Les 7 caractéristiques des bases les plus importantes



Certains des caractéristiques des bases les plus remarquables sont la capacité à générer des hydroxyles, leur résistance ou le pH supérieur à 7.

Les bases sont des substances chimiques capables de donner un ion hydroxyle (OH-) dans un milieu aqueux, ou capable de former des liaisons avec des ions hydronium, ou toute substance capable de donner une paire d'électrons.

Les bases ont souvent la formule générale de BOH où OH est le proton et "B" est le terme générique associé à la partie de base non hydroxylée.

Les bases ont été définies et étudiées typiquement pour leur capacité à contrer les acides et, par conséquent, elles sont restées derrière les acides dans leur caractérisation chimique.

Sa terminologie rigide (alcaline) est dérivée d'une racine de mot arabe associé à « grillé » en raison du fait que les premières bases ont été caractérisés par des substances rendant le savon obtenu à partir de cendres et la torréfaction traitement avec de l'eau et de la chaux éteinte (LESNEY, 2003).

Dans les années 1890, Svante Arrhenius (1859-1927) a finalement défini bases comme « substances qui fournissent des anions d'hydroxyle à la solution ».

Il a également proposé que le mécanisme par lequel les acides et les bases interagissent pour neutraliser l'autre et formant de l'eau est le sel approprié (Encyclopaedia Britannica, 1998).

Principales caractéristiques des bases

1- Propriétés physiques

Les bases ont un goût amer et, à l’exception de l’ammoniac, elles manquent d’odeur. Sa texture est lisse et a la capacité de changer la couleur du papier de tournesol bleu, orange de méthyle à la phénolphtaléine jaune et violet (propriétés des acides et bases, S.F.).

2- Capacité à générer des hydroxyles

En 1923, le chimiste danois Johannes Nicolaus Brønsted et le chimiste anglais Thomas Martin Lowry, élargi la théorie d'Arrhenius en introduisant la théorie de Bronsted et Lowry qui a déclaré que tout composé qui peut accepter un proton de tout autre composé est un base (Encyclopædia Britannica, 1998). Par exemple, l'ammoniac:

NH3 + H+ → NH4+

L'ammoniac et les amines sont considérés comme des bases de Brønsted / Lowry. En 1923, le chimiste américain Gilbert N.

Lewis introduit sa théorie, dans lequel une base est considérée comme tout composé avec une paire unique disponible (Encyclopaedia Britannica, 1998).

De cette façon, l’ammoniac et les amines sont également considérés comme des bases de Lewis car ils ont des paires d’électrons libres et réagissent avec l’eau pour-:

NH3+ H2O → NH4+ + OH-

3- Force d'une base

Les bases sont classées en bases fortes et bases faibles. La force d'une base est associée à sa constante d'équilibre, donc pour le cas des bases, ces constantes sont nommées constantes de basicité Kb.

Ainsi, les bases fortes ont une grande basicité constante, elles ont donc tendance à se dissocier complètement. Des exemples de ces acides sont des alcalis tels que l'hydroxyde de sodium ou de potassium, dont les constantes de basicité sont si importantes qu'elles ne peuvent pas être mesurées dans l'eau.

En revanche, une base faible est une base dont la constante de dissociation est faible, donc en équilibre chimique.

Des exemples de ceux-ci sont l'ammoniac et les amines dont les constantes acides sont de l'ordre de 10.-4. La figure 1 montre les différentes constantes d'acidité pour différentes bases.

Figure 1: constantes de dissociation de base.

5- pH supérieur à 7

L'échelle de pH mesure le niveau d'alcalinité ou d'acidité d'une solution. L'échelle varie de zéro à 14. Un pH inférieur à 7 est acide.

Un pH supérieur à 7 est basique. Le milieu 7 représente un pH neutre. Une solution neutre n'est ni acide ni alcaline.

L'échelle de pH est obtenue en fonction de la concentration de H+ dans la solution et est inversement proportionnelle à elle. En diminuant la concentration de protons, les bases augmentent le pH d'une solution.

4- Capacité à neutraliser les acides

Arrhenius, dans sa théorie, propose que les acides, capables de générer des protons, réagissent avec les hydroxyles des bases pour former du sel et de l'eau de la manière suivante:

HCl + NaOH → NaCl + H2O.

Cette réaction est appelée neutralisation et constitue la base de la technique analytique appelée titrage (Bruce Mahan, 1990).

6- Capacité de réduction en oxyde

Étant donné leur capacité à produire des espèces chargées, les bases sont utilisées pour le transfert d’électrons dans les réactions redox.

Les bases ont également tendance à s'oxyder car elles possèdent la capacité de donner des électrons libres.

Les bases contiennent des ions OH. Ils peuvent agir pour donner des électrons. L'aluminium est un métal qui réagit avec les bases.

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2NaAl (OH)4+ 3h2

Ne corrodez pas beaucoup de métaux, car les métaux ont tendance à perdre au lieu d'accepter des électrons, mais les bases sont très corrosives pour les substances organiques telles que celles qui composent la membrane cellulaire.

Ces réactions sont généralement exothermiques, ce qui provoque de graves brûlures au contact de la peau. Ce type de substance doit donc être manipulé avec précaution. La figure 3 est le code de sécurité lorsqu'une substance est corrosive.

Figure 3: signalisation des substances corrosives.

7- Catalyse de base

L'accélération d'une réaction chimique par l'ajout d'une base est appelée catalyse de base. Cette base n'est pas consommée dans la réaction.

La réaction catalytique peut être spécifique ou générale comme dans l'addition d'acide cyanhydrique aux aldéhydes et aux cétones en présence d'hydroxyde de sodium.

Le mécanisme des réactions catalysées par l'acide et la base s'explique par le concept d'acides et de bases de Brønsted-Lowry, dans lequel il existe un transfert initial de protons du réactif vers un catalyseur basique (Encyclopædia Britannica, 1998).

En général, les réactions impliquant un nucléophile sont catalysées dans un milieu basique, soit des additions, soit des substitutions électrophiles.

Également dans les réactions d'élimination telles que la condensation inverse des alcools (catalyse spécifique de base) ou une substitution nucléophile (catalyse générale), comme le montre la figure 4 (Catalyse de base, 2004).

Figure 4: exemples de catalyse basique spécifique dans la condensation inverse des alcools (ci-dessus) et catalyse basique générale dans la substitution nucléophile (ci-dessous).

Références

  1. Catalyse de base. (2004). Récupéré de everyscience.com.
  2. Bruce Mahan, R. M. (1990). Cours universitaire de chimie quatrième édition. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A.
  3. Encyclopædia Britannica. (20 juillet 1998). Catalyse acide-base. Récupéré de britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (21 décembre 1998). Théorie d'Arrhenius. Récupéré de britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (20 juillet 1998). Théorie de Brønsted-Lowry. Récupéré de britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (20 juillet 1998). Théorie de Lewis. Récupéré de britannica.com.
  7. LESNEY, M. S. (mars 2003). Chemistry Chronicles Une histoire de base de l'acide - d'Aristote à Arnold. Récupéré de pubs.acs.org.
  8. Propriétés des acides et des bases. (S.F.). Récupéré de sciencegeek.net