Аснова (хімія)

Асно́вы — кляса хімічных злучэньняў, складаныя рэчывы, малекулы якіх складаюцца з іёнаў мэталаў і гідраксагруп (-OH). Рашчынныя асновы зьяўляюцца электралітамі. Гідраксыды лужных мэталаў (калю, натру, літу) завуцца лугамі, то бок растваральнымі асновамі, якія ўтрымліваюць і вылучаюць колькасна іёны OH−. Аксыды мэталаў, гідраксыды й асабліва алькаксыды зьяўляюцца асновамі, а каньюгаваныя асновы слабых кісьляў ёсьць слабымі асновамі. Асновы маюць горкі смак^[1], зьмяняюць колер індыкатараў (напрыклад, пачырваненьне лякмусавай сіняй паперы), уступаюць у рэакцыю з кісьлямі, утвараючы солі, а таксама спрыяюць пэўным хімічным рэакцыям, як то асноўны каталіз. Паводле ўсіх клясыфікацыяў, аснова ёсьць субстанцыяй, якая рэагуе на кісьлі, згодна з вызначэньнем Гіёма-Франсуа Руэля, якое ён зрабіў яшчэ ў XVIII стагодзьдзі.

Асновы можна разглядаць як хімічную супрацьлегласьць кісьляў, паколькі эфэкт пры ўзаемадзеяньні кісьлі й вады ёсьць павышэньне канцэнтрацыі іёну гідраксонія (H₃O⁺), у той час калі ўзаемадзеяньне з асновай памяншае гэтую канцэнтрацыю. Асновы й кісьлі звычайна знаходзяцца ў вадкай форме, рэакцыя паміж імі называецца нэўтралізацыяй. Водныя рашчыны асноваў рэагуюць з воднымі рашчынамі кісьляў ствараючы пры гэтам ваду й солі ў водных рашчынах, у якіх солі падзяляюцца на кампанэнтныя іёны. У вадзе, зьмяняючы раўнавагу аўтаіянізацыі, асновы даюць рашчыны, у якіх актыўнасьць іёнаў вадароду ніжэйшая, чым у чыстай вадзе, то бок вада мае рН вышэйшы на 7 пунктаў за паказчык пры стандартных умовах.

Для таго, каб рэчыва клясыфікавалася як арэніюсавая аснова, яно павінна вырабляць іёны гідраксыду ў рашчыне. Арэніюс лічыў, што асновы павінны ўтрымліваць гідраксыд у сваёй формуле. Гэта робіць мадэль Арэніюса абмежаванай, бо яна ня можа растлумачыць асноўныя ўласьцівасьці водных рашчынаў аміяку (NH₃) або ягоныя арганічныя вытворныя (аміны)^[2]. У больш агульнай кісьлева-лужнай тэорыі Брэнстэда—Лоўры, аснова ўяўляе сабой рэчыва, якое можа прымаць іёны вадароду (H⁺) — інакш вядомых як пратонаў. У мадэлі Льюіса, асновы ўяўляе сабой электронныя пары донараў^[3]. Тэорыя Льюіса больш агульная, чым тэорыя Брэнстэда—Лоўры, паколькі кісьля Льюіса не абавязкова зьяўляецца пратонам, але можа быць іншай малекулай (альбо іёнам) з вакантнай нізка разьмешчанай арбітальлю, якая можа прыняць пару электронаў. Адным зь яскравых прыкладаў зьяўляецца трыфтарыд бору (BF₃).

Крыніцы

^ Johlubl, Matthew E. (2009). «Investigating chemistry: a forensic science perspective» (2nd ed.). New York: W. H. Freeman and Co. — ISBN 978-1429209892.
^ Whitten 2009. С. 363.
^ Whitten 2009. С. 349.

Літаратура

А. П. Ельніцкі, А. І. Шарапа Хімія. — Мн.: Народная асвета, 2008. — 278 с. — ISBN 78-985-12-2029-4
Whitten, Kenneth W.; Peck, Larry; Davis, Raymond E.; Lockwood, Lisa; Stanley, George G. Chemistry. — 2009. — ISBN 978-0-495-39163-0

Вонкавыя спасылкі

Base Definition in Chemistry. ThoughtCo.

[1] Johlubl, Matthew E. (2009). «Investigating chemistry: a forensic science perspective» (2nd ed.). New York: W. H. Freeman and Co. — ISBN 978-1429209892.

[FOOTNOTEWhitten2009363-2] Whitten 2009. С. 363.

[FOOTNOTEWhitten2009349-3] Whitten 2009. С. 349.

[1]

[2]

[3]