Grunnlag (kjemi)

En base eller alkali (fra arabisk : al-qaly القلي, القالي, 'aske') er et stoff som viser alkaliske egenskaper . I en første tilnærming stoff som i vandig løsning bidrar med ioner til mediet. [ 1 ] Et tydelig eksempel er kaliumhydroksid , med formelen KOH : ${\ce {OH-}}$ ${\ce {KOH_{(aq)}\longrightarrow {K^{+}}_{(aq)}+{OH^{-}}_{(aq)}}}$

Begrepene base og syre er motstridende. For å måle basiciteten (eller alkaliniteten ) til et vandig medium, brukes konseptet pOH , som er supplert med pH , på en slik måte at , ( i CNPT er lik . Av denne grunn er bruken av pH generalisert både for syrer og for baser [ 2 ] [ 3 ] $pH+pOH=pK_{w}$ $K_{w}$ $10^{-14}$

Ulike basisdefinisjoner

Den opprinnelige definisjonen tilsvarer den som ble formulert i 1887 av Svante August Arrhenius . [ 4 ] Brønsted -Lowry syre-base teorien , formulert av Brønsted og Lowry i 1923, sier at et alkalisk stoff er et stoff som er i stand til å akseptere et proton (H + ). [ 5 ] Denne definisjonen omfatter den forrige: i det forrige eksemplet dissosierer KOH i løsning av OH − ioner , som er de som fungerer som en base ved å kunne akseptere et proton. Denne teorien kan også brukes i ikke-vandige løsningsmidler. [ 5 ]

Lewis i 1923 utvidet definisjonen av syrer og baser ytterligere, selv om denne teorien ikke ville få konsekvenser før år senere. I følge Lewis-teorien er en base et stoff som kan donere et par elektroner . [ 6 ] OH - ionet , som andre ioner eller molekyler som NH 3 , H 2 O , etc., har et ikke-bindende elektronpar, så de er baser. Alle baser i henhold til Arrhenius-teorien eller den til Brønsted og Lowry er igjen Lewis-baser.

Eksempler på Arrhenius-baser: , , ${\ce {NaOH}}$ ${\ce {KOH}}$ ${\ce {Al(OH)3}}$
Eksempler på Brønsted og Lowry baser: , , . ${\ce {NH3}}$ ${\ce {S2-}}$ ${\ce {HS-}}$

Noen av de generelle egenskapene til baser er: [ 7 ]

Til behandling av fingrene gir de en følelse av viskositet eller såpe , på grunn av forsåpning av lipidene i menneskehuden .
Når de er tilstede i høy konsentrasjon , eller er sterke baser, er de etsende, etsende for organisk materiale og reagerer voldsomt med sure stoffer.
De løses opp i vann og dissosieres dermed til ioner og er elektrisk ledende stoffer .
Med indikatorene reagerer de på følgende måte: de snur lakmuspapiret og i fenolftaleintesten virker fargen rosa.
De har en syrlig smak . [ 8 ]
De er etsende.

Arrhenius syre-base teori

Den svenske kjemikeren Svante August Arrhenius foreslo en teori om elektrolytisk dissosiasjon i 1887 [ 9 ] som sa at elektrolytter , i vandig løsning eller spindler, delvis dissosieres til elektrisk ladede ioner.

Elektrolytter er klassifisert i syrer , baser og salter . I følge Arrhenius er baser spesifikt stoffer som i vandig løsning gir hydroksylanioner , OH- , det vil si at de inneholder en eller flere hydroksylgrupper som kan erstattes av negative syreradikaler for å danne salter. For eksempel:

NaOH

Na + + OH -

Eksempler på Arrhenius-baser : natriumhydroksid (NaOH), kaliumhydroksid (KOH), aluminiumhydroksid (Al(OH) 3 ).

