7 Karakteristik Pangkalan Paling Penting



Beberapa karakteristik pangkalan paling menonjol adalah kemampuan untuk menghasilkan hidroksil, kekuatannya atau pH lebih besar dari 7.

Basa adalah zat kimia dengan kemampuan untuk menyumbangkan ion hidroksil (OH-) dalam media berair, atau mampu membentuk ikatan dengan ion hidronium, atau zat apa pun yang mampu menyumbangkan sepasang elektron.

Basa sering memiliki rumus umum BOH di mana OH adalah proton dan "B" adalah istilah umum yang terkait dengan bagian dari basa non-hidroksil.

Basa-basa tersebut didefinisikan dan dipelajari secara khusus karena kemampuannya untuk menetralkan asam dan, oleh karena itu, mereka tetap tertinggal asam dalam karakterisasi kimianya..

Terminologi yang lebih kaku (alkali) berasal dari kata akar bahasa Arab yang terkait dengan "panggang" karena fakta bahwa basa pertama dikarakterisasi dari bahan pembuatan sabun yang diperoleh dari abu pembakaran dan diolah dengan air dan kapur potong. (LESNEY, 2003).

Pada tahun 1890-an, Svante August Arrhenius (1859-1927) akhirnya mendefinisikan pangkalan sebagai "zat yang memasok anion hidroksil ke larutan".

Dia juga mengusulkan bahwa mekanisme di mana asam dan basa berinteraksi untuk menetralkan satu sama lain membentuk air dan garam yang sesuai (Encyclopædia Britannica, 1998).

Karakteristik utama pangkalan

1- Sifat fisik

Basa memiliki rasa asam dan, kecuali amonia, tidak berbau. Teksturnya licin dan memiliki kemampuan untuk mengubah warna kertas lakmus menjadi biru, oranye metil menjadi kuning dan fenolftalein menjadi ungu (Properties of Acids and Bases, S.F.).

2- Kapasitas untuk menghasilkan hidroksil

Pada tahun 1923, ahli kimia Denmark Johannes Nicolaus Brønsted dan ahli kimia Inggris Thomas Martin Lowry, memperluas teori Arrhenius dengan memperkenalkan teori Brønsted dan Lowry di mana dinyatakan bahwa senyawa apa pun yang dapat menerima proton dari senyawa lain adalah base (Encyclopædia Britannica, 1998). Misalnya, amonia:

NH3 + H+ → NH4+

Amonia dan amina dianggap sebagai basis Brønsted / Lowry. Pada tahun 1923 ahli kimia Amerika Gilbert N.

Lewis memperkenalkan teorinya, di mana basa dianggap sebagai senyawa dengan pasangan elektron yang tersedia (Encyclopædia Britannica, 1998).

Dengan cara ini, amonia dan amina juga dianggap sebagai basa Lewis karena memiliki pasangan elektron bebas dan bereaksi dengan air untuk menghasilkan OH-:

 NH3+ H2O → NH4+ + OH-

3 - Kekuatan dasar

Basis diklasifikasikan menjadi basis yang kuat dan basis yang lemah. Kekuatan suatu basa dikaitkan dengan konstanta kesetimbangannya, maka untuk kasus basa, konstanta tersebut dinamakan konstanta kebasaan Kb.

Dengan demikian, basis yang kuat memiliki konstanta kebasaan yang besar sehingga cenderung terdisosiasi sepenuhnya. Contoh asam-asam ini adalah alkali seperti natrium atau kalium hidroksida yang konstanta kebasaannya begitu besar sehingga tidak dapat diukur dalam air..

Di sisi lain, basa lemah adalah basa yang konstanta disosiasinya rendah sehingga berada dalam kesetimbangan kimia.

Contohnya adalah amonia dan amina yang konstanta asamnya berada pada urutan 10.-4. Gambar 1 menunjukkan konstanta keasaman yang berbeda untuk basa yang berbeda.

