Basa (quimia)
Ua basa es ua substància quimica minerau o organica que pòt, au sens larg, dar doblets electronics. Es generaument definida per un ensemble de reaccions dens solvents diferents (basa de Bronsted, basa de Lewis, basa dura...).
Las basas son hèra nombrosas e aucupan ua plaça importanta dens la quimia modèrna. De faiçon generau, reageishen dab los acides segon mecanismes reaccionaus que libèran energia e que permeten l'escambi de doblets electronics. Pr'amor d'aquera nocion d'escambi, lo concèpte modèrne de basa es relativament recent. La prumèra definicion empirica data de la fin deu sègle XVIII e la prumèra definicion modèrna data de 1884. Totun, mantua basa es coneishuda despuish l'Antiquitat o l'Edat Mejana. Lo pH (potenciau idrogèn) es ua grandor ligada au concepte d'aciditat e de basicitat. En efèit, ua solucion aquosa es considerada com basica si son pH se situa enter 7 e 14, neutre si lo son pH es egau a 7 e acide si lo son pH se situa enter 0 e 7.
Istòria modificar
Remarca : l'istòria deu concèpte de basa es en partida ligada a la deu concèpte d'acide. Véder l'article « acid » per mei de detalhs suu subjècte.
Si lo concèpte de basa es recent, mantua basa es coneishuda e utilizada despuish l'Antiquitat. Per exemple, dens l'Egipte Anciana, existiva ua produccion de carbonat de sòdi destinada a la fabricacion de veire[1]. Puish, pendent l'Edat Mejana, los alcalis deus alquimistas èran generaument de compausats basics[2]. Lo tèrme basa es estat introdusit peu quimista francés Guillaume-François Rouelle (1703-1770) en 1754. En efèit, avèva remarcat que los acides coneishuts en aqueth temps, generaurament liquids volatiles, podèvan reagir dab substàncias particularas entà formar saus. Rouelle adoptè lo tèrme basa pr'amor que considerava qu'aqueras substàncias servivan de basa a la sau[3].
La prumèra teoria modèrna de la basicitat estó publicada en 1884 peu Suedés Svante August Arrhenius (1859-1927). Segon eth, las substàncias acidas èran capablas de liberar ions idrogèn en solucion e las substàncias basicas èran capablas de liberar ions idroxide[4]. Lo modèle d'Arrhenius n'estó pas aisidament acceptat per la comunautat scientifica. Totun, los resultats experimentaus convençón drin a drin los quimistas. Mes mostrè tanben lèu los sons limits pr'amor de la soa incapacitat a explicar la basicitat deus compausats qui libèran pas ions idroxide en solucion aquosa.
Los dus modèles actuaus de la basicitat estón prepausats en 1923. Lo prumèr estó publicat per Joannes Bronsted (1879-1947) e Thomas Lowry (1874-1936)[5]. Es una extension de la eoria d'Arrhenius. Segon era, ua basa es un compausat capable de captar un proton (balhat per un acide). Lo segond modèle estó descobèrt per Gilbert Lewis (1875-1946)[6]. Hèra diferenta de la teoria de Bronsted-Lowry, explica los mecanismes acidobasics per transferiments de doblets d'electrons. Aqueras duas definicions de l'acidobasicitat estón completadas en 1963 per la teoria HSAB de Ralph Pearson[7][8][9].
Los diferents concèptes de basa modificar
Las basas de Bronsted modificar
Ua basa de Bronsted (o basa de Bronsted-Lowry) es un compausat quimic capable de captar un proton[10]. Dens aquera definicion, es important de har la diferéncia enter las nocions de « basa » e de « fòrma basica ». La basa es l'entitat que reageish dab un acide e la fòrma basica es la molecula associada a la fòrma acida d'una substància dens un coble acide/basa. Dens l'aiga, ua basa B reageish segon lo mecanisme seguent :
B(aq) + H2O = BH+(aq) + HO–(aq)
L'aiga es lo solvent mei utilizat mes autes compausats pòden tiéner un ròtle similar. La basa d'un coble acide/basa pòt reagir dab l'acide d'un aute coble. L'identificacion d'ua basa de Bronsted es relativament facila : quan es plaçada dens ua solucion aquosa, lo pH aumenta e vien superior a 7.