Brønsted og Lowry

Den danske kjemikeren Johannes Nicolaus Brønsted og engelskmannen Thomas Martin Lowry publiserte i 1923 uavhengig av hverandre en teori om oppførselen til syrer og baser som overgikk den nåværende, i disse årene, Arrhenius syre-base teori , siden den kunne brukes på alle type løsningsmiddel mens Arrhenius bare kunne brukes til vandige løsninger. [ 10 ] [ 11 ] I følge denne nye teorien er en syre et stoff som kan donere protoner, og en base er et stoff som kan akseptere . En syre og en base er konjugerte når de er relatert med ligningen:

surt

proton + base

Som eksempler har vi:

CH 3 COOH

H + + CH 3 COO -

NH4 + H + + NH3 _

CO 3 H -

H + + CO 3 2-

Syrer og baser kan være ioner eller nøytrale molekyler. Hvis solvatiseringen av protonet, H + , av løsningsmidlet tas i betraktning , er forholdet mellom konjugatparene i vandig løsning:

A + H2O

H3O + + B _

i dette tilfellet fungerer vannet som en protonakseptor , det vil si som en base . Endringen kan generaliseres som følger:

Johannes Nicolaus Bronsted
Thomas Martin Lowry

syre 1 + base 2

syre 2 + base 1

hvor syre 1 er konjugert til base 1 og syre 2 er konjugert til base 2. Merk at vann kan fungere som enten en syre eller en base .

Eksempler på baseteorien til Brønsted og Lowry : ammoniakk (NH 3 ), S 2- , HS- .

Lewis syre-base teori

Brønsted og Lowry-teorien er ikke bred nok til å dekke alle tilfeller av sur eller basisk oppførsel av stoffer, siden den er begrenset til reaksjoner med protonutveksling . Det er stoffer som ikke har hydrogen og har sur oppførsel , for eksempel karbondioksid , CO 2 eller svoveltrioksid , SO 3 , oppfører seg som syrer , siden i nærvær av basiske oksider , som kalsiumoksid , CaO eller natriumoksid , Na 2 O, i fravær av løsemiddel og derfor uten protonoverføring, reagerer for å danne salter , natriumkarbonat , CaCO 3 eller natriumsulfat , Na 2 SO 4 , for eksempel. Reaksjonene kan representeres av følgende kjemiske ligninger:

CO 2 + CaO

CaCO 3 SO 3 + Na 2 O

Na 2 SO 4

Tilsvarende reagerer reaksjonen mellom tionylklorid , Cl 2 SO, og kaliumsulfitt , K 2 SO 3 , oppløst i flytende svoveldioksid i henhold til ligningen:

2 Cl - + SO 2+ + SO 3 2- + 2 K +

2 Cl - + 2 K + + 2 SO 2

som heller ikke inkluderer protolyse , det er reaksjonen i vandig løsning mellom saltsyre , HCl og natriumhydroksid , NaOH, som kan forklares med Brønsted og Lowry-teorien :

Cl - + H 3 O + + Na + + OH -

Cl - + Na + + 2 H 2 O

Disse reaksjonene involverer delvis overføring, medierende en dativ kovalent binding , av et par elektroner fra et oksygenatom til et annet atom.

Disse fakta førte til at Gilbert Newton Lewis uttalte i 1923 [ 12 ] og utviklet i 1938 en mer generell teori om syrer og baser, der det er definert at:

En syre er ethvert stoff, molekylært eller ionisk, som kan akseptere et par elektroner.
En base er ethvert stoff som kan donere et par elektroner.

Lewis-teorien gir imidlertid ikke et kvantitativt estimat av reaksjonen mellom baser og syrer. Av denne grunn er det vanlig å anvende en kvalitativ evaluering kjent som Pearsons hard-myk syre-base-teori (kjent under akronymet HSAB), som beskriver hvordan myke syrer reagerer raskere og danner sterkere bindinger med myke baser , mens harde reagerer raskere . og danner sterkere bånd med harde baser , alle andre faktorer er like. [ 13 ] Klassifiseringen av det originale verket var basert på likevektskonstantene for reaksjoner av to konkurrerende Lewis-baser for en Lewis-syre .

