Sifat asam-basa senyawa organik, ionisasi. Peran ionisasi dalam manifestasi aktivitas biologis

Menurut teori disosiasi elektrolit oleh Arrhenius (1887), asam adalah zat yang terdisosiasi dalam larutan berair dengan pembentukan hanya kation hidrogen H + sebagai kation, basa adalah zat, selama disosiasi yang hanya hidroksida anion OH - terbentuk sebagai anion. Definisi ini berlaku untuk reaksi yang berlangsung dalam larutan berair. Pada saat yang sama, sejumlah besar reaksi yang mengarah pada pembentukan garam diketahui, tetapi reaktannya bukan asam dan basa menurut teori Arrhenius. Pada tahun 1923, dua teori asam dan basa diusulkan: teori protolitik Brønsted dan Lowry, dan teori elektronik Lewis.

Menurut teori protolitik, asam – ini adalah ion atau molekul yang mampu menyumbangkan kation hidrogen, mis. zat yang mendonorkan proton . Yayasan – ini adalah molekul atau ion yang mampu mengikat kation hidrogen, yaitu zat yang merupakan akseptor proton atau donor pasangan elektron yang diperlukan untuk penambahan proton. Menurut teori ini, asam dan basa membentuk pasangan konjugasi dan dihubungkan oleh persamaan: asam basa + H +.

Dalam teori protolitik, konsep asam dan basa hanya mengacu pada fungsi yang dilakukan suatu zat dalam reaksi tertentu. Zat yang sama, tergantung pada pasangan reaksinya, dapat menjalankan fungsi asam dan basa:

Biasanya, keasaman didefinisikan dalam kaitannya dengan air sebagai basa. Penilaian kuantitatif keasaman (kekuatan asam) dilakukan dengan membandingkan konstanta kesetimbangan reaksi untuk transfer proton dari asam ke basa.

Konsentrasi air praktis tidak berubah, oleh karena itu, mengalikan bagian kanan dan kiri persamaan ini dengan [H 2 O], kami memperoleh ekspresi berikut:

K a - konstanta keasaman, semakin besar nilai konstanta keasaman, semakin kuat asam tersebut. Dalam praktiknya, untuk kenyamanan, seringkali bukan konstanta keasaman yang digunakan, tetapi logaritma desimal negatif dari konstanta keasaman, yang disebut indeks keasaman pKa \u003d - lg K a. Untuk asam asetat, konstanta keasaman adalah K a \u003d 1,75 10 -5, dan indeks keasaman pKa \u003d 4,75. Semakin rendah nilai pKa, semakin kuat asamnya. Untuk asam format yang lebih kuat, nilai-nilai ini masing-masing sama: K a \u003d 1,7 10 -4, pKa \u003d 3,77.

Analisis perbandingan kekuatan asam (penilaian kualitatif) dilakukan dengan membandingkan stabilitas basa konjugat (anion) yang sesuai dengan asam. Semakin stabil anion (basa) yang terkonjugasi dengan asam, semakin kuat asam yang terkonjugasi dengannya. Stabilitas anion tergantung pada tingkat delokalisasi muatan negatif - semakin banyak muatan negatif terdelokalisasi, semakin stabil anion, semakin kuat asam konjugasinya..

Tingkat delokalisasi muatan negatif tergantung pada faktor-faktor berikut:

dari sifat atom pusat asam, yaitu pada keelektronegatifan dan jari-jarinya (kemampuan polarisasi);

pada sifat radikal yang terkait dengannya;

dari struktur elektronik anion;

4) dari pengaruh pelarut.

