w chemii zasada jest uważana za substancję, która może przyjmować protony lub jakikolwiek związek chemiczny, który wytwarza jony wodorotlenkowe (OH -) w roztworze. Potocznie nazywana jest także każdą substancją, która może reagować z kwasem w celu zmniejszenia lub zneutralizowania jego właściwości kwasowych, zmiany koloru wskaźników (np. zmieniaj czerwony papier lakmusowy na niebieski), czuj się ślisko w dotyku, gdy jest w roztworze, smakuj gorzko, reaguj z kwasami, tworząc sole i promuj pewne reakcje chemiczne (np. katalizę zasadową). Przykładami prostych zasad są wodorotlenek sodu i amoniak. Wodorotlenek sodu (NaOH), znany również jako soda kaustyczna lub ług, dysocjuje w wodzie, tworząc jony wodorotlenkowe (OH -) i jony sodu (na+).

bazy mają wiele praktycznych zastosowań, a kilka z nich znajduje się powszechnie w domu. Domowy amoniak jest znanym środkiem czyszczącym. Ług służy do czyszczenia chodaków i odpływów zlewowych. Wodorotlenek potasu, zwany również potażem żrącym, służy do wytwarzania miękkiego mydła, które z łatwością rozpuszcza się w wodzie. Wodorotlenek magnezu w wodzie (zwany także mlekiem magnezji) jest stosowany jako środek zobojętniający kwas lub środek przeczyszczający.

alkalia i zasady

początki pojęć

termin „alkalia” pochodzi od arabskiego słowa al qalīy, oznaczającego „popiół kalcynowany.”Te popioły roślinne były uważane za posiadające właściwości takie jak zdolność do odwracania działania kwasów i posiadające moc detergentu. Tak więc alkalia początkowo uważano za antytezę kwasu. Powstawanie soli w reakcji kwasów i zasad doprowadziło do poglądu, że sole mogą pochodzić z dwóch składników o przeciwnej naturze.

jednak nie wszystkie składniki nie kwaśne posiadały właściwości alkaliczne. Przykładami są tlenki i wodorotlenki metali ciężkich. Stąd narodziła się koncepcja „bazy”. Koncepcja ta została po raz pierwszy wprowadzona przez francuskiego chemika Guillaume François Rouelle w 1754 roku. Zauważył, że kwasy-które w tamtych czasach były głównie lotnymi cieczami, takimi jak kwas octowy—zamieniały się w stałe Sole Tylko w połączeniu z konkretnymi substancjami. Substancje te tworzyły betonową podstawę dla soli, stąd nazwa.

pomieszanie zasad i zasad

terminy „zasady” i „zasady” są często używane zamiennie, ponieważ najczęstszymi zasadami są zasady. Często mówi się o „mierzeniu zasadowości gleby”, gdy w rzeczywistości chodzi o pomiar pH (właściwości podstawowej). Podobnie zasady, które nie są alkaliami, takie jak amoniak, są czasami błędnie określane jako alkaliczne.

zauważ, że nie wszystkie lub nawet większość soli utworzonych przez metale alkaliczne są alkaliczne; to oznaczenie odnosi się tylko do tych soli, które są zasadowe.

podczas gdy większość elektropozyjnych tlenków metali jest zasadowa, tylko rozpuszczalny metal alkaliczny i tlenki metali ziem alkalicznych można poprawnie nazwać alkaliami.

ta definicja alkaliów jako zasadowej soli metalu alkalicznego lub metalu ziemi alkalicznej wydaje się być najbardziej powszechna, w oparciu o definicje słownikowe, jednak istnieją sprzeczne definicje terminu alkalia. Należą do nich:

• Any base that is water solubleAlkali, Farlex, 2008. 08.04.2008.</ref> jest to dokładniej nazywana bazą Arrheniusa.
• roztwór bazy w wodzie.

definicje kwasów i zasad

kwasy i zasady tworzą komplementarne pary, dlatego ich definicje należy rozpatrywać razem. Istnieją trzy wspólne grupy definicji: definicje Arrheniusa, Brønsteda-Lowry ’ ego i Lewisa, w kolejności rosnącej ogólności.

