Bază (chimie)
| Acizi și baze |
|---|
 Scara de pH (și pOH) |
| Acidimetrie • Amfoter • Auto-ionizarea apei • Constantă de disociere • Echilibru acido-bazic • Extracție • Funcția Hammett • pH • Reacție acido-bazică • Soluție tampon • Tărie acidă • Teoria acido-bazică • Titrare |
| Acizi |
| Baze |
În chimie, bazele (grec. βάση, - bază, fundament) sunt substanțe care reacționează cu acizii pentru a obține săruri și apă, și sunt clasificate în compuși organici sau anorganici. Sunt considerate baze care au pH mai mare decât 7.
Exemple de baze organice și anorganice
[modificare | modificare sursă]- Baze anorganice: NaOH, Ca(OH)₂, hidroxizi de metale alcaline și alcalino-pământoase;
- Baze organice: amidină, piridină, amine cu carbon.
Clasificarea tăriei bazice
[modificare | modificare sursă]- Superbazele (pH≥12), ca litium diizopropilamidăen(, pH≈14, pKa=36), hidroxidul de sodiu (pH=14) și de potasiu (pH≈13), sunt baze cu afinitate chimică foarte mare pentru protoni, deoarece ionizează total în soluție apoasă;
- Baze tari (10≤pH<12), ca amoniacul (pH=11.5), sunt baze cu afinitate chimică mare pentru protoni;
- Baze slabe (7<pH<10), ca bicarbonatul de sodiu (pH≈8,3), sunt baze cu afinitate chimică mică pentru protoni;
- Soluții neutre (pH=7), ca apa, sunt soluții care nu au caracter bazic nici acid, și este echilibrat concentrația ionilor de hidrogen și hidroxil.
![{\displaystyle {\mathrm {LiNC} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{14}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/47fcd53a66fddfd250fc641eafb86fbee3b60141)
În general, hidroxizii metalelor alcaline sunt baze tari. Bazele metalelor tranziționale sunt baze slabe, deoarece ionizează parțial în soluție apoasă.
Tabel comparativ între teoriile acido-bazice despre bază
[modificare | modificare sursă]| Teoria | Definiție | Fondat | Exemplu tipic | Limite |
| Brønsted-Lowry | Bazele sunt specii chimice care acceptă protoni (H+ sau ioni pozitivi de hidrogen), ridicând astfel valoarea pH-ului soluției respective | 1923 | NaOH | Valabil doar în soluții apoase |
| Arrhenius | Bazele sunt specii chimice care în soluții apoase disociază sau ionizează formând ioni de hidroxil -OH | 1884 | NH₃ | Nu explică toate reacțiile electronice |
| Lewis | Bazele sunt specii chimice care cedează perechi de electroni | 1923 | NH₃, OH⁻ | Cea mai generală, dar abstractă |
Bazele Brønsted-Lowry sunt acizi Lewis, iar acizii Brønsted-Lowry sunt baze Lewis. Cu cât un acid Brønsted-Lowry este mai slab, cu atât el este o bază Lewis mai puternică, respectiv cu cât o bază Brønsted-Lowry este mai slabă, cu atât ea este un acid Lewis mai puternic. Ionii hidroxilici sunt ioni capabili de a capta protonii eliberați de un acid determinând neutralizarea amestecului.
Proprietăți
[modificare | modificare sursă]- Bazele comune sunt NaOH, KOH, NH₃ și Ca(OH)₂;
- Folosințele bazelor sunt la fabricarea detergenților, neutralizarea acizilor, corectarea solurilor acide în agricultură etc.;
- În general, bazele au gust amar și pot fi alunecoase la atingere;
- Bazele pot cataliza reacții organice și unele sunt corozive;
- Cele mai multe baze sunt solubile în apă ca hidroxidul de sodiu sau amoniacul, cu excepția unora ca hidroxidul de aluminiu;
- Sunt caustice producând descompunerea unor substanțe organice sau anorganice;
- În combinație cu uleiuri sau grăsimi (lipide) are loc procesul de saponificare prin care se formează săpunuri și glicerină;
- Bazele pot fi diluate cu apă, iar tăria bazei se modifică în funcție de gradul de diluție;
- Soluțiile bazice înroșesc indicatorul chimic fenolftaleină, îngălbenesc indicatorul metiloranj sau se face albastru la hârtia de turnesol;
- Bazele în combinație cu acizii se neutralizează reciproc;
- Bazele prin proprietatea lor caustică sunt periculoase dacă ajung în contact cu pielea sau ochii.