Pengaruh sifat atom pusat asam

Tergantung pada sifat pusat asam, ada: asam OH (alkohol, fenol, asam karboksilat), asam SH (tiol), asam NH (amida, amina), asam CH (hidrokarbon). Untuk mempertimbangkan pengaruh keelektronegatifan atom pusat asam, kami mengambil senyawa di mana atom-atom pusat asam dikaitkan dengan substituen yang sama: CH 4, NH 3, H 2 O. Semua atom pusat asam terletak di periode yang sama, elektronegativitas meningkat dari karbon ke oksigen, dalam arah yang sama ada peningkatan polaritas ikatan dan penurunan kekuatan ikatan atom pusat asam dengan atom hidrogen. Dengan demikian, kita dapat mengatakan bahwa kemampuan senyawa untuk memisahkan kation hidrogen meningkat setelah berpindah dari metana ke air, yaitu. menjadi donor proton. Pada saat yang sama, dalam rangkaian anion H 3 C - , H 2 N - , HO - yang muncul, stabilitasnya meningkat, karena dengan peningkatan elektronegativitas atom pusat asam, kemampuannya untuk menahan muatan negatif meningkat. Dalam rangkaian senyawa metana - amonia - air, sifat asam ditingkatkan. Membandingkan molekul H 2 S dengan ketiga molekul ini, perlu diperhitungkan tidak hanya keelektronegatifan atom belerang, tetapi juga jari-jari atom belerang dan polarisasi atom ini. Sulfur adalah perantara dalam keelektronegatifan antara karbon dan nitrogen. Berdasarkan alasan di atas, dapat diperkirakan bahwa sifat asam H 2 S akan lebih menonjol daripada metana, tetapi lebih lemah daripada amonia. Tetapi atom belerang di antara situs asam yang dianggap memiliki jari-jari atom terbesar (sebagai unsur periode ketiga), yang menyebabkan panjang ikatan yang lebih panjang dengan atom hidrogen dan kekuatannya yang lebih rendah. Selain itu, jari-jari atom, yang lebih besar dari situs asam lainnya, memberikan polarisasi yang lebih besar dari atom belerang, yaitu kemampuan anion HS untuk membubarkan kerapatan elektron dan muatan negatif dalam volume yang lebih besar, yang meningkatkan stabilitas. anion ini dibandingkan dengan yang dipertimbangkan di atas. Dengan demikian, asam-asam ini dan basa konjugasinya (anion) yang sesuai dapat diatur dalam satu baris sesuai dengan peningkatan sifat asam dan peningkatan stabilitas anion:

Gambaran serupa juga diamati untuk senyawa yang atom pusat asamnya terikat pada radikal organik yang sama:

Asam CH menunjukkan sifat asam terlemah, meskipun alkana, alkena, dan alkuna agak berbeda dalam keasaman.

Peningkatan keasaman pada deret ini disebabkan oleh peningkatan keelektronegatifan atom karbon selama transisi dari hibridisasi sp 3 - ke sp.

Pengaruh Substituen Terkait dengan Situs Asam

Substituen penarik elektron meningkatkan keasaman koneksi. Dengan menggeser kerapatan elektron ke dirinya sendiri, mereka berkontribusi pada peningkatan polaritas dan penurunan kekuatan ikatan antara atom pusat asam dan atom hidrogen, dan memfasilitasi penghapusan proton. Pergeseran kerapatan elektron ke substituen penarik elektron menyebabkan delokalisasi muatan negatif anion yang lebih besar dan peningkatan stabilitasnya.

Substituen donor elektron mengurangi keasaman senyawa, karena mereka menggeser kerapatan elektron menjauh dari diri mereka sendiri, yang mengarah pada lokalisasi muatan negatif pada atom pusat asam dalam anion dan penurunan stabilitasnya, peningkatan energinya, yang membuat pembentukannya sulit.

Pengaruh struktur elektronik anion

Tingkat delokalisasi muatan negatif dalam anion dan stabilitasnya sangat dipengaruhi oleh adanya sistem terkonjugasi dan manifestasi efek mesomerik. Delokalisasi muatan negatif di sepanjang sistem konjugasi mengarah pada stabilisasi anion, yaitu, peningkatan sifat asam molekul.