• Arrhenius: zgodnie z tą definicją kwas jest substancją zwiększającą stężenie jonu hydroniowego (H3O+) po rozpuszczeniu w wodzie, podczas gdy zasady są substancjami zwiększającymi stężenie jonów wodorotlenkowych (OH-). Definicja ta ogranicza kwasy i zasady do substancji, które mogą rozpuszczać się w wodzie. Około 1800 roku wielu francuskich chemików, w tym Antoine Lavoisier, błędnie wierzyło, że wszystkie kwasy zawierają tlen. W rzeczywistości współczesne niemieckie słowo oznaczające tlen to Sauerstoff (lit. kwaśna substancja). Angielscy chemicy, w tym Sir Humphry Davy w tym samym czasie wierzyli, że wszystkie kwasy zawierają Wodór. Szwedzki chemik Svante Arrhenius wykorzystał to przekonanie do opracowania tej definicji kwasu.
• Brønsted-Lowry: Zgodnie z tą definicją kwas jest donorem protonu (jądra wodoru), a zasada jest akceptorem protonu (jądra wodoru). Mówi się, że kwas ulega dysocjacji po oddaniu protonu. Kwas i odpowiadająca mu zasada są określane jako sprzężone pary kwas-zasada. Brønsted i Lowry sformułowali tę definicję, która obejmuje substancje nierozpuszczalne w wodzie nieuwzględnione w definicji Arrheniusa.
• Lewis: zgodnie z tą definicją kwas jest akceptorem pary elektronowej, a zasada jest donorem pary elektronowej. (Są one często określane jako” kwasy Lewisa „i” zasady Lewisa ” i są odpowiednio elektrofilami i nukleofilami w chemii organicznej; Zasady Lewisa są również ligandami w chemii Koordynacyjnej.) Kwasy Lewisa obejmują substancje, w których nie można przenosić protonów (tj. jony wodoru H+), takie jak chlorek żelaza(III), stąd definicja Lewisa kwasu ma szersze zastosowanie niż definicja Brønsteda-Lowry ’ ego. Definicję Lewisa można również wyjaśnić teorią orbitali molekularnych. Ogólnie rzecz biorąc, kwas może otrzymać parę elektronową w najniższym nieobsadzonym orbitalu (LUMO) od najwyższego zajmowanego orbitalu (HOMO) Zasady. Oznacza to, że HOMO z zasady i LUMO z kwasu łączą się w Wiązanie orbitalu molekularnego. Definicję tę opracował Gilbert N. Lewis.

ogólne właściwości

niektóre ogólne właściwości zasad obejmują:

• smak: gorzki smak (w przeciwieństwie do kwaśnego smaku kwasów i słodyczy aldehydów i ketonów)
• dotyk: oślizgłe lub mydłowe uczucie na palcach
• reaktywność:Żrące na materię organiczną, reagują gwałtownie z substancjami kwaśnymi lub redukowalnymi
• Przewodność elektryczna: roztwory wodne lub stopione Zasady dysocjują w jonach i przewodzą energię elektryczną
• papier lakmusowy Test: Zasady zmieniają kolor na czerwony papier lakmusowy na niebieski.

Charakterystyka chemiczna

stała jonizacji zasad i pH

ogólne równanie można zapisać dla akceptacji jonów H+ z wody przez cząsteczkową zasadę, B, tworząc jej sprzężony kwas, BH+.

