Βάση

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια

Ο όρος «Βάση» ανακατευθύνει εδώ. Για άλλες χρήσεις, δείτε Βάση (αποσαφήνιση).

Ως Βάσεις χαρακτηρίζονται οι χημικές ενώσεις που παρουσιάζουν σύνολο κοινών χημικών ιδιοτήτων που είναι γνωστό ως "βασικός ή αλκαλικός χαρακτήρας" ή "βασική ή αλκαλική αντίδραση".

Πίνακας περιεχομένων 1 Θεωρίες για τις βάσεις 1.1 Θεωρία του Arrhenius (1887) 2 Θεωρία των Brønsted και Lowry (1923) 2.1 Θεωρία του Lewis (1923) 3 Ταξινόμηση των βάσεων 4 Βασικός ή αλκαλικός χαρακτήρας 5 Ονοματολογία βάσεων 6 Γενικές μέθοδοι παρασκευής ανόργανων βάσεων 7 Προέλευση - Φυσική κατάσταση - Χρήσεις των κυριότερων ανόργανων βάσεων 8 Σημειώσεις 9 Βιβλιογραφία 10 Δείτε επίσης

[Επεξεργασία] Θεωρίες για τις βάσεις

Στη Χημεία τρεις είναι οι επικρατέστερες θεωρίες για τις βάσεις (κατά χρονολογική σειρά):

[Επεξεργασία] Θεωρία του Arrhenius (1887)

Η θεωρία για της βάσεις αποτελεί μέρος της ευρύτερης θεωρίας του Arrhenius με τίτλο "θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης". Σύμφωνα μ' αυτή, βάσεις είναι οι ηλεκτρολύτες που είναι είτε ετεροπολικές (ιοντικές) είτε ομοιοπολικές ενώσεις και οι οποίες κατά τη διάλυσή τους στο νερό διίστανται (δηλ. "διασπώνται") και παρέχουν ανιόντα υδροξυλίου (ΟΗ^-) και κατιόντα μετάλλων ή θετικών πολυατομικών ιόντων (π.χ. NH₄⁺).

Όταν η βάση είναι ιοντική ένωση, έχει το γενικό τύπο M(OH)_x όπου Μ = μέταλλο και x = αριθμός οξείδωσης του μετάλλου. Το x μπορεί να πάρει τις τιμές 1, 2 ή 3. Σ'αυτή την περίπτωση, για το "διαχωρισμό" της ένωσης σε ιόντα, χρησιμοποιείται συνήθως ο όρος "διάσταση". π.χ. ΚΟΗ, Ca(OH)₂, Fe(OH)₃ κ.ά.

Η σημαντικότερη ανόργανη ομοιοπολική βάση είναι η αμμωνία (ΝΗ₃). Οργανικές ενώσεις που είναι βάσεις περιέχουν μία η περισσότερες αμινοομάδες (-ΝΗ₂). Σ'αυτή την περίπτωση, για την εμφάνιση ιόντων στο υδατικό διάλυμα της βάσης, χρησιμοποιείται ο όρος "ιοντισμός" αφού οι ομοιοπολικές βάσεις δεν περιέχουν εξαρχής ιόντα (όπως τα υδροξείδια των μετάλλων που λέγονται και ιονοφόροι ηλεκτρολύτες) αλλά τα εμφανίζουν όταν βρεθούν σε διάλυμα (γιαυτό λέγονται και ιονογενείς ηλεκτρολύτες).

Επομένως, σύμφωνα με τη θεωρία του Arrhenius, η ύπαρξη του νερού είναι απαραίτητη προϋπόθεση για να εμφανιστεί ο βασικός χαρακτήρας μιάς ουσίας. Π.χ. κατά τη διάλυση του υδροξειδίου του νατρίου στο νερό λαμβάνει χώρα η ηλεκτρολυτική διάσταση:

NaOH → Na⁺ + OH^-.

Γιά το υδροξείδιο του ασβεστίου στο νερό θα έχουμε :

Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH^-

ενώ για την ΝΗ₃ θα έχουμε τον ιοντισμό :

NH₃ + H₂O ⇆ NH₄⁺ + OH^-

και για τη μεθυλαμίνη (CH₃NH₂) :

CH₃NH₂ + H₂O ⇆ CH₃NH₃⁺ + OH^-.

[Επεξεργασία] Θεωρία των Brønsted και Lowry (1923)

Σύμφωνα μ' αυτήν βάσεις είναι μόρια ή ιόντα που μπορούν να δεχθούν ένα πρωτόνιο από ένα άλλο μόριο ή ιόν που μπορεί να αποδώσει το πρωτόνιο (οξύ). Αυτή η ανταλλαγή πρωτονίων αναφέρεται ως "πρωτολυτική αντίδραση".