Molekul asam karboksilat dan fenol membentuk anion yang lebih stabil dan menunjukkan sifat asam yang lebih kuat daripada alkohol alifatik dan tiol, di mana efek mesomerik tidak dimanifestasikan.

Efek pelarut

Pengaruh pelarut pada manifestasi sifat asam senyawa dapat menjadi signifikan. Jadi, misalnya, asam klorida, yang merupakan asam kuat dalam larutan berair, praktis tidak menunjukkan sifat asam dalam larutan benzena. Air, sebagai pelarut pengion yang efektif, melarutkan ion yang terbentuk, sehingga menstabilkannya. Molekul benzena, sebagai nonpolar, tidak dapat menyebabkan ionisasi signifikan molekul hidrogen klorida dan tidak dapat menstabilkan ion yang terbentuk karena solvasi.

Dalam teori asam dan basa protolitik, dua jenis basa dibedakan - basa-p dan basa-n(basa onium).

p-basis adalah senyawa yang menyediakan sepasang elektron ikatan-p untuk membentuk ikatan dengan proton. Ini termasuk alkena, diena, senyawa aromatik. Mereka adalah basa yang sangat lemah, karena sepasang elektron tidak bebas, tetapi membentuk ikatan-p, yaitu milik kedua atom. Untuk pendidikan s-ikatan dengan proton harus terlebih dahulu memutuskan ikatan p, yang membutuhkan energi.

n-Bas (basa onium) - Ini adalah molekul atau ion yang menyediakan pasangan elektron bebas p untuk membentuk ikatan dengan proton. Menurut sifat pusat basa, ada: basa amonium, basa oksonium dan basa sulfonium.

Basa amonium - ini adalah senyawa di mana pusat kebasaan adalah atom nitrogen dengan pasangan elektron bebas p (amina, amida, nitril, heterosiklik yang mengandung nitrogen, imina, dll.)

Basa oksonium- ini adalah senyawa di mana pusat kebasaan adalah atom oksigen dengan pasangan elektron bebas p (alkohol, eter dan ester, aldehida, keton, asam karboksilat, dll.)

Basa sulfonium - ini adalah senyawa yang pusat kebasaannya adalah atom belerang dengan pasangan elektron bebas p (tioalkohol, tioeter, dll.).

Kekuatan basa B dalam air dapat diperkirakan dengan mempertimbangkan keseimbangan:

Konstanta kebasaan K B, serta konstanta keasaman K a, untuk memudahkan, dinyatakan dengan nilai pK B, yang secara numerik sama dengan logaritma desimal negatif dari konstanta kebasaan. Semakin besar konstanta kebasaan K B dan semakin kecil pK B, semakin kuat basa.

Untuk mengukur kekuatan basa, indeks keasaman pKa dari asam konjugat BH + juga digunakan, dilambangkan dengan pK BH +:

Semakin kecil nilai K BH+ dan semakin besar nilai pK BH+ maka basa semakin kuat. Nilai pK B dalam air dapat diubah menjadi pK BH + menggunakan perbandingan: pK B + pK BH + = 14.

Kekuatan basa tergantung pada: 1) sifat atom pusat utama - elektronegativitas dan polarisasi (pada jari-jari atom); 2) dari efek elektronik dari substituen yang terkait dengan pusat utama; 3) dari pengaruh pelarut.

Pengaruh sifat atom pusat utama

Dengan peningkatan keelektronegatifan atom pusat utama, kekuatan basa berkurang, karena semakin besar keelektronegatifan, semakin kuat atom menahan pasangan elektron bebasnya, dan dengan demikian semakin sulit untuk menyediakannya membentuk ikatan dengan proton. Berdasarkan ini, basa oksonium lebih lemah dari basa amonium yang mengandung substituen yang sama di pusat utama:

Basa sulfonium yang mengandung substituen yang sama di pusat utama menunjukkan sifat dasar yang lebih lemah. Atom belerang, meskipun kurang elektronegatif daripada atom oksigen dan nitrogen, memiliki jari-jari atom yang lebih besar dan dicirikan oleh kemampuan polarisasi yang lebih besar, sehingga lebih sulit untuk menyediakan pasangan elektron bebas dari lapisan luar untuk membentuk ikatan dengan proton.