Las basas de Lewis modificar
Ua basa de Lewis es un compausat capable de balhar un doblet d'electrons[11]. Qu'es a díser qu'ua basa de Lewis es ua substància portaira d'un doblet non ligant. Pòt reagir dab un acide de Lewis entà formar un ion complèxe. Aquera reactivitat es importanta en sintèsi organica.
Las basas duras e mothas modificar
La teoria HSAB (o concepte acide-basa de Pearson) es una extension de la teoria de Lewis au quadre mei generau de las reaccions d'oxidoreduccion. Es utilizada tà interpretar qualitativament la selectivitat de mantua reaccion quimica[12]. Segon era, un acide o ua basa dur es associat a un ion o a un grop foncionau que possedeish ua carga electronica o parciau hèra localizada. Las espècias duras son generaument petitas, portairas de cargas hautas e drin polarizadas. Las espècias duras son generaument petitas, portairas de cargas hautas e drin polarizadas. Un acide o ua basa moth es associat a un ion o un grop foncionau dab ua carga drin localizada.
Lo còr d'aquera teoria es que los acides durs reageishen meilèu dab las basas duras e que los acides moths reageishen meilèu dab las basas mothas[13]. Totun, aquera teoria es enqüèra un modèle qualitatiu. N'a pas enqüèra aplicacions quantitativas e lo son usatge es limitada.
Las basas en geologia modificar
En geologia e en quimia de las saus honudas, la nocion de basa es meilèu exprimida per la definicion de Lux-Flood[14]. Ua basa es ua espècia capabla de cedir un ion oxida O2–. Per exemple, l'oxide de calci es ua basa segon lo mecanisme réactionnel seguint :
CaO = Ca+ + O2–
La concentracion de silici pòt tanben estar utilizada entà descríver lo caractèr acide o basic d'ua ròca. Totun, la concentracion de silici es meilèu ligada a l'expression de l'aciditat. L'estudi de l'aciditat de las ròcas es important en volcanologia pr'amor que l'aciditat deus magmas dicta sovent lo comportament eruptiu d'un volcan. Per exemple, lo basalt, qui contien 30 % de silici SiO2, es ua ròca basica a l'origina d'erupcions efusivas. Per venciva, l'andesita, qui contien 52 % de silici, es un magma acide qui pòt engendrar erupcions explosivas.
La reactivitat de las basas modificar
Las basas dens l'aiga modificar
Ua basa hòrta es ua basa totaument protonada dens l'aiga. Per exemple, es lo cas de la soda, de l'idroxide de potassi e de l'ion amidure. Ua basa febla es parciaument protonada. Es lo cas de l'amoniac o de la metilamina. La constanta de basicitat d'ua basa correspond a la constanta de l'equilibri de Bronsted de la reaccion de protonation de la basa dens l'aiga :
B(aq) + H2O = BH+(aq) + HO–(aq)
Si lo calcul es simplificat en utilizant las concentracions molaras[15], es egau a :
![{\displaystyle K_{\text{b}}={\rm {\frac {[BH][HO^{-}]}{[B]}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b00d99cb02e042b36030b09ea9666a4bb2091f1a)
Totun, la constanta de basicitat es drin utilizada dens los calculs. Es generaument remplaçada per la constanta d'aciditat Ka qu'es egau a la constanta de dissociacion dens l'aiga de l'espècia acida qui correspond a la basa.
Las reaccions quimicas modificar
D'ua faiçon generau, ua basa reageish dab un acide. Aqueth tipe de reaccion es aperada reaccion acidobasica. Es generaument rapide e de metòdes, com lo metòde de la reaccion preponderanta, permeten de prevéder l'ordi de las reaccions susceptiblas d'aver lòc dens ua solucion. Totun, ua basa pòt participar a tots los tipes de reaccion implicant escambis d'electrons (reaccions d'oxidoreduccion, substitucions nucleofilas, etc).