Δηλαδή οι βάσεις είναι πρωτονιοδέκτες ανεξάρτητα από το αν βρίσκονται σε διάλυμα ή είναι σε στερεή, υγρή ή αέρια μορφή. Έτσι, τα υδροξείδια των μετάλλων δεν θεωρούνται βάσεις κατά την άποψη των Brönsted-Lowry αλλά ιοντικές ενώσεις που περιέχουν ΟΗ^- που δρα ως βάση. Σύμφωνα με την ίδια θεωρία, τα οξείδια των μετάλλων (ή βασικά οξείδια ή ανυδρίτες βάσεων π.χ. Na₂O) περιέχουν O^2- που δρα ως βάση δηλ. ως πρωτονιοδέκτης. Αλλά και η αμμωνία σε υδατικό διάλυμα και στην αέρια φάση θεωρείται βάση κατά Brønsted-Lowry αφού δρα ως πρωτονιοδέκτης.

Στην πρωτολυτική αντίδραση :

μεταφέρεται ένα πρωτόνιο από το Η₃Ο⁺ (οξώνιο ή υδροξώνιο) στο Ο^2-. Έχουμε έτσι το συζυγές ζεύγος οξέος-βάσης Η₃Ο⁺ - ΗΟΗ και το συζυγές ζεύγος οξέος-βάσης ΗΟΗ - Ο^2-.

Στην αντίδραση που γίνεται στην αέρια φάση :

ένα πρωτόνιο μεταφέρεται από το HCl στην ΝΗ₃ οπότε δημιουργούνται συζυγή ζεύγη οξέος-βάσης NH₄⁺ - NH₃ και HCl - Cl^-.

Μιά ουσία μπορεί να δρα άλλοτε ως βάση και άλλοτε ως οξύ ανάλογα με ποιάν ουσία αντιδρά κάθε φορά. Έτσι, το Η₂Ο μπορεί να δράσει και ως οξύ (κατά Brønsted και Lowry) αλλά και ως βάση. Τέτοιες ενώσεις με διπλή δράση λέγονται αμφολύτες ή επαμφοτερίζοντα σώματα^[1] σώματα. Ειδικά το νερό που μπορεί να αυτοϊονιστεί χαρακτηρίζεται και ως αμφιπρωτικό^[2] σώμα.

[Επεξεργασία] Θεωρία του Lewis (1923)

Σύμφωνα με αυτήν, βάση είναι μόριο ή ιόν που συμπεριφέρεται σαν δότης ασύζευκτου (δηλ. όχι δεσμευμένου σε χημικό δεσμό) ζεύγους ηλεκτρονίων (ηλεκτρονιοδότης). Το ζεύγος αυτό θα μεταφερθεί σε έναν ηλεκτρονιοδέκτη (οξύ) ασύζευκτου ζεύγους που ενώνεται τελικά με ημιπολικό δεσμό με τη βάση. Οι βάσεις θεωρούνται δηλαδή πυρηνόφιλα αντιδραστήρια.

Έτσι, οι ενώσεις του τύπου M(OH)_x, τα κανονικά οξείδια των μετάλλων (π.χ. CaO) όπως και η ΝΗ₃ είναι βάσεις κατά Lewis σε όλες τις φυσικές καταστάσεις και σε διάλυμα αφού το υδροξύλιο (ΟΗ^-), το ανιόν οξυγόνου (Ο^2-) και το άτομο του αζώτου (Ν) διαθέτουν ασύζευκτο (ή ασύζευκτα) ζεύγος ηλεκτρονίων για το σχηματισμό ημιπολικού δεσμού όχι μόνο με πρωτόνιο αλλά και με άλλα σώματα :

Στην αντίδραση:

αλλά και στην

η ΝΗ₃ δρα ως βάση κατά Lewis αφού είναι ηλεκτρονιοδότης (: = ασύζευκτο ζεύγος ηλεκτρονίων)
Στην αντίδραση:

το F δρα ως ηλεκτρονιοδότης.

[Επεξεργασία] Ταξινόμηση των βάσεων

Οι βάσεις ταξινομούνται με διάφορα κριτήρια :