Pengaruh deputi yang terkait dengan pusat utama

Substituen donor elektron, dengan menggeser kerapatan elektron ke atom pusat utama, memfasilitasi penambahan proton, sehingga meningkatkan sifat dasar. Substituen penarik elektron, menggeser kerapatan elektron ke arah mereka sendiri, menguranginya di pusat utama, yang membuatnya sulit untuk mengikat proton dan melemahkan sifat dasarnya:

Efek pelarut:

Karena peningkatan kekuatan basa dikaitkan dengan peningkatan kemampuan untuk mengikat proton dan, akibatnya, dengan peningkatan muatan negatif parsial di pusat utama, seseorang dapat mengharapkan peningkatan kebasaan dalam rangkaian basa amonium NH 3< RNH 2 < R 2 NH < R 3 N в результате усиления индуктивного эффекта при последовательном увеличении числа алкильных групп. В действительности, однако, ряд аминов имеет следующие значения рК ВН + :

Seperti yang diharapkan, pengenalan gugus alkil ke dalam molekul amonia secara signifikan meningkatkan kebasaan senyawa, dengan gugus etil memiliki efek yang sedikit lebih besar daripada gugus metil. Pengenalan gugus alkil kedua menyebabkan peningkatan lebih lanjut dalam kebasaan, tetapi efek pengenalannya jauh lebih sedikit. Pengenalan gugus alkil ketiga menyebabkan penurunan kebasaan yang nyata. Gambaran ini dijelaskan oleh fakta bahwa kebasaan amina dalam air ditentukan tidak hanya oleh besarnya muatan negatif yang timbul pada atom nitrogen, tetapi juga oleh kemampuan kation yang terbentuk setelah penambahan proton ke dalam solvasi, dan, akibatnya, stabilisasinya. Semakin banyak atom hidrogen yang terikat pada atom nitrogen, semakin banyak solvasi yang memanifestasikan dirinya karena terjadinya ikatan hidrogen antarmolekul, dan semakin stabil kationnya. Dalam rangkaian senyawa di atas, kebasaan meningkat, tetapi stabilisasi kation sebagai akibat hidrasi dalam arah yang sama menurun dan mengurangi manifestasi kebasaan. Perubahan seperti itu tidak diamati jika pengukuran kebasaan dilakukan dalam pelarut yang tidak memiliki ikatan hidrogen: kebasaan butilamina dalam klorobenzena meningkat secara seri: C 4 H 9 NH 2< (С 4 Н 9) 2 NH < (С 4 Н 9) 3 N.

Kuliah #5

Reaksi kompetitif substitusi dan eliminasi nukleofilik pada atom karbon jenuh

Dalam reaksi substitusi nukleofilik, alkohol, tiol, amina, dan turunan halogen bertindak sebagai substrat; senyawa yang molekulnya mengandung atom karbon hibridisasi sp 3 yang terikat oleh ikatan kovalen polar dengan atom gugus fungsi yang lebih elektronegatif. Anion dan molekul netral yang memiliki atom dengan satu atau lebih pasangan elektron bertindak sebagai partikel nukleofilik dalam reaksi ini.

Penguraian molekul elektrolit menjadi ion di bawah aksi molekul pelarut polar disebut elektrolit disosiasi. Zat yang larutan atau lelehannya dapat menghantarkan listrik disebut elektrolit.

Ini termasuk air, asam, basa dan garam. Ketika dilarutkan dalam air, molekul elektrolit terdisosiasi menjadi ion positif - kation dan negatif- anion. Proses disosiasi elektrolitik disebabkan oleh interaksi zat dengan air atau pelarut lain, yang mengarah pada pembentukan ion terhidrasi.