Klassifisering av baser og syrer etter HSAB-prinsippet

harde baser	mellomliggende baser	myke baser
OH - , RO - , F - , Cl - , RCOO - , NO 3 - , NH 3 , RNH 2 , H 2 O, ROH, SO 4 2- , CO 3 2- , R 2 O, NR 2 - , NH 2 -	Br - , C 6 H 5 NH 2 , NO 2 - , C 5 H 5 N	RS- , RSH , I- , H- , R3C- , alken , C6H6 , R3P , ( RO ) 3P _
harde syrer	mellomliggende syrer	myke syrer
H + , Li + , Na + , K + , Mg 2+ , Ca 2+ , Al 3+ , Cr 3+ , Fe 3+ , BF 3 , B(OR) 3 , AlR 3 , AlCl 3 , SO 3 , BF 3 , RCO + , CO 2 , RSO 2 +	Cu 2+ , Fe 2+ , Zn 2+ , SO 2 , R 3 C + , C 6 H 5 + , NO +	Ag + , Cu + , Hg 2+ , RS + , I + , Br + , Pb 2+ , BH 3 , karben

Harde syrer og harde baser har en tendens til å ha:

liten ionisk / atomradius
høy oksidasjonstilstand
lav polariserbarhet
høy elektronegativitet
Lavenergi HOMO , når det gjelder baser, og høyenergi LUMO , når det gjelder syrer. [ 13 ]

Baseegenskaper

Til slutt, ifølge Boyle , er baser de stoffene som har følgende egenskaper:

De har en karakteristisk bitter smak .
Løsningene deres leder elektrisk strøm .
De endrer det røde lakmuspapiret til blått.
De fleste er hudirriterende (ætsende stoffer) da de løser opp hudfett. De er ødeleggende i ulik grad for menneskelig vev. Støv, tåke og damper forårsaker luftveis-, hud- og øyeirritasjon og skader på neseskilleveggen.
De har en såpeaktig følelse .
De er løselige i vann (spesielt hydroksyder ) ...
De reagerer med syrer og danner salt og vann. [ 14 ]

Styrken til en base

En sterk base er en som dissosieres fullstendig i vann, [ 15 ] dvs. den bidrar med maksimalt antall ioner . Kaliumhydroksid er et eksempel på en sterk base. ${\ce {OH-}}$

En svak base bidrar også med ioner til mediet, men antallet dissosierte molekyler er i likevekt med de som ikke er det. ${\ce {OH-}}$

{\rm {Al(OH)_{3}\rightleftharpoons 3OH^{-}+Al^{3+}}}

I dette tilfellet er aluminiumhydroksidet i likevekt (brytes ned og dannes) med ionene det genererer.

Dannelse av en base

En base dannes når et metalloksid reagerer med vann ( hydrolyse ): [ 16 ]

{\rm {MgO+H_{2}O\høyrepil Mg(OH)_{2}\,}}

det samme er:

{\rm {Al_{2}O_{3}+3H_{2}O\høyrepil 2Al(OH)_{3}\,}}

Grunnnomenklatur

For å lage en base ved å bruke forskjellige nomenklaturer for dem tatt fra navnene på elementene og sammenføye dem med et hydroksylion (OH) , ta elementets valensnummer og kombinere dem (endre deres posisjon) som vist i tabellen:

Formel	Tradisjonell	Lager	IUPAC
CuOH	kobber(II)hydroksid	Kobber(I)hydroksid	kobberhydroksid
Cu(OH) 2	kobber(II)hydroksid	Kobber(II)hydroksid	kobberdihydroksid

Når et element har mer enn to valenser, blir det ikke tildelt en tradisjonell nomenklatur. Når du bruker den lavere valensen ender elementet på bear og når du bruker den høyere ender det på ico . [ 17 ] [ 18 ] I IUPAC - nomenklaturen vil en konformasjon av prefikser bli gitt til elementet i henhold til dets valens (Mono, Di, Tri, Tetra, Penta, Hexa, osv.) sammen med endelsen -hydroxy u - hydroksyl , som er OH-ionet med −1 ladning ( ). [ 19 ] ${\ce {OH-}}$

Eksempler på baser

Noen eksempler på baser er:

Kaustisk soda eller kaustisk soda (NaOH, natriumhydroksid)
Melk av magnesia (Mg(OH) 2 , magnesiumhydroksid)
Svømmebassengklor ( NaClO , natriumhypokloritt)
Antacida generelt (eksempel: Al(OH) 3 , aluminiumhydroksid)
Rengjøringsprodukter
Ammoniakk ( NH3 )
såpe og vaskemidler
Natriumbikarbonat (NaHCO 3 )

Baser og pH

pH-verdien til en vandig prøve er et mål på surheten. [ 20 ] I rent vann dissosieres omtrent én av ti millioner molekyler til oksonioner (H 3 O + ) og hydroksidioner (OH-), i henhold til følgende ligning:

2H 2 O(l) → H 3 O + (aq) + OH − (aq)

Konsentrasjonen, målt i molaritet (M eller mol per dm³), som er indikert som [H 3 O + ] og [OH − ] ioner, og produktet er dissosiasjonskonstanten til vann og har verdien 10 −7 M. _ pH er definert som −log [H 3 O + ], så rent vann har en pH på 7. Disse tallene er korrekte ved 23°C og er litt forskjellige ved andre temperaturer.