1. Σε ανόργανες (π.χ. υδροξείδιο του νατρίου, NaOH) και οργανικές (π.χ. μεθυλαμίνη, CH₃NH₂) ανάλογα αν μελετώνται από την ανόργανη ή την οργανική χημεία αντίστοιχα.
2. Σε ετεροπολικές (π.χ. υδροξείδιο του καλίου, KOH), και ομοιοπολικές (π.χ. αμμωνία, ΝΗ₃).
3. Σε ισχυρές, αν ιοντίζονται πλήρως και σε ασθενείς, αν ιοντίζονται εν μέρει. Ισχυρές είναι όλες οι ετεροπολικές βάσεις (υδροξείδια και οξείδια των μετάλλων ) π.χ. KOH → K⁺ + OH^- και ασθενείς είναι οι ομοιοπολικές βάσεις π.χ. NH₃ + H₂O ⇆ NH⁴⁺ + OH^-
4. Ο Pearson (1963) υποδιαιρεί τα οξέα και τις βάσεις κατά Lewis σε σκληρά και ήπια ή μαλακά. Οι σκληρές βάσεις προέρχονται από άτομα μικρού ατομικού αριθμού με μικρή επιδεκτικότητα πόλωσης, ενώ οι μαλακές από άτομα μεγάλου ατομικού αριθμού με μεγάλη επιδεκτικότητα πόλωσης και συνήθως περιέχουν d ηλεκτρόνια. Σκληρές βάσεις είναι οι OH^-, F^-, RO^-, Cl_- ^[3]κ.ά. Μαλακές είναι οι RS^-, I^-, CN^-, R^-, C₆H₆ κ.ά.
5. Σε μονόξινες αν αποδίδουν ένα ΟΗ^- (π.χ. ΚΟΗ, ΝΗ₃ κ.ά.), και σε πολυόξινες (αν αποδίδουν περισσότερα ΟΗ^- π.χ. Βa(OH)₂).
6. Σε ευδιάλυτες και δυσδιάλυτες. Οι ευδιάλυτες βάσεις διαλύονται εύκολα στο νερό. Αυτές είναι κυρίως οι NaOH, ΚΟΗ, Βa(OH)₂, ΝΗ₃ και οι οργανικές βάσεις. Λίγο διαλυτό είναι το Ca(OH)₂^[4]. Δυσδιάλυτες είναι όλα τα υπόλοιπα υδροξείδια και όλα τα οξείδια των μετάλλων. Σ'αυτή την περίπτωση ο βασικός χαρακτήρας του διαλύματος αναφέρεται στην ποσότητα της ουσίας που είναι εν διαλύσει. Δηλ. αν προστεθεί στο νερό μικρή ποσότητα μιας δυσδιάλυτης βάσης π.χ. υδροξείδιο του μαγγανίου, Mn(OH)₂, τότε ένα μικρό μέρος διαλύεται οπότε : Mn(OH)_2(aq) → Mn²⁺_(aq) + OH^-_(aq). Το υπόλοιπο μέρος του Mn(OH)₂ παραμένει αδιάλυτο και μεταξύ διαλυμένου και αδιάλυτου επικρατεί ετερογενής ισορροπία : Mn(OH)_2(s) ⇆ Mn(OH)_2(aq). ^[5].

[Επεξεργασία] Βασικός ή αλκαλικός χαρακτήρας

Οι βάσεις όταν βρεθούν σε υδατικό διάλυμα παρουσιάζουν ένα σύνολο κοινών ιδιοτήτων που λέγεται βασικός (ή αλκαλικός) χαρακτήρας ή βασική (ή αλκαλική) αντίδραση :

α) Έχουν καυστική γεύση.

β) Έχουν αφή σαπωνοειδή.

γ) Αλλάζουν ομοιόμορφα το χρώμα των δεικτών.

δ) Αντιδρούν με βάσεις σύμφωνα με το γενικό σχήμα : Οξύ + βάση → άλας + νερό. Η αντίδραση αυτή έχει επικρατήσει να ονομάζεται εξουδετέρωση (παρόλο που είναι σύμφωνη μόνο με τη θεωρία του Arrhenius) και έχει την αμφίδρομη ιοντική μορφή:

Με μοριακή μορφή μπορεί να γραφεί : NaOH + HCl → NaCl + H₂Ο ε) Όταν ηλεκτρολύονται τα υδατικά τους διαλύματα ή τα τήγματά τους, εκλύεται στην άνοδο αέριο οξυγόνο :

ζ) Τα υδατικά τους διαλύματα έχουν 7 < pH ≤ 14 στους 25°C.

[Επεξεργασία] Ονοματολογία βάσεων

Οι ανόργανες βάσεις (κατά Arrhenius) του τύπου Μ(ΟΗ)_x ονομάζονται με το γενικό σχήμα : Υδροξείδιο του Μ :
NaOH ⇒ υδροξείδιο του νατρίου (ή καυστικό νάτριο).
KOH ⇒ υδροξείδιο του καλίου (ή καυστικό κάλιο).
Ca(OH)₂ ⇒ υδροξείδιο του ασβεστίου. Το υδατικό διάλυμα ονομάζεται και ασβεστόνερο.
Fe(OH)₂ ⇒ υδροξείδιο του σιδήρου (ΙΙ) (ο σίδηρος έχει αριθμό οξείδωσης +2).
Fe(OH)₃ ⇒ υδροξείδιο του σιδήρου (ΙΙΙ) (ο σίδηρος έχει αριθμό οξείδωσης +3).
Al(OH)₃ ⇒ υδροξείδιο του αργιλίου κ.λ.π.