B(aq) + H2O(l) ⇌ BH+(aq) + OH-(AQ)

K B = ⋅ {\displaystyle K_{B}={\cdot \over }}następnie K B = ⋅ {\displaystyle k_{B}={\cdot \over }}

stała równowagi Kb jest również nazywana podstawową stałą jonizacji. Odnosi się do reakcji, w której zasada tworzy swój sprzężony kwas poprzez usunięcie jonu H+ z wody.

pH (nieczystej) wody jest miarą jej kwasowości. W czystej wodzie około jedna na dziesięć milionów cząsteczek dysocjuje na jony hydroniowe (H3O+) i jony wodorotlenowe (OH−), zgodnie z następującym równaniem:

2H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(AQ)

zasada przyjmuje (usuwa) jony hydroniowe (H3O+) z roztworu lub przekazuje jony wodorotlenowe (OH-) do roztworu. Oba działania obniżają stężenie jonów hydroniowych, a tym samym podnoszą pH. natomiast kwas oddaje jony H3O+ do roztworu lub przyjmuje OH -, obniżając w ten sposób pH.

na przykład, jeśli 1 mol wodorotlenku sodu (40 g) rozpuszcza się w 1 litrze wody, stężenie jonów wodorotlenkowych staje się = 1 mol/L. dlatego = 10-14 mol/L, a pH = −log 10-14 = 14.

stała zasadowości lub pKb jest miarą zasadowości i związana z pKa przez prostą zależność PKA + pKb = 14.

Siła zasadowa

„mocna zasada” to taka, która całkowicie hydrolizuje, deprotonując kwasy w reakcji kwasowo-zasadowej, podnosząc pH roztworu do 14. Związki o pH większym niż około 13 nazywane są silnymi zasadami. Silne zasady, podobnie jak silne kwasy, atakują żywą tkankę i powodują poważne oparzenia. Reagują na skórę inaczej niż kwasy, podczas gdy silne kwasy są żrące, mówimy, że silne zasady są żrące. Typowymi przykładami silnych zasad są wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, takich jak NaOH i Ca(OH)2. Bardzo silne zasady są nawet w stanie deprotonować bardzo słabo kwaśne grupy C-H w przypadku braku wody.Superbazy są klasą szczególnie zasadowych związków, a Zasady harpunowe są specjalną klasą silnych zasad o słabej nukleofilowości.

przykłady silnych zasad (związków wodorotlenku) w sile zstępującej:

• wodorotlenek potasu (KOH)
• wodorotlenek baru (Ba(OH)2)
• wodorotlenek cezu (CSOH)
• wodorotlenek sodu (NaOH)
• wodorotlenek strontu (SR(OH)2)
• wodorotlenek wapnia (Ca(OH)2)
• wodorotlenek litu (LiOH)
• wodorotlenek rubidu (Rboh)

kationy tych silnych zasad występują w grupach 1 i 2 układu okresowego (metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych).

jeszcze mocniejsze bazy są:

• wodorek sodu (NaH)
• diizopropyloamid litu (Lda) (C6h14lin)
• amid sodu (NaNH2)

„słaba zasada” to taka, która nie w pełni jonizuje się w roztworze. Kiedy zasada jonizuje, pobiera jon wodoru z wody wokół niego, pozostawiając jon OH – za sobą. Słabe zasady mają wyższe stężenie H+ niż silne zasady. Słabe zasady istnieją w równowadze chemicznej w taki sam sposób, jak słabe kwasy. Stała jonizacji bazy KB wskazuje na wytrzymałość bazy. Duże Kbs należą do silniejszych baz. PH zasady jest większe niż 7 (gdzie 7 jest liczbą neutralną; poniżej 7 jest kwasem), Zwykle do 14.Częstym przykładem słabej zasady jest amoniak, który jest używany do czyszczenia.

przykłady słabych zasad:

• alanina (c3h5o2nh2)
• amoniak (woda) (NH3 (NH4OH))
• Dimetyloamina ((CH3)2NH)
• Etyloamina (C2H5NH2)
• glicyna (C2H3O2NH2)
• hydrazyna (N2H4)
• metyloamina (ch3nh2)
• trimetyloamina ((CH3)3N)

neutralizacja kwasowo – zasadowa

Zasady można uważać za chemiczne przeciwieństwo kwasów. Reakcja między kwasem i zasadą nazywana jest neutralizacją. Zasady i kwasy są postrzegane jako przeciwieństwa, ponieważ efektem działania kwasu jest zwiększenie stężenia jonu hydroniowego (H3O+) w wodzie, gdzie jako zasady zmniejszają to stężenie. Zasady reagują z kwasami, tworząc sole i wodę.

jon dodatni soli pochodzi z zasady, a jon ujemny z kwasu.Biorąc pod uwagę wodorotlenek metalu jako zasadę, ogólna reakcja jest:

HX(AQ) + MOH(AQ) → MX(AQ) + HOH(L) kwasowa sól zasadowa woda

Sole mocnych zasad i mocnych kwasów

silny kwas HCl (kwas solny) reaguje z mocną zasadą NaOH (wodorotlenek sodu), tworząc NaCl (sól = chlorek sodu) i wodę. Jeśli ilości kwasu i zasady są we właściwym stosunku stechiometrycznym, wówczas reakcja zostanie poddana całkowitej neutralizacji, w której kwas i zasada utracą swoje odpowiednie właściwości.

HCL(AQ) + NaOH(AQ) → NaCl(AQ) + H2O(l) mocna, słona woda kwasowa zasada

Sole mocnych zasad i słabych kwasów

mocna zasada NaOH (wodorotlenek sodu) dodaje się do słabego kwasu CH3COOH (kwas octowy) w 1L roztworu, tworząc NaCH3COO (octan sodu) i wodę.

CH3COOH (AQ) + NaOH(AQ) → NACH3COO (aq) + H2O(l) słaba słaba woda słona kwasowa zasada

Sole słabych zasad i mocnych kwasów

słabe zasady reagują z mocnymi kwasami, tworząc kwaśne roztwory soli. Sprzężony kwas słabej zasady określa jego pH. Na przykład do HCl (kwasu solnego) dodaje się NH3 (amoniak), tworząc NH4Cl (chlorek amonu).

NH3(AQ) + HCl(AQ) → NH4Cl (AQ) słaby silny kwas zasadowy soli

gdy tylko sól zostanie utworzona, reaguje z wodą, w wyniku czego powstaje lekko kwaśny roztwór.

Sole słabych zasad i słabych kwasów

roztwory soli zawierające kwaśne kationy i aniony zasadowe, takie jak nh4f (fluorek amonu) mają dwie możliwe reakcje:

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

od Ka (NH4+) > Kb (F -), reakcja amoniaku z wodą jest korzystniejsza. Dlatego otrzymany roztwór jest lekko kwaśny.

alkalia

sole alkaliczne

Większość zasadowych soli to sole alkaliczne, których powszechnymi przykładami są:

• wodorotlenek sodu (często nazywany „sodą kaustyczną”)
• wodorotlenek potasu (powszechnie nazywany „potażem”)
• ług (ogólny termin, dla obu poprzednich dwóch, a nawet dla mieszaniny)
• węglan wapnia (czasami nazywany „wolnym wapnem”)
• wodorotlenek magnezu jest przykładem nietypowej zasady: jest słabą zasadą (nie może być wykryta przez fenoloftaleinę) i ma niską rozpuszczalność w wodzie.

gleby alkaliczne

gleby o wartości pH wyższej niż 7,4 są zwykle określane jako zasadowe. Ta właściwość gleby może wystąpić naturalnie, ze względu na obecność soli alkalicznych. Chociaż niektóre rośliny preferują gleby lekko zasadowe (w tym warzywa, takie jak kapusta i pasza, takie jak bawół), większość roślin preferuje glebę lekko kwaśną (pH między 6,0 a 6,8), a gleby zasadowe mogą powodować problemy.