Las basas dens la natura e dens la societat umana modificar
Dens la natura e dens la societat umana modèrna, las basas an un ròtle hèra important pr'amor qu'un nombre important de moleculas an un caractèr acidobasic. Per exemple, es lo cas de las moleculas de basa deu vivent com l'ADN o l'ARN. Totun, los mieis tròp basics ne son pas favorables a la vita. Son donc rares dens la natura (pesquèrs naturaus de soda...). Au nivèu tecnic, las reaccions acidobasicas e, mei generaument, las reaccions d'escambi d'electrons que son utilizadas dens de brancas nombrosas de l'industria e de las sciéncias.
Annèx modificar
Ligams intèrnes modificar
Bibliografia modificar
- (fr) James Huheey, Ellen A. Keiter e Richard L. Keiter, (trad. André Pousse e Jean Fischer), Chimie inorganique, De Boeck, 1996, pp. 318-358.
- (de) V. Karpenko e J. A. Norris, Vitriol in the History of Chemistry, Chem. Listy, 2002, pp. 997–1005.
- (en) William J. Bensen, The Lewis acid-base concepts : an overview, Wiley, 1980.
- (fr) L. Lopes, « Méthode de la réaction prépondérante : proposition d’une approche quantitative systématisée », Bulletin de l’union des physiciens, vol. 102, n° 904, mai de 2008, pp. 707-726.
- (en) J. R. Partington, A short history of Chemistry, Dover, 1989.
- (de) Claus Priesner e Karin Figala, Alchemie: Lexikon einer hermetischen Wissenschaft, Beck, 1998.
- (en) Hisashi Yamamoto, Lewis acid reagents : a practical approach, Oxford University Press, 1999.
Nòtas e referéncias modificar
- ↑ (fr) F. Billon, « Soudes et potasses », Petite encyclopédie de chimie industrielle pratique n° 3, E. Bernard et Cie imprimeurs-éditeurs, 1898.
- ↑ (de) Holger Watter, Regenerative Energiesysteme, Springer Fachmedien Wiesbaden, 2018, p. 217.
- ↑ (en) William B. Jensen, « The Origin of the Term Base », Journal of Chemical Éducation, vol. 83, n° 8, aost de 2006.
- ↑ (fr) Svante A. Arrhenius, Recherches sur la conductibilité galvanique des électrolytes, Royal publishing house, P. A. Norstedt & Söner, 1884.
- ↑ (en) William Masterton, Cecile Hurley e Edward Neth, Chemistry: Principles and Reactions, Cengage Learning, 2011, p. 433.
- ↑ (en) Gilbert Newton Lewis, Valence and the Structure of Atoms and Molecules, Chemical Catalog Company, 1923, p. 142.
- ↑ (en) Ralph G. Pearson, « Hard and Soft Acids and Bases », Journal of the American Chemical Society, vol. 85, n° 22, 1963, pp. 3533–3539.
- ↑ (en) Ralph G. Pearson, « Hard and soft acids and bases, HSAB, part I: Fundamental principles », Journal of Chemical Education, n° 45, 1968, pp. 581–586.
- ↑ (en) Ralph G. Pearson, « Hard and soft acids and bases, HSAB, part II: Underlying theories », Journal of Chemical Education, n° 45, 1968, pp. 643–648.
- ↑ (en) Darrell Ebbing e Steven D. Gammon, General Chemistry, Cengage Learning, 2016.
- ↑ (fr) Paul Arnaud (pref. Guy Ourisson), Cours de chimie organique, Éditions Dunod, 1990.
- ↑ (en) W. L. Jolly, Modern Inorganic Chemistry, McGraw-Hill, 1984.
- ↑ (en) IUPAC, « Glossary of terms used in theoretical organic chemistry », Pure Appl. Chem., vol. 71, n° 10, 1999, pp. 1919-1981.
- ↑ (fr) James Huheey, Ellen A Keiter, Richard L Keiter e (trad. André Pousse e Jean Fischer), Chimie inorganique, De Boeck, 1996, pp. 319-320.
- ↑ Normaument, lo calcul es miat dab l'activitat quimica. Mes, per las solucions usuaus, activitat quimica e concentracion son egaus.