Η ένωση ΝΗ₃ ονομάζεται αμμωνία.

Γιά τις οργανικές ενώσεις με βασικό χαρακτήρα ισχύει η συστηματική ονοματολογία της Διεθνούς Ένωσης Καθαρής και Εφαρμοσμένης Χημείας (I.U.P.A.C).

[Επεξεργασία] Γενικές μέθοδοι παρασκευής ανόργανων βάσεων

Οι βάσεις που παρουσιάζουν ιδιαίτερο ενδιαφέρον είναι η αμμωνία και τα υδροξείδια νατρίου, καλίου, ασβεστίου και βαρίου.

α) Όλα τα παραπάνω υδροξείδια παρασκευάζονται με απευθείας επίδραση νερού στο αντίστοιχο μέταλλο κατά το γενικό σχήμα : Μέταλλο + νερό → υδροξείδιο + υδρογόνο. π.χ. Na + H₂O → NaOH + 1/2 H₂.

β) Με επίδραση νερού στο αντίστοιχο οξείδιο κατά το γενικό σχήμα : Οξείδιο + νερό → Υδροξείδιο π.χ. CaO + H₂O → Ca(OH)₂.

γ) Η ΝΗ₃ παρασκευάζεται καταλυτικά απευθείας από τα στοιχεία της σε υψηλή θερμοκρασία και πίεση : N₂ + 3H₂ → 2ΝΗ₃.

δ) Τα NaOH και ΚΟΗ παρασκευάζονται με ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος NaCl και KCl αντίστοιχα.

ε) Με αντίδραση του τύπου "άλας + βάση → νέο άλας + νέα βάση" π.χ.

K₂CO₃ + CaCO₃ → CaCO₃ + 2KOH

BaO + 2NH₄Br → BaBr₂ + 2NH₃ + H₂O.

[Επεξεργασία] Προέλευση - Φυσική κατάσταση - Χρήσεις των κυριότερων ανόργανων βάσεων

Χημικός τύπος	Προέλευση	Φυσική κατάσταση	Χρήσεις
ΝΗ3	Ίχνη της στον αέρα, με μορφή αλάτων	Αέριο	Ψυκτικό, βιομηχανία λιπασμάτων, παρασκευή σόδας, παρασκευή νιτρικού οξέος, καθαριστικό, ιατρική
NaOH	-	Στερεό	Σαπωνοποιεία, μεταξουργία, καθαρισμός πετρελαίου
ΚΟΗ	-	Στερεό	Συνθέσεις, σαπωνοποιία
Ca(OH)2	-	Στερεό	Κονιάματα, βυρσοδεψία, οικοδομική

[Επεξεργασία] Σημειώσεις

[Επεξεργασία] Βιβλιογραφία

1. Μανουσάκης Γ.Ε. "Γενική και Ανόργανη Χημεία", Τόμοι 1ος και 2ος, Θεσσαλονίκη 1981.
2. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία Ανόργανης Χημείας", Έκδοση 14η, Αθήνα 1984.
3. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Χημικές Αντιδράσεις", Αθήνα 1976.
4. Γιαννακουδάκης Δ. Α. "Φυσική Χημεία Ιονικών και Ηλεκτροδιακών Δράσεων", Θεσσαλονίκη 1986.
5. Γιαννακουδάκης Δ. Α. "Φυσική Χημεία Ομογενών και Ετερογενών Συστημάτων", Θεσσαλονίκη 1986.
6. Morrison R. T., Boyd R. N. "Οργανική Χημεία" Τόμοι 1ος,2ος,3ος, Μετάφραση:Σακαρέλλος-Πηλίδης-Γεροθανάσης, Ιωάννινα 1991.
7. Meislich H., Nechamkin H., Sharefkin J. "Οργανική Χημεία", Μετάφραση:Βάρβογλης Α., Αθήνα 1983.
8. Γεωργάτσος Ι. Ε. "Βιοχημεία, Τόμος Α', Δομή μακρομορίων-Ένζυμα-Βιολογικές Οξειδώσεις", Θεσσαλονίκη 1985.
9. Τοσσίδης Ι. "Χημεία Ενώσεων Συναρμογής", Θεσσαλονίκη 1986.
10. Μπόσκου Δ. "Χημεία τροφίμων με Στοιχεία Τεχνολογίας Τροφίμων", Θεσσαλονίκη 1986.

[Επεξεργασία] Δείτε επίσης

• Αντίδραση οξέος-βάσης
• Ισορροπία οξέων - βάσεων
• Θερμική διάσπαση υδροξειδίου