5- pH lebih besar dari 7

Skala pH mengukur tingkat alkalinitas atau keasaman suatu larutan. Skala bervariasi dari nol hingga 14. pH kurang dari 7 adalah asam.

PH lebih besar dari 7 adalah basa. Titik tengah 7 mewakili pH netral. Larutan netral bukanlah asam atau basa.

Skala pH diperoleh sesuai dengan konsentrasi H+ dalam solusi dan berbanding terbalik dengan itu. Basa, dengan mengurangi konsentrasi proton, meningkatkan pH larutan.

4 - Kemampuan untuk menetralkan asam

Arrhenius, dalam teorinya, mengusulkan bahwa asam-asam itu, yang mampu menghasilkan proton, bereaksi dengan hidroksil basa untuk membentuk garam dan air dengan cara berikut:

HCl + NaOH → NaCl + H2O.

Reaksi ini disebut netralisasi dan merupakan dasar dari teknik analitik yang disebut titrasi (Bruce Mahan, 1990).

6- Pengurangan kapasitas oksida

Mengingat kemampuannya untuk menghasilkan spesies bermuatan, basa digunakan sebagai sarana untuk transfer elektron dalam reaksi redoks.

Basis juga memiliki kecenderungan untuk berkarat karena mereka memiliki kemampuan untuk menyumbangkan elektron bebas.

Basa mengandung ion OH-. Mereka dapat bertindak untuk menyumbangkan elektron. Aluminium adalah logam yang bereaksi dengan basa.

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2NaAl (OH)4+3j2

Jangan merusak banyak logam, karena logam cenderung kehilangan daripada menerima elektron, tetapi basa sangat korosif terhadap zat organik seperti yang membentuk membran sel..

Reaksi ini biasanya eksotermik, yang menyebabkan luka bakar parah saat bersentuhan dengan kulit, sehingga jenis zat ini harus ditangani dengan hati-hati. Gambar 3 adalah kode pengaman ketika suatu zat bersifat korosif.

7- Katalisis dasar

Percepatan reaksi kimia dengan penambahan basa dikenal sebagai katalisis dasar. Basa ini tidak dikonsumsi dalam reaksi.

Reaksi katalitik dapat bersifat umum atau khusus untuk basa seperti pada penambahan hidrogen sianida menjadi aldehida dan keton dengan adanya natrium hidroksida.

Mekanisme reaksi yang dikatalisis oleh asam dan basa dijelaskan dalam istilah konsep asam dan basa Brønsted-Lowry sebagai salah satu di mana ada transfer awal proton dari reaktan ke katalis basa (Encyclopædia Britannica, 1998).

Secara umum, reaksi di mana nukleofil terlibat dikatalisis dalam media dasar, baik penambahan atau substitusi elektrofilik..

Juga dalam reaksi eliminasi seperti kondensasi terbalik alkohol (katalisis spesifik dasar) atau substitusi nukleofilik (katalisis umum) seperti yang ditunjukkan pada Gambar 4 (Basis Katalisis, 2004).

Referensi

  1. Katalisis Dasar. (2004). Diperoleh dari everyscience.com.
  2. Bruce Mahan, R. M. (1990). Kursus kimia kuliah edisi keempat. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  3. Encyclopædia Britannica. (20 Juli 1998). Katalisis asam-basa. Diperoleh dari britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (21 Desember 1998). Teori Arrhenius. Diperoleh dari britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (20 Juli 1998). Teori Brønsted-Lowry. Diperoleh dari britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (20 Juli 1998). Teori lewis. Diperoleh dari britannica.com.
  7. LESNEY, M. S. (Maret 2003). Chemistry Chronicles Sejarah Dasar Asam - Dari Aristoteles hingga Arnold. Diperoleh dari pubs.acs.org.
  8. Sifat Asam dan Basa. (S.F.). Diperoleh dari sciencegeek.net