Jadi, ion hidrogen membentuk ion hidronium:

H+ + H2O «H3O+.

Untuk menyederhanakan, ion hidronium ditulis tanpa menyebutkan molekul air, yaitu H +.

NaCl + nH2O ® Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,

atau entri diterima: NaCl « Na+ + Cl–.

Disosiasi asam, basa, garam

asam Elektrolit disebut elektrolit, selama disosiasi yang hanya kation hidrogen terbentuk sebagai kation. Sebagai contoh,

HNO3 « H+ + NO3–

Asam polibasa terdisosiasi secara bertahap. Misalnya, asam hidrosulfida terdisosiasi dalam langkah-langkah:

H2S « H+ + HS– (tahap pertama)

HS– « H+ + S2– (tahap kedua)

Disosiasi asam polibasa berlangsung terutama pada tahap pertama. Hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa energi yang harus dikeluarkan untuk melepaskan ion dari molekul netral adalah minimal dan menjadi lebih besar dengan disosiasi melalui setiap langkah berikutnya.

alasan disebut elektrolit yang berdisosiasi dalam larutan, yang hanya membentuk ion hidroksida sebagai anion. Sebagai contoh,

NaOH® Na+ + OH–

Basa poliasam terdisosiasi secara bertahap

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (tahap pertama)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (langkah kedua)

Disosiasi bertahap asam dan basa menjelaskan pembentukan garam asam dan basa.

Ada elektrolit yang berdisosiasi secara bersamaan sebagai basa dan asam. Mereka disebut amfoter.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Amfoterisitas dijelaskan oleh perbedaan kecil dalam kekuatan ikatan R-H dan O-H.

Elektrolit amfoter termasuk air, hidroksida seng, aluminium, krom (III), timah (II, IV), timbal (II, IV), dll.

Disosiasi hidroksida amfoter, seperti Sn(OH)2, dapat dinyatakan dengan persamaan:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

2H2O¯ sifat dasar

2H+ + 2–

sifat asam

garam disebut elektrolit, yang, pada saat disosiasi, membentuk kation logam, atau kation kompleks, dan anion residu asam, atau anion kompleks.

Garam sedang, larut dalam air, terdisosiasi hampir sempurna

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Garam asam terdisosiasi dalam beberapa langkah, misalnya:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (langkah pertama)

Anion garam asam terdisosiasi lebih lanjut secara tidak signifikan:

HCO3– « H+ + CO32– (tahap kedua)

Disosiasi garam basa dapat dinyatakan dengan persamaan

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (tahap pertama)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (tahap kedua)

Kation-kation dari garam-garam basa pada tahap kedua terdisosiasi dalam jumlah kecil.

Garam rangkap adalah elektrolit yang pada saat disosiasi membentuk dua jenis kation logam. Sebagai contoh

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Garam kompleks adalah elektrolit, selama disosiasi yang membentuk dua jenis ion: sederhana dan kompleks. Sebagai contoh:

Na2 « 2Na+ + 2–

Sifat kuantitatif disosiasi elektrolitik adalah derajat disosiasisebuah, sama dengan rasio jumlah molekul yang terurai menjadi ion (n) dengan jumlah total molekul terlarut (N)

Derajat disosiasi dinyatakan dalam pecahan satuan atau persen.

Menurut derajat disosiasi, semua elektrolit dibagi menjadi kuat (a> 30%), lemah (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Elektrolit kuat Ketika dilarutkan dalam air, mereka benar-benar terdisosiasi menjadi ion. Ini termasuk:

	HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4
Yayasan	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
	larut dalam air (Lampiran, Tabel 2)

Dalam dunia magis kimia, transformasi apa pun dimungkinkan. Misalnya, Anda bisa mendapatkan zat aman yang sering digunakan dalam kehidupan sehari-hari dari beberapa zat berbahaya. Interaksi unsur-unsur seperti itu, sebagai akibatnya diperoleh sistem homogen, di mana semua zat yang masuk ke dalam reaksi terurai menjadi molekul, atom dan ion, disebut kelarutan. Untuk memahami mekanisme interaksi zat, perlu diperhatikan: tabel kelarutan.

dalam kontak dengan

Teman sekelas

Tabel yang menunjukkan derajat kelarutan merupakan salah satu alat bantu untuk mempelajari ilmu kimia. Mereka yang memahami sains tidak selalu dapat mengingat bagaimana zat tertentu larut, jadi Anda harus selalu memiliki meja.