En base aksepterer (fjerner) hydroniumioner (H 3 O + ) fra løsning, eller frigjør hydroksidioner (OH − ) til løsning. Begge disse handlingene vil senke konsentrasjonen av hydroniumioner og dermed øke pH. Derimot avgir en syre H 3 O + -ioner til løsningen eller aksepterer den som OH − , og reduserer dermed pH.

For eksempel, hvis 1 mol natriumhydroksid (40 g) løses opp i vann for å lage 1 liter løsning, blir konsentrasjonen av hydroksidionene [[OH − ]] = 1 mol/L. Derfor [H + ] = 10 −14 mol/L, i pH = −log 10 −14 = 14. Merk at i denne beregningen antas aktivitet å være ekvivalent med konsentrasjon, noe som er urealistisk i konsentrasjoner på mer enn 0,1 mol dm −3 .

Dissosiasjonsbasen eller konstanten K b er et mål på basicitet. PKB er den negative logen til Kb og de relative pKa-verdiene ved det enkle forholdet pK a + pK b = 14.

Alkalinitet er et mål på en løsnings evne til å nøytralisere syrer til ekvivalenspunktet for karbonater eller hydrogenkarbonater.

Nøytralisering av syrer

Når en sterk base, for eksempel natriumhydroksid, løses opp i vann, brytes den ned (i dette tilfellet til natrium- og hydroksydioner):

NaOH → Na + + OH -

På samme måte, hvis en syre er oppløst i vann, dissosieres den også; for eksempel, oppløsning av hydrogenklorid (saltsyre) danner oksonioner og kloridioner:

HCl + H2O → H3O + + Cl-

Når de to løsningene med de dissosierte ionene blandes, kombineres H 3 O + ionene og OH − ionene for å danne vannmolekyler :

H 3 O + + OH − → 2H 2 O

Hvis like mengder natriumhydroksid og saltsyre løses opp, blir basen og syren nøyaktig nøytralisert, og etterlater bare NaCl i form av bunnfall ( vanlig salt ) og vann. Generelt kan det sies at: [ 21 ]

syre + base → salt + vann

For å nøytralisere søl av eventuell syre, må det brukes svake baser, som brus eller eggehvite. Hvis det gjøres et forsøk på å nøytralisere et syresøl med en sterk base som natriumhydroksid eller kaliumhydroksid, kan en voldsom eksoterm reaksjon utløses, og virkningen av selve basen kan forårsake like mye skade som syreutslippet.

Alkaliniteten til ikke-hydroksider

Baser er generelt forbindelser som kan nøytralisere et stort antall syrer. Både ammoniakk og natriumkarbonat er baser, selv om ingen av disse stoffene inneholder β OH-grupper. . Begge forbindelsene aksepterer H + når de er oppløst i vann:

Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 Na + + HCO 3 − + OH − NH3 + H2O → NH4 + + OH- _

Ut fra dette kan en pH, eller surhet, beregnes for vandige løsninger av baser. Baser fungerer også direkte som elektrondonorpar:

CO 3 2 − + H + → HCO 3 − NH3 + H + → NH4 +

Karbon kan fungere som en base, og det samme kan nitrogen og oksygen . Dette skjer ofte i forbindelser som litiumbutyl, alkoksyder og metallamider, for eksempel natriumstivelse . Karbon-, nitrogen- og oksygenbaser uten den stabiliserte resonansen er vanligvis veldig sterke; de kalles superbaser , og de kan ikke eksistere i en løsning av vann på grunn av selve surheten til vannet. Resonansstabilisering, men tillater det i svakere baser som karboksylater; for eksempel er natriumacetat en svak base.

Sterke og svake baser

En sterk base er den som dissosieres fullstendig i vann, det vil si at den bidrar med maksimalt antall OH - ioner . For eksempel er kaliumhydroksid en sterk base.

