الخصائص 7 من أهم القواعد

بعض من خصائص القواعد الأكثر تميزا هي القدرة على توليد الهيدروكسيل ، قوتها أو درجة الحموضة أكبر من 7.

القواعد عبارة عن مواد كيميائية لها القدرة على التبرع بأيون الهيدروكسيل (OH^-في وسط مائي ، أو قادر على تكوين روابط مع أيونات الهيدرونيوم ، أو أي مادة قادرة على التبرع بزوج من الإلكترونات.

غالبًا ما تحتوي القواعد على الصيغة العامة لـ BOH حيث OH عبارة عن البروتون و "B" هو المصطلح العام المرتبط بجزء من قاعدة غير الهيدروكسيل.

تم تحديد القواعد ودراستها بشكل نموذجي لقدرتها على مواجهة الأحماض ، وبالتالي بقيت وراء الأحماض في توصيفها الكيميائي.

مشتقة من المصطلحات (القلوية) أكثر جمودا مستمدة من كلمة من جذر العربية المرتبطة "المحمص" بسبب حقيقة أن القواعد الأولى كانت تتميز من مواد صنع الصابون التي تم الحصول عليها من رماد التحميص ومعالجتها بالماء والليمون المطحون (ليسني ، 2003).

في تسعينيات القرن التاسع عشر ، عرّف Svante August Arrhenius (1859-1927) أخيرًا القواعد بأنها "مواد تزود أنيون الهيدروكسيل بالمحلول".

واقترح أيضًا أن تكون الآلية التي تتفاعل بها الأحماض والقواعد لتحييد بعضها البعض هي تكوين الماء والملح المناسب (Encyclopædia Britannica، 1998).

الخصائص الرئيسية للقواعد

1- الخصائص الفيزيائية

القواعد لها طعم الحامض ، باستثناء الأمونيا ، تفتقر إلى الرائحة. قوامه زلق ولديه القدرة على تغيير لون ورقة عباد الشمس إلى اللون الأزرق والبرتقالي من الميثيل إلى الأصفر والفينول فثالين إلى اللون الأرجواني (خصائص الأحماض والقواعد ، S.F).

2 - القدرة على توليد الهيدروكسيل

في عام 1923 ، قام الكيميائي الدنماركي يوهانس نيكولاس برونستيد والكيميائي الإنجليزي توماس مارتن لوري بتوسيع نظرية أرهينيوس من خلال تقديم نظرية برونستيد ولوري حيث قيل إن أي مركب يمكنه أن يقبل بروتون أي مركب آخر هو base (Encyclopædia Britannica، 1998). على سبيل المثال ، الأمونيا:

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

تعتبر الأمونيا والأمينات قواعد برونستيد / لوري. في عام 1923 الكيميائي الأمريكي جيلبرت ن.

يقدم لويس نظريته ، والتي تعتبر فيها القاعدة أي مركب يحتوي على زوج متاح من الإلكترونات (Encyclopædia Britannica ، 1998).

وبهذه الطريقة ، تُعتبر الأمونيا والأمينات أيضًا بمثابة قواعد لويس نظرًا لوجود أزواج إلكترونية مجانية وتتفاعل مع الماء لإنتاج OH^-:

 NH₃+ H₂O → NH₄⁺ + OH^-

3- قوة القاعدة

يتم تصنيف القواعد إلى قواعد قوية وقواعد ضعيفة. ترتبط قوة القاعدة بثبات توازنها ، وبالتالي بالنسبة إلى القواعد ، تتم تسمية الثوابت المذكورة بثوابت أساسية Kb.

وبالتالي ، فإن القواعد القوية لها ثابت أساسي كبير بحيث تميل إلى الانفصال تمامًا. ومن الأمثلة على هذه الأحماض القلويات مثل هيدروكسيد الصوديوم أو البوتاسيوم الذي تكون ثوابته الأساسية كبيرة للغاية بحيث لا يمكن قياسها بالماء.

من ناحية أخرى ، فإن القاعدة الضعيفة هي قاعدة يكون معدل تفككها منخفضًا لذلك يكون في حالة توازن كيميائي.

ومن الأمثلة على ذلك الأمونيا والأمينات التي تكون ثوابتها الحمضية في حدود 10.^-4. يوضح الشكل 1 ثوابت الحموضة المختلفة لقواعد مختلفة.

5- درجة الحموضة أكبر من 7

يقيس مقياس الرقم الهيدروجيني مستوى القلوية أو حموضة المحلول. يتراوح المقياس من صفر إلى 14. الحموضة أقل من 7 عبارة عن حمض.