Ini membantu dalam memecahkan persamaan kimia di mana reaksi ionik terlibat. Jika hasilnya adalah zat yang tidak larut, maka reaksi dimungkinkan. Ada beberapa opsi:

• Zat tersebut larut dengan baik;
• sedikit larut;
• Praktis tidak larut;
• tidak larut;
• Terhidrolisis dan tidak ada dalam kontak dengan air;
• Tidak ada.

elektrolit

Ini adalah solusi atau paduan yang menghantarkan listrik. Konduktivitas listrik mereka dijelaskan oleh mobilitas ion. Elektrolit dapat dibagi menjadi: 2 grup:

1. Kuat. Larutkan sepenuhnya, terlepas dari tingkat konsentrasi larutan.
2. Lemah. Disosiasi berlangsung sebagian, tergantung pada konsentrasi. Menurun pada konsentrasi tinggi.

Selama pembubaran, elektrolit berdisosiasi menjadi ion dengan muatan yang berbeda: positif dan negatif. Ketika terkena arus, ion positif diarahkan ke katoda, sedangkan ion negatif diarahkan ke anoda. Katoda positif dan anoda negatif. Akibatnya, pergerakan ion terjadi.

Bersamaan dengan disosiasi, proses sebaliknya terjadi - kombinasi ion menjadi molekul. Asam adalah elektrolit seperti itu, selama dekomposisi yang membentuk kation - ion hidrogen. Basa anionik adalah ion hidroksida. Alkali adalah basa yang larut dalam air. Elektrolit yang mampu membentuk kation dan anion disebut amfoter.

ion

Ini adalah partikel di mana ada lebih banyak proton atau elektron, itu akan disebut anion atau kation, tergantung pada apa yang lebih banyak: proton atau elektron. Sebagai partikel independen, mereka ditemukan dalam banyak keadaan agregasi: gas, cairan, kristal, dan plasma. Konsep dan nama tersebut diperkenalkan oleh Michael Faraday pada tahun 1834. Dia mempelajari efek listrik pada larutan asam, alkali dan garam.

Ion sederhana membawa inti dan elektron. Nukleus membentuk hampir seluruh massa atom dan terdiri dari proton dan neutron. Jumlah proton bertepatan dengan nomor seri atom dalam sistem periodik dan muatan inti. Ion tidak memiliki batas yang pasti karena gerakan gelombang elektron, sehingga tidak mungkin untuk mengukur ukurannya.

Pelepasan elektron dari atom membutuhkan, pada gilirannya, pengeluaran energi. Ini disebut energi ionisasi. Ketika elektron terikat, energi dilepaskan.

Kation

Ini adalah partikel yang membawa muatan positif. Mereka dapat memiliki nilai muatan yang berbeda, misalnya: Ca2+ adalah kation bermuatan ganda, Na+ adalah kation bermuatan tunggal. Bermigrasi ke katoda negatif dalam medan listrik.

Anion

Ini adalah elemen yang memiliki muatan negatif. Dan juga memiliki jumlah muatan yang berbeda, misalnya CL- adalah ion bermuatan tunggal, SO42- adalah ion bermuatan ganda. Unsur-unsur tersebut adalah bagian dari zat dengan kisi kristal ionik, dalam garam biasa dan banyak senyawa organik.