KOH → OH−
+ K+
(i vandig løsning)

Bronsted-Lowry-teorien kvantifiserer styrken til baser, det vil si deres evne til å splitte et proton fra syren. Det måles ved konstanten K b - likevektskonstanten for reaksjonen med syrebasen for sammenligning. Jo høyere basicitetskonstanten, desto større styrke har basen og jo større er dens evne til å splitte protoner. Vanligvis uttrykkes basicitetskonstanten som grunntallskonstantene p K b . For eksempel kan ammoniakk som en Bronsted-base beskrives:

{\mathsf {NH_{3}+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {NH_{4}^{+}+OH^{-}}}

$K_{b}={\frac {[{\mathsf {NH_{4}^{+}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf { NH_{3}}}]}}=1{.}79\cdot 10^{-5};$

\ \mathrm {p} K_{b}=-\log K_{a}=4{.}75.

For polybasiske baser kan forskjellige verdier av dissosiasjonskonstantene Kb1 , Kb2 osv . oppnås. For eksempel kan et fosfation protoneres tre ganger

{\mathsf {PO_{4}^{3-}+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {HPO_{4}^{2-}+OH^{-}}};K_{ \mathrm {b1} }={\frac {[{\mathsf {HPO_{4}^{2-}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf { PO_{4}^{3-}}}]}}=2{.}10\cdot 10^{-2};

${\mathsf {HPO_{4}^{2-}+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}+OH^{-}}} ;K_{\mathrm {b2} }={\frac {[{\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]} {[{\mathsf {HPO_{4}^{2-}}}]}}=1{.}58\cdot 10^{-7};$

{\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {H_{3}PO_{4}+OH^{-}}}; K_{\mathrm {b3} }={\frac {[{\mathsf {H_{3}PO_{4}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}}}]}}=1{.}32\cdot 10^{-12}.

Styrken til basen kan også karakteriseres ved surhetskonstanten til dens konjugerte syre Ka (BH + ), hvor basisiteten til produktet er konstant K b ganger en konstant Ka ( BH + ), det ioniske produktet av vann for vandige løsninger, og autoprotolysekonstanten til det generelle løsningsmidlet.

K_{a}\mathrm {(NH_{4}^{+})} ={\frac {[{\mathsf {NH_{3}}}]\cdot [{\mathsf {H^{+} }}]}{[{\mathsf {NH_{4}^{+}}}]}}=5{.}62\cdot 10^{-10};

${K_{a}\mathrm {(NH_{4}^{+})} }\cdot {K_{b}\mathrm {(NH_{3})} }=K_{w}=1\cdot 10^{-14};$

{\mathrm {p} K_{a}\mathrm {(NH_{4}^{+})} }+{\mathrm {p} K_{b}\mathrm {(NH_{3})} } =\mathrm {p} K_{w}=14

Andre eksempler på sterke baser er alkalimetallhydroksider og jordalkali :

Kaliumhydroksid (KOH) eller kaustisk kaliumklorid
Bariumhydroksid (Ba(OH) 2 )
Cesiumhydroksid (CsOH)
Natriumhydroksid (NaOH) eller kaustisk soda
Strontiumhydroksid (Sr(OH) 2 )
Kalsiumhydroksid (Ca(OH) 2 ), også kjent som død kalk eller lesket kalk
Litiumhydroksid (LiOH)
Rubidiumhydroksid (RbOH)
Magnesiumhydroksid (Mg(OH) 2 )

En svak base bidrar også med OH -ioner.−
til mediet, men antallet dissosierte molekyler er i likevekt med de som ikke er det.

Al(OH)
3⇔ 3OH−
+ Al+

I dette tilfellet er aluminiumhydroksidet i likevekt (brytes kontinuerlig ned og dannes) med ionene det genererer. Basicitetskonstanten ( K b ) til en base indikerer graden av dissosiasjon.

