Định nghĩa, tính chất và cách sử dụng dung dịch kiềm



các dung dịch kiềm chúng hình thành khi một chất kiềm hòa tan trong nước. Một dung dịch kiềm có thể được tổng hợp trong phòng thí nghiệm và cũng có thể được hình thành trong các quá trình tự nhiên như xói mòn.

Một số ví dụ về các giải pháp kiềm bao gồm natri hydroxit, kali hydroxit, magiê hydroxit và canxi cacbonat. Mỗi giải pháp này có các ứng dụng khác nhau trong các ngành công nghiệp khác nhau (Thế nào là kiềm ?, S.F.).

Các nhà sản xuất thường sử dụng các dung dịch kiềm trong các sản phẩm như nhiên liệu sinh học, xà phòng, thuốc, chất tẩy rửa và các sản phẩm làm sạch, cũng như trong nhiều chế phẩm thực phẩm và các ứng dụng chuyên dụng..

Vì các chất tẩy rửa, dung dịch kiềm có thể hòa tan chất béo, dầu và protein (ADAM, 2015).

Chỉ số

  • 1 cơ sở và kiềm để hiểu các giải pháp kiềm                  
  • 2 dung dịch kiềm và mối quan hệ của chúng với pH             
  • 3 thuộc tính                      
  • 4 công dụng
  • 5 tài liệu tham khảo

Căn cứ và kiềm để hiểu các giải pháp kiềm                  

Cơ sở, trong hóa học, đề cập đến bất kỳ chất nào trong dung dịch nước bị trơn khi chạm vào, có vị đắng, thay đổi màu của các chỉ số (ví dụ, chuyển giấy quỳ từ màu đỏ sang màu xanh như minh họa trong Hình 1), phản ứng với axit để tạo thành muối và thúc đẩy các phản ứng hóa học nhất định.

Ví dụ về các bazơ là các hydroxit của kim loại kiềm và kiềm thổ (natri, canxi, v.v.) và dung dịch amoniac hoặc các dẫn xuất hữu cơ của nó (amin).

Các chất này tạo ra các ion hydroxit (OH-) (Britannica, Hợp chất hóa học cơ bản, 2010). Có nhiều loại phân loại khác nhau cho cả axit và bazơ:

Theo lý thuyết Arrhenius, bazơ là các chất phân ly trong nước để tạo ra các nguyên tử hoặc phân tử tích điện, được gọi là ion hydroxide (OH-) (Britannica, lý thuyết Arrhenius, 1998).

Lý thuyết Brønsted-Lowry, còn được gọi là lý thuyết proton của axit và bazơ, được giới thiệu độc lập vào năm 1923 bởi nhà hóa học người Đan Mạch, Julian Nicolaus Brønsted và nhà hóa học người Anh Thomas Martin Lowry, chỉ ra rằng bất kỳ hợp chất nào có thể chấp nhận một proton (H +) từ một proton khác hợp chất là một bazơ. Ví dụ trong phản ứng:

Amoniac sẽ là một bazơ vì nó chấp nhận các proton từ axit hydrochloric (Britannica, lý thuyết Brønsted-Lowry, 1998).

Lý thuyết về axit và bazơ của Lewis được giới thiệu vào năm 1923, tuyên bố rằng một bazơ được coi là bất kỳ hợp chất nào sở hữu một cặp electron không chia sẻ có sẵn và có khả năng liên kết với một chất có khả năng chấp nhận chúng (axit Lewis).

Nitơ amoniac và oxy trong nước là ví dụ về các bazơ Lewis (Britannica, lý thuyết Lewis, 1998).

Thuật ngữ "dung dịch cơ bản" và "dung dịch kiềm" thường được sử dụng thay thế cho nhau, đặc biệt là bên ngoài bối cảnh hóa học.

Chất kiềm thường được định nghĩa là một tập hợp con của các bazơ. Nó là một hydroxit cơ bản hoặc một muối ion của một nguyên tố kim loại kiềm hoặc kiềm, hòa tan trong nước tạo thành dung dịch kiềm.