الرقم الهيدروجيني أكبر من 7 أمر أساسي. تمثل نقطة المنتصف 7 درجة الحموضة المحايدة. الحل المحايد ليس حمض ولا قلوي.

يتم الحصول على مقياس الرقم الهيدروجيني وفقا لتركيز H⁺ في الحل ويتناسب عكسيا مع ذلك. القواعد ، عن طريق تقليل تركيز البروتونات ، تزيد درجة الحموضة في محلول.

4- القدرة على تحييد الأحماض

يقترح آرنيوس ، في نظريته ، أن تتفاعل الأحماض ، التي تكون قادرة على توليد البروتونات ، مع الهيدروكسيل في القواعد لتكوين الملح والماء بالطريقة التالية:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

يسمى هذا التفاعل بالتحييد وهو أساس التقنية التحليلية المسماة المعايرة (Bruce Mahan، 1990).

6. الحد من قدرة أكسيد

بالنظر إلى قدرتها على إنتاج الأنواع المشحونة ، يتم استخدام القواعد كوسيلة لنقل الإلكترون في تفاعلات الأكسدة والاختزال.

تميل القواعد أيضًا إلى الصدأ نظرًا لأن لديها القدرة على التبرع بالإلكترونات الحرة.

تحتوي القواعد على OH. يمكنهم العمل للتبرع بالإلكترونات. الألومنيوم هو معدن يتفاعل مع القواعد.

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2NaAl (OH)₄+3H₂

لا تآكل العديد من المعادن ، لأن المعادن تميل إلى الخسارة بدلاً من قبول الإلكترونات ، ولكن القواعد شديدة التآكل للمواد العضوية مثل تلك التي تشكل غشاء الخلية.

عادة ما تكون هذه التفاعلات طاردة للحرارة ، والتي تسبب حروقًا شديدة عند التلامس مع الجلد ، لذلك يجب التعامل مع هذا النوع من المواد بحرص. الشكل 3 هو رمز السلامة عندما تكون المادة قابلة للتآكل.

7- الحفز الأساسي

يُعرف تسارع التفاعل الكيميائي عن طريق إضافة قاعدة باسم الحفز الأساسي. لا تستهلك هذه القاعدة في التفاعل.

يمكن أن يكون التفاعل الحفاز عامًا أو خاصًا بالقاعدة كما هو الحال في إضافة سيانيد الهيدروجين إلى الألدهيدات والكيتونات في وجود هيدروكسيد الصوديوم.

يتم شرح آلية التفاعلات المحفزة بواسطة الحمض والقاعدة من حيث مفهوم الأحماض والقواعد Brønsted-Lowry باعتبارها واحدة حيث يوجد نقل مبدئي للبروتونات من المادة المتفاعلة إلى محفز أساسي (Encyclopædia Britannica، 1998).

بشكل عام ، يتم تحفيز التفاعلات التي ينطوي عليها النوكليوفيل في وسط أساسي ، إما الإضافات الكهربية أو البدائل..

أيضًا في تفاعلات الإزالة مثل التكثيف العكسي للكحول (الحفز الأساسي المحدد) أو الاستعاضة عن النواة (الحفز العام) كما هو موضح في الشكل 4 (التحفيز القاعدي ، 2004).

مراجع

1. قاعدة الحفز. (2004). تم الاسترجاع من everyscience.com.
2. بروس ماهان ، ر. م. (1990). دورة كلية الكيمياء الطبعة الرابعة. ويلمنجتون: أديسون ويسلي إيبروأمريكانا إس..
3. موسوعة بريتانيكا. (20 يوليو 1998). الحفز الحمضي القاعدي. تم الاسترجاع من britannica.com.
4. موسوعة بريتانيكا. (21 ديسمبر 1998). نظرية ارهينيوس. تم الاسترجاع من britannica.com.
5. موسوعة بريتانيكا. (20 يوليو 1998). نظرية برونستد لوري. تم الاسترجاع من britannica.com.
6. موسوعة بريتانيكا. (20 يوليو 1998). نظرية لويس. تم الاسترجاع من britannica.com.
7. ليسني ، م. س. (مارس 2003). سجلات الكيمياء: التاريخ الأساسي للحمض - من أرسطو إلى أرنولد. تم الاسترجاع من pubs.acs.org.
8. خواص الأحماض والقواعد. (وس. ف.). تم الاسترجاع من موقع sciencegeek.net