Gitt en base B, oppløsning av den i vann gir dens konjugerte syre BH + :

B(aq) + H 2 O(l) → BH + (aq) + OH - (aq)

Og følgende ligning vil være gyldig (bare for svake baser), som relaterer konsentrasjonen til basicitetskonstanten;

{\mbox{Kb}}={[{\mbox{BH}}^{+}]\cdot [{\mbox{OH}}^{-}] \over [{\mbox{B}} ]}

p K b og p K a verdier for konjugatsyren i fortynnede vandige løsninger

grunnlagsformel	Konjugert syreformel	pKb _ _	p Ka ( BH + )	grunnlagsformel	Konjugert syreformel	pKb _ _	p Ka ( BH + )
ClO 4 -	HClO4 _	19 ± 0,5	-5±0,5	HPO 4 2-	H2PO4- _ _ _ _	6,80	7.20
HSO 4 -	H2SO4 _ _ _	16,8 ± 0,5	-2,8 ± 0,5	ClO- _	HClO	6,75	7,25
H2O _ _	H3O + _ _	15,74	-1,74	H2BO3- _ _ _ _	H3BO3 _ _ _	4,76	9.24
IKKE 3 -	HNO 3	15.32	-1,32	NH3 _	NH4 + _	4,75	9.25
HOOC-COO -	(COOH) 2	12,74	1,26	NC- _	HCN	4,78	9.22
HSO 3 -	H2SO3 _ _ _	12.08	1,92	CO32- _ _	HCO3- _ _	3,67	10.33
SO 4 2-	HSO 4 -	12.04	1,96	HOO- _	H2O2 _ _ _	11,62	3,38
H2PO4- _ _ _ _	H3PO4 _ _ _	11,88	2.12	PO 4 3-	HPO 4 2-	1,68	12.32
F- _	HF	10,86	3.14	ÅH- _	H2O _ _	-1,74	15,74
IKKE 2 -	HNO2 _	10,65	3,35	NH2- _ _	NH3 ( ? .)	-19	33
CH3COO- _ _ _	CH3COOH _ _	9.24	4,76	H- _	H2 _	-24.6	38,6
SH- _	H2S _ _	6,95	7.05	? H3- _	H4 _	-44	58

Superbaser

Gruppe 1-salter av karbanioner , amider og hydrider har en tendens til å være enda sterkere baser på grunn av den ekstreme svakheten til deres konjugerte syrer, som er henholdsvis hydrokarboner , aminer og dihydrogener . Vanligvis lages disse basene ved å tilsette rene alkalimetaller, som natrium, til konjugatsyren. [ 22 ] De kalles superbaser og det er ikke mulig å holde dem i vandig løsning på grunn av at de er sterkere baser enn hydroksidionet, og det er derfor de deprotonerer vannet i konjugatsyren. For eksempel gjennomgår etoksidionet (konjugert base av etanol ) i nærvær av vann følgende reaksjon:

CH
3CH
toENTEN−
+ H
toO → CH
3CH
toOH + OH−

Noen superbaser er:

N-butyl-litium (n-BuLi)
Litiumdiisopropylamid ( C
6H
14LiN )
litiumdietylamid
Natriumamid (NaNH 2 )
Natriumhydrid (NaH)
Litiumbis(trimetylsilyl)amid ( ((CH
3)
3Ja)
toNLi )

Nøytralisering av syrer

Når en sterk base, som natriumhydroksid, løses opp i vann, brytes den ned til hydroksidioner ( -OH ) og natriumioner:

NaOH → Na + + OH -

På samme måte løses saltsyre eller hydrogenklorid i vann og danner oksoniumioner (H 3 O + ) og klorioner:

HCl + H2O → H3O + + Cl-

Når vi blander de to løsningene, kombineres H 3 O + og OH - ionene for å danne vannmolekyler:

H 3 O + + OH − → 2 H 2 O

Hvis vi løser opp like mengder NaOH og HCl, nøytraliseres basen og syren nøyaktig, og etterlater bare NaCl, vanlig salt , i løsning.

Svake baser, som brus eller eggehvite , kan brukes til å nøytralisere syresøl. Bruk av sterke baser som natriumhydroksid eller kaliumhydroksid kan forårsake en voldsom eksoterm reaksjon med farligere effekter enn det opprinnelige syreutslippet.

Baser som katalysatorer

Grunnleggende stoffer kan brukes som uløselige heterogene katalysatorer for kjemiske reaksjoner . Noen eksempler er metalloksider som magnesiumoksid , kalsiumoksid og bariumoksid , samt kaliumfluorid i alumina og noen zeolitter . Mange overgangsmetaller utgjør gode katalysatorer, hvorav mange danner grunnstoffer. Noen grunnleggende katalysatorer har blitt brukt til hydrogeneringer , dobbeltbindingsmigrasjoner , Meerwein-Ponndorf-Verley-reduksjonen , Michael -reaksjonen og mange andre reaksjoner.