Chỉ có một số kiềm được biết đến, chẳng hạn như natri hydroxit (NaOH), kali hydroxit (KOH), canxi hydroxit (Ca (OH))2), canxi cacbonat (CaCO)3) và magiê hydroxit (Mg (OH))2).

Chất kiềm loại trừ các bazơ như NH3 hoặc các giải pháp như amoni hydroxit, vì chúng không được hình thành bởi các kim loại kiềm hoặc kiềm thổ.

Các giải pháp kiềm và mối quan hệ của chúng với pH             

Điện thế hydro, còn được gọi là thang đo pH, đo mức độ kiềm hoặc độ axit của dung dịch. Thang đo thay đổi từ 0 đến 14, axit là pH nhỏ hơn 7 và pH cơ bản lớn hơn 7.

Điểm giữa 7 đại diện cho độ pH trung tính. Một dung dịch trung tính không phải là axit cũng không phải kiềm. Thang đo pH thu được dựa trên nồng độ H + trong dung dịch.

Thang đo pH là logarit và kết quả là, toàn bộ giá trị pH dưới 7 có độ axit cao gấp mười lần so với giá trị cao nhất tiếp theo. Ví dụ, pH 4 có tính axit cao gấp mười lần so với pH 5 và gấp 100 lần (10 lần 10) so với pH 6.

Điều tương tự cũng xảy ra với các giá trị pH cao hơn 7, mỗi giá trị này có độ kiềm cao gấp mười lần (một cách nói cơ bản khác) so với toàn bộ giá trị thấp hơn tiếp theo. Ví dụ, pH 10 có độ kiềm gấp mười lần so với pH 9 và 100 lần (10 lần 10) kiềm hơn so với pH 8 (Thang đo pH, S.F.).

Tương tự, có một thang đo pOH thu được dưới dạng hàm của nồng độ OH và ngược với thang đo pH (pH, pOH và thang đo pH, S.F.).

Một đặc tính đặc trưng của dung dịch kiềm là, khi tạo ra các ion OH-, pH của dung dịch tăng lên các giá trị lớn hơn 7 (hoặc hạ pOH xuống các giá trị nhỏ hơn 7).

Thuộc tính                      

Sau đây là các tính chất được trình bày bởi các giải pháp kiềm:

1- Chúng có vị đắng.

2-Giấy quỳ chuyển sang màu xanh.

3-Họ có cảm giác xà phòng hoặc trơn trượt khi chạm vào.

4-Một số bị ăn mòn. Ví dụ, NaOH và KOH.

5-Một chất kiềm ít bay hơi thay thế một chất kiềm dễ bay hơi hơn từ muối của nó. Ví dụ, NaOH (ít bay hơi) thay thế NH3 (dễ bay hơi hơn) từNH4Cl.

NaOH (aq) + NH4Cl (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) + NH3 (g)

6-Phản ứng với axit tạo thành muối và nước (phản ứng trung hòa).

7-Dẫn điện (tức là điện giải).

8-Chúng hiển thị giá trị pH trên 7.

Công dụng

Vì kiềm là các bazơ hòa tan trong nước, nên chúng có thể sử dụng các tính chất hóa học của các bazơ cho nhiều mục đích trong phòng thí nghiệm, công nghiệp và tại nhà, vì hầu hết các phản ứng hóa học đều được thực hiện trong dung dịch..

1-NaOH được sử dụng trong sản xuất giấy, xà phòng và gốm sứ.

2-Ca (OH) 2 (vôi tôi hoặc đơn giản là "vôi") được thêm vào đất hoặc hồ để làm cho chúng ít axit hơn.

3-Khó tiêu thường được gây ra bởi sự dư thừa HCl trong dạ dày, có thể được khắc phục bằng các viên thuốc khó tiêu có chứa một cơ sở như MgO hoặc CaCO3 để trung hòa axit.

4-Sử dụng công nghiệp bao gồm sản xuất các sản phẩm hóa học khác nhau.

5-Chúng được sử dụng trong các phản ứng khử oxit để thiết lập môi trường cơ bản nơi xảy ra phản ứng.

Tài liệu tham khảo

  1. QUẢNG CÁO, A. (2015, ngày 