jeziora alkaliczne

w jeziorach alkalicznych (rodzaj słonego jeziora) parowanie koncentruje naturalnie występujące sole alkaliczne, często tworząc skorupę lekko zasadowej soli na dużym obszarze.

przykłady jezior alkalicznych:

• Redberry Lake, Saskatchewan, Kanada.
• Tramping Lake, Saskatchewan, Kanada.

zasadowość nie-wodorotlenków

zarówno węglan sodu, jak i amoniak są zasadami, chociaż żadna z tych substancji nie zawiera grup OH. Wynika to z faktu, że oba związki przyjmują H+ po rozpuszczeniu w wodzie:

Na2CO3 + H2o → 2 na+ + HCO3- + OH – NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Zasady jako katalizatory heterogeniczne

substancje podstawowe mogą być stosowane jako nierozpuszczalne katalizatory heterogeniczne w reakcjach chemicznych. Przykładami są tlenki metali, takie jak tlenek magnezu, tlenek wapnia i tlenek baru, a także fluorek potasu na tlenku glinu i niektórych zeolitów. Wiele metali przejściowych tworzy dobre katalizatory, z których wiele tworzy substancje podstawowe. Podstawowe katalizatory zostały wykorzystane do uwodornienia, migracji wiązań podwójnych, redukcji Meerweina-Ponndorfa-Verlaya, reakcji Michaela i wielu innych reakcji.

praktyczna Chemia bazowa

oprócz zastosowań w przemyśle, bazy mają wiele zastosowań w całym domu. Leki zobojętniające sok żołądkowy są stosowane do neutralizacji kwasowości żołądka; ogrodnicy używają podstaw, takich jak wapno (Cao), aby uczynić glebę bardziej podstawową. Łagodne bazy są używane do czyszczenia wszystkiego, od naczyń i ubrań po pojazdy i psa rodzinnego.

neutralizacja kwasowości żołądka

środek zobojętniający kwas żołądkowy jest zasadą, która służy do neutralizacji nadmiaru kwasu żołądkowego. Zalecana dawka to ilość Zasady wymaganej do zneutralizowania niektórych, ale nie wszystkich, kwasu żołądkowego.

Chemia kwasowo-zasadowa niektórych leków zobojętniających kwas:

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. Wiele dekad temu domowe mydło ługowe było używane do czyszczenia ubrań i skóry ludzi. Najbliższą rzeczą do mydła ługowego, którą dziś widzimy, jest detergent do mycia naczyń. Naprawdę trudne prace porządkowe w domu wymagają agresywnych chemicznie środków czyszczących. Bardzo podstawowe środki czyszczące służą do usuwania brudu, tłuszczu lub plam. Środki czyszczące drenaż i piekarnik znajdują się na drugim końcu spektrum pH, o pHs 12 lub wyższym. Zwykle zawierają silną zasadę, taką jak NaOH, która reaguje z tłuszczami i tłuszczem, tworząc rozpuszczalne mydło. Wszystkie silnie podstawowe rozwiązania, zarówno w laboratorium, jak iw domach są niebezpieczne i należy obchodzić się z nimi ostrożnie przez cały czas.

Zobacz także

• teorie reakcji kwasowo-zasadowej
• kwas

uwagi

• Brown, Theodore E., H. Eugene LeMay i Bruce e Bursten. Chemistry: The Central Science (10th Edition). 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., and R. C. Fay. Chemia (4)). Upper Saddle River, New Jersey: Prentice Hall, 2004. ISBN 0131402080
• Moore, J. W., C. L. Stanicki, and P. C. Jurs. Chemia Nauka Molekularna. Nowy Jork: Harcourt College, 2002. ISBN 0030320119
• Oxlade, Chris. Kwasy i zasady (chemikalia w działaniu). Biblioteka Heinemanna, 2002. ISBN 1588101940

• CurTiPot – diagramy równowagi kwasowo-zasadowej, obliczenia pH i krzywe miareczkowania symulacja i analiza – darmowe