Referanser

↑ Grunnlag for fysiologi . Utgiver Tebar. 2007. ISBN 9788473602662 . Hentet 30. januar 2018 .
↑ 90, søn (17. februar 2014). Saken . Britannica digital læring. ISBN 9781625131409 . Hentet 30. januar 2018 .
↑ Kjemi , s. 363
↑ Anton, Juan Luis; Andres, Dulce Maria (2015-06). Fysikk og kjemi 3. ESO (LOMCE) . Editex. ISBN 9788490785270 . Hentet 30. januar 2018 .
↑ a b Kjemi 2 . Threshold Editions. ISBN 9789685607209 . Hentet 30. januar 2018 .
↑ Dvorkin, Mario A.; Cardinali, Daniel P. Best & Taylor. Fysiologisk grunnlag for medisinsk praksis . Pan American Medical Ed. ISBN 9789500604604 . Hentet 30. januar 2018 .
↑ Fysikk og kjemi , s. 264
↑ Merriam-Webster (red.). «Grunndefinisjon» (på engelsk) . Hentet 21. juni 2013 .
^ Arrhenius, SA (1887). "Om dissosiasjonen av stoffer oppløst i vann" . Zeitschrift für physikalische Chemie (på engelsk, oversettelse) I : 631.
^ Bronsted, JN (1923). "Noen bemerkninger om begrepet syrer og baser" . Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas (på engelsk, oversettelse av den franske originalen) (Nederland) 42 : 718-728.
↑ Lowry, T.M. (1923). Chem. Ind. (London) 42 (43).
^ Lewis, G.N. (1923). Valence and the Structure of Molecules (på engelsk) . New York: The Chemical Catalog Co.
↑ a b IUPAC , Ordliste over termer brukt i teoretisk organisk kjemi , åpnet 16. desember 2006.
^ Hill, John W. (1999). Kjemi for det nye årtusen . PearsonEducation. ISBN 9789701703410 . Hentet 30. januar 2018 .
↑ Muradás, Rosa María González; Skog, Pilar Montagut; Ortega, Maria del Carmen Samson; Pintos, Roberto Rene Salcedo (21. oktober 2014). Kjemi: Homeland University Series . Hjemlandets redaksjonsgruppe. ISBN 9786074389357 . Hentet 30. januar 2018 .
↑ Veiledning . David Vazquez. 1983. Arkivert fra originalen 2018-01-31 . Hentet 30. januar 2018 .
↑ Baldor, FA; Baldor, F. J. (1. januar 2002). Uorganisk kjemisk nomenklatur . VELGER. ISBN 9684031319 . Hentet 30. januar 2018 .
↑ Laboratorieassistentens håndbok. E-bok agenda . MAD-Eduforma. ISBN 9788466528795 . Hentet 30. januar 2018 .
↑ ANDRE, PASTOR FERNÁNDEZ Y. (2011-03). GENERELL KULTUR 2 VITENSKAP OG TEKNISK . Auditorium forlag. ISBN 9788497328425 . Hentet 30. januar 2018 .
↑ Great Catalan Encyclopedia (red). "pH" . l'Enciclopedia (på katalansk) . Barcelona.
↑ Fysikk og kjemi , s. 266
↑ McNaught, AD; Wilkinson, A (1997). IUPAC. Compendium of Chemical Terminology, "Gold Book" ( 2. utgave). Oxford: Blackwell Scientific Publications. ISBN 0-9678550-9-8 . doi : 10.1351/goldbook.S06135 . Hentet 22. april-13 .

Bibliografi

A. Caamaño, D. Obach, E. Pérez-Rendón (2005). "10". Fysikk og kjemi . Teide-fjellet. ISBN 8430746528 .
Kenneth W. Whitten, Larry Peck, Raymond E. Davis, Lisa Lockwood, George G. Stanley (2009). Brooks Cole, red. Kjemi (på engelsk) . ISBN 0495391638 .

Se også

Eksterne lenker

Wikimedia Commons har en mediekategori for Base .
University of California (red.). "Leksjon om syrer og baser " . Berkeley . Hentet 20. juni 2013 .