• sodium. logam alkali. Setelah melepaskan satu elektron yang terletak pada tingkat energi eksternal, atom akan berubah menjadi kation positif.
• Klorin. Sebuah atom unsur ini mengambil satu elektron ke tingkat energi terakhir, itu akan berubah menjadi anion klorida negatif.
• Garam. Atom natrium menyumbangkan elektron ke klorin, akibatnya, dalam kisi kristal, kation natrium dikelilingi oleh enam anion klorin dan sebaliknya. Sebagai hasil dari reaksi ini, kation natrium dan anion klorida terbentuk. Karena daya tarik timbal balik, natrium klorida terbentuk. Ikatan ion yang kuat terbentuk di antara mereka. Garam adalah senyawa kristal dengan ikatan ionik.
• residu asam. Ini adalah ion bermuatan negatif yang ditemukan dalam senyawa anorganik kompleks. Hal ini ditemukan dalam rumus asam dan garam, biasanya berdiri setelah kation. Hampir semua residu tersebut memiliki asamnya sendiri, misalnya, SO4 - dari asam sulfat. Asam dari beberapa residu tidak ada, dan mereka ditulis secara formal, tetapi mereka membentuk garam: ion fosfit.

Kimia adalah ilmu yang memungkinkan untuk menciptakan hampir semua keajaiban.

Fondasi: klasifikasi, sifat-sifat berdasarkan ide-ide teori disosiasi elektrolitik. Penggunaan praktis.

Basa adalah zat kompleks yang mencakup atom logam (atau gugus amonium NH4) yang terhubung ke satu atau lebih gugus hidroksil (OH).

Secara umum, basa dapat dinyatakan dengan rumus: Me (OH) n.

Dari sudut pandang teori disosiasi elektrolitik(TED), basa adalah elektrolit, selama disosiasi yang hanya diperoleh anion hidroksida (OH -) sebagai anion. Misalnya, NaOH \u003d Na + + OH -.

Klasifikasi. tanah

Larut dalam air - alkali tidak larut dalam air

Misalnya, misalnya,

NaOH - natrium hidroksida Cu (OH) 2 - tembaga (II) hidroksida

Ca (OH) 2 - kalsium hidroksida Fe (OH) 3 - besi (III) hidroksida

NH 4 OH - amonium hidroksida

Properti fisik. Hampir semua basa adalah padatan. Mereka larut dalam air (alkali) dan tidak larut. Tembaga (II) hidroksida Cu (OH) 2 berwarna biru, besi (III) hidroksida Fe (OH) 3 berwarna coklat, sebagian besar berwarna putih. Solusi alkali adalah sabun saat disentuh.

Sifat kimia.

Basa larut - alkali	Basa yang tidak larut (kebanyakan dari mereka)
1. Ubah warna indikator: lakmus merah - biru, fenolftalein tidak berwarna - raspberry.	---–– Indikator tidak terpengaruh.
2. Bereaksi dengan asam (reaksi netralisasi). Basa + asam \u003d garam + air 2KOH + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2H 2 O Dalam bentuk ion: 2K + + 2OH - + 2H + + SO 4 2- \u003d 2K + + SO 4 2- + 2H 2 O 2H + + 2OH - \u003d 2H 2 O	1. Bereaksi dengan asam: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Basa + asam = garam + air.
3. Bereaksi dengan larutan garam: alkali + garam = baru. alkali + baru garam (kondisi: pembentukan endapan atau gas). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2 NaOH 4 2– = BaSO 4 .↓	2. Terurai ketika dipanaskan menjadi oksida dan air. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Reaksi dengan larutan garam tidak khas.
4. Bereaksi dengan asam oksida: alkali + asam oksida \u003d garam + air 2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O Dalam bentuk ion: 2Na + + 2OH - + CO 2 \u003d 2Na + + CO 3 2 – + H 2 O 2OH - + CO 2 \u003d CO 3 2- + H 2 O	Reaksi dengan oksida asam tidak khas.
5. Bereaksi dengan lemak membentuk sabun.	Mereka tidak bereaksi dengan lemak.

	|	kuliah selanjutnya ==>