Reacții
[modificare | modificare sursă]Reacții de neutralizare
[modificare | modificare sursă]Reacția de neutralizare este o reacție chimică care are loc între un acid și o bază cu formare de săruri și apă. În sens mai larg, reacția de neutralizare poate fi definită ca reacția în care are loc între o specie chimică (substanță sau ion) cu caracter acid și o specie chimică cu caracter bazic.
Exemple de reacții de neutralizare
[modificare | modificare sursă]Neutralizarea unui acid cu o bază
In reacția dintre hidroxid de sodiu (bază) și acid clorhidric rezultă clorură de sodiu:
![{\displaystyle {\mathrm {NaOH} {}+{}\mathrm {HCl} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {NaCl} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/bfcfbc8ddd0c926eb4cba1cfcb120b6294941adb)
In reacția dintre amoniac (bază) și acid clorhidric rezultă clorură de amoniu:
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {HCl} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {Cl} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f525b1abc167912cb822aad3e52a8484f61fd145)
Neutralizarea unui acid cu un oxid bazic
![{\displaystyle {2\,\mathrm {HCl} {}+{}\mathrm {CaO} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {CaCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fb6ef0ca5a25bb27a2606728e893d801f470520d)
Neutralizarea unei baze cu un oxid acid
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NaOH} {}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9bfbc38e44f240b361a5d311924f919d3a98eee2)
Neutralizarea unui oxid bazic cu un oxid acid
![{\displaystyle {\mathrm {CaO} {}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {CaCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f54c730bf59ef7dcef6798ed5088d30d32c9136d)
Sărurile rezultate pot avea un caracter acid, neutru sau bazic. Sărurile obținute prin neutralizarea acizilor tari cu baze tari au caracter neutru. Deci, clorura de sodiu este o sare cu caracter neutru. O sare cu caracter acid sau hidroliză acidă se obține prin reacția unui acid puternic cu o bază slabă, un astfel de sare este clorura de amoniu:
![{\displaystyle {\mathrm {HCl} {}+{}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {OH} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {Cl} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c03a3b378880954183fa18a941ce0152c2e4a60c)
O sare cu caracter bazic sau hidroliză bazică se obține prin reacția unui acid slab cu o bază puternică, o astfel de sare este acetatul de sodiu. Acesta se obține prin reacția acidului acetic cu hidroxidul de sodiu:
![{\displaystyle {\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {COOH} {}+{}\mathrm {NaOH} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {COONa} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d71573c2d56be264ae670f782362f216b553face)
De multe ori, pentru obținerea sărurilor se folosesc în locul hidroxizilor, carbonații solubili. În acest caz, finalizarea reacției este indicată prin terminarea efervescenței, efervescența fiind datorată degajării de dioxid de carbon. Pentru exemplificare, vedeți reacția dintre acidul sulfuric și carbonatul de sodiu:
![{\displaystyle {\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/aa481380f35b872bcbdb273daab04b4191144820)
Reacții ionice
[modificare | modificare sursă]Reacțiile ionice sunt reacții chimice în care sunt implicați electroliți (acizi, baze, săruri) sub formă de ioni. O ecuație chimică ionică trebuie să fie egalat sarcinile electrice de Cationi (+) și/sau de Anioni (-) în ambele părți din simbolul echilibrului (⇌).
Exemple
[modificare | modificare sursă]
![{\displaystyle {\mathrm {Ca} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {Ca} {\vphantom {A}}^{2+}{}+{}2\,\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8a9c00045975636fad17b8f72da0c76a73cbbf0f)
![{\displaystyle {\mathrm {PO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{3-}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {HPO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{2-}{}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/bb4fcf6fa963b0f0ad9f81ee2581fb28fa3fbbf8)
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4da1d748a08739fe782c7cf9d54c2ec561fc25e7)
![{\displaystyle {\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{-}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{-}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/369265df54ea4f282652283b86709c5c6bb62c2e)
![{\displaystyle {\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {PO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}3\,\mathrm {Na} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {PO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{3-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6ee0eb5c02a36e707142cbb9c212bd609009d7d6)
_Structural_Formulae_V.1.png){kind=small}
![{\displaystyle {\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\mathrm {COOH} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/57bbb77b66561b00e01d2c76d9e282e0b0423264)
