O+) dalla soluzione, o dona ioni idrossido (OH-) per la soluzione. Entrambe le azioni abbasseranno la concentrazione di ioni idronio e quindi aumenteranno il pH. Al contrario, un acido dona ioni H3O+ alla soluzione o accetta OH -, abbassando così il pH.

Ad esempio, se 1 mole di idrossido di sodio (40 g) viene sciolta in 1 litro di acqua, la concentrazione di ioni idrossido diventa = 1 mol/L. Pertanto = 10-14 mol/L e pH = −log 10-14 = 14.

La costante di basicità o pKb è una misura della basicità e correlata alla pKa dalla relazione semplice pKa + pKb = 14.

Forza di base

Una “Base forte” è quella che idrolizza completamente, deprotonando gli acidi in una reazione acido-base, quindi, aumentando il pH della soluzione verso 14. Composti con un pH superiore a circa 13 sono chiamati basi forti. Basi forti, come acidi forti, attaccano i tessuti viventi e causano gravi ustioni. Reagiscono in modo diverso alla pelle rispetto agli acidi, mentre gli acidi forti sono corrosivi, diciamo che le basi forti sono caustiche. Esempi comuni di basi forti sono gli idrossidi di metalli alcalini e metalli alcalino-terrosi come NaOH e Ca (OH)2. Basi molto forti sono anche in grado di deprotonare gruppi C-H molto debolmente acidi in assenza di acqua.Le superbasi sono una classe di composti particolarmente basici e le basi di arpioni sono una classe speciale di basi forti con scarsa nucleofilia.

Esempi di Basi Forti (Idrossido di composti) in ordine decrescente di forza:

• idrossido di Potassio (KOH)
• idrossido di Bario (Ba(OH)2)
• idrossido di Cesio (CsOH)
• idrossido di Sodio (NaOH)
• idrossido di Stronzio (Sr(OH)2)
• idrossido di Calcio (Ca(OH)2)
• idrossido di Litio (LiOH)
• idrossido di Rubidio (RbOH)

I cationi di queste basi forti appaiono nei gruppi 1 e 2 della tavola periodica (metalli alcalini e alcalino-terrosi).

Basi ancora più forti sono:

• Idruro di sodio (NaH)
• Litio diisopropilammide (LDA) (C6H14LiN)
• Ammide di sodio (NaNH2)

Una “Base debole” è quella che non ionizza completamente in soluzione. Quando una base ionizza, prende uno hydrogen idrogeno dall’acqua intorno ad esso, lasciando un OH – ion dietro. Le basi deboli hanno una concentrazione H + più alta rispetto alle basi forti. Le basi deboli esistono nell’equilibrio chimico allo stesso modo degli acidi deboli. La costante di ionizzazione della base Kb indica la forza della base. I grandi Kb appartengono a basi più forti. Il pH di una base è maggiore di 7 (dove 7 è il numero neutro; sotto 7 è un acido), normalmente fino a 14.L’esempio comune di una base debole è l’ammoniaca, che viene utilizzata per la pulizia.

Esempi di Basi Deboli:

• Alanina (C3H5O2NH2)
• Ammoniaca (acqua) (NH3 (NH4OH))
• Dimetilammina ((CH3)2NH)
• Etilammina (C2H5NH2)
• Glicina (C2H3O2NH2)
• Idrazina (N2H4)
• Metilammina (CH3NH2)
• Trimetilammina ((CH3)3N)

Acido – Base di Neutralizzazione

Basi può essere pensato come la chimica fronte di acidi. Una reazione tra un acido e una base è chiamata neutralizzazione. Basi e acidi sono visti come opposti perché l’effetto di un acido è quello di aumentare la concentrazione di ioni idronio (H3O+) in acqua, dove come basi riducono questa concentrazione. Le basi reagiscono con gli acidi per produrre sali e acqua.

A sali ion positivo proviene dalla base e il suo ion negativo proviene dall’acido.Considerando un idrossido di metallo come base la reazione generale è:

HX(aq) + MOH(aq) → MX(aq) + HOH (l) acqua salata a base acida

Sali di basi forti e acidi forti

Un acido forte HCl (acido cloridrico) reagisce con una base forte NaOH (idrossido di sodio) per formare NaCl (sale = cloruro di sodio) e acqua. Se gli importi dell’acido e della base sono nel rapporto stechiometrico corretto, allora la reazione subirà la neutralizzazione completa dove l’acido e la base entrambi perderanno le loro rispettive proprietà.

HCL(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) forte forte acqua salata acido-base

Sali di basi forti e acidi deboli

Una base forte NaOH (idrossido di sodio) aggiunta di un acido debole CH3COOH (acido acetico) in 1L di soluzione, formando NaCH3COO (acetato di sodio) e acqua.

CH3COOH (aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO (aq) + H2O(l) debole acqua salata debole base acida

Sali di basi deboli e acidi forti

Le basi deboli reagiscono con acidi forti per formare soluzioni saline acide. L’acido coniugato della base debole determina il suo pH. Ad esempio, NH3 (ammoniaca) viene aggiunto all’HCl (acido cloridrico) per formare NH4Cl (cloruro di ammonio).

NH3(aq) + HCl(aq) → NH4Cl(aq) debole forte acido base di sale

Non appena si forma il sale reagisce con l’acqua, risultando in una soluzione leggermente acida.

Sali di deboli basi e acidi deboli

soluzioni Saline contenenti acido cationi e di base anioni come NH4F (fluoruro di ammonio) sono due possibili reazioni:

NH4+(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + NH3(aq) Ka(NH4+) = 5,6 x 10-10 F-(aq) + H2O(l) ↔ HF(aq) + OH-(aq) Kb(F) = 1.4 x 10-11

Poiché Ka (NH4+)> Kb (F -), la reazione dell’ammoniaca con l’acqua è più favorevole. Pertanto, la soluzione risultante è leggermente acida.

Alcali

Sali alcalini

La maggior parte dei sali basici sono sali alcalini, di cui esempi comuni sono:

• idrossido di sodio (spesso chiamato “soda caustica”)
• idrossido di potassio (comunemente chiamato “potassa”)
• liscivia (termine generico, per ciascuna delle due, o anche per una miscela)
• carbonato di calcio (a volte chiamato “calce libera”)
• idrossido di magnesio è un esempio di un atipico alcali: si tratta di una base debole (non può essere rilevato da fenolftaleina) e ha una bassa solubilità in acqua.

Terreno alcalino

Il terreno con un valore di pH superiore a 7,4 viene normalmente definito alcalino. Questa proprietà del suolo può verificarsi naturalmente, a causa della presenza di sali alcalini. Sebbene alcune piante preferiscano un terreno leggermente basico (comprese verdure come cavoli e foraggi come buffalograss), la maggior parte delle piante preferisce un terreno leggermente acido (pH compreso tra 6,0 e 6,8) e terreni alcalini possono causare problemi.

Laghi alcalini

Nei laghi alcalini (un tipo di lago salato), l’evaporazione concentra i sali alcalini presenti in natura, spesso formando una crosta di sale leggermente basico su una vasta area.

Esempi di laghi alcalini:

• Redberry Lake, Saskatchewan, Canada.
• Tramping Lake, Saskatchewan, Canada.

Alcalinità dei non idrossidi

Sia il carbonato di sodio che l’ammoniaca sono basi, sebbene nessuna di queste sostanze contenga gruppi OH. Questo perché entrambi i composti accettano H + quando disciolti in acqua:

Na2CO3 + H2O → 2 Na+ + HCO3- + OH – NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Basi come catalizzatori eterogenei

Le sostanze di base possono essere utilizzate come catalizzatori eterogenei insolubili per reazioni chimiche. Esempi sono ossidi metallici come ossido di magnesio, ossido di calcio e ossido di bario, nonché fluoruro di potassio su allumina e alcune zeoliti. Una grande quantità di metalli di transizione fanno buoni catalizzatori, molti dei quali formano sostanze di base. I catalizzatori di base sono stati utilizzati per le idrogenazioni, la migrazione dei doppi legami, nella riduzione di Meerwein-Ponndorf-Verlay, nella reazione di Michael e in molte altre reazioni.

Chimica di base pratica

Oltre ai loro usi nelle industrie, le basi hanno molte applicazioni in tutta la casa. Gli antiacidi sono usati per neutralizzare l’acidità dello stomaco; i giardinieri usano basi come la calce (CaO) per rendere il terreno più basilare. Basi lievi sono utilizzati per pulire tutto, dai piatti e vestiti per veicoli e il cane di famiglia.

Neutralizzando l’acidità di stomaco

Un antiacido è una base che viene utilizzata per neutralizzare l’eccesso di acido gastrico. La dose raccomandata è la quantità di base necessaria per neutralizzare alcuni, ma non tutti, dell’acido dello stomaco.

La chimica acido – base di alcuni antiacidi:

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. Molti decenni fa il sapone di liscivia fatto in casa veniva usato per pulire i vestiti e la pelle delle persone. La cosa più vicina al sapone di liscivia che vediamo oggi è il detersivo per piatti. Lavori di pulizia davvero difficili intorno alla casa richiedono detergenti chimicamente aggressivi. I detergenti altamente basilari vengono utilizzati per eliminare sporco, grasso o macchie. I pulitori del forno e dello scolo sono all’altra estremità dello spettro di pH, avendo pHs di 12 o più su. Di solito contengono una base forte come NaOH che reagisce con grassi e grassi per formare un sapone solubile. Tutte le soluzioni fortemente basilari, sia in laboratorio che in casa, sono pericolose e devono essere maneggiate con cautela in ogni momento.

Vedi anche

• reazione Acido-base di teorie
• Acido

Note

• Brown, Theodore E., H. Eugene LeMay, e Bruce E Bursten. Chimica: La scienza centrale (10a edizione). Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall, 2005. ISBN 0131096869
• Corwin, C. H. Introductory Chemistry Concepts& Connections (3rd ed.). Upper Saddle River, New Jersey: Prentice Hall, 2001. ISBN 0130874701
• McMurry, J., e R. C. Fay. Chimica (4 ° ed.). Upper Saddle River, New Jersey: Prentice Hall, 2004. ISBN 0131402080
• Moore, J. W., C. L. Stanitski, e P. C. Jurs. Chimica La Scienza Molecolare. New York: Harcourt College, 2002. ISBN 0030320119
• Oxlade, Chris. Acidi e Basi (Sostanze chimiche in azione). Biblioteca Heinemann, 2002. ISBN 1588101940

Tutti i link recuperati 13 maggio 2016.

• CurTiPot – Diagrammi di equilibrio acido-Base, calcolo del pH e curve di titolazione simulazione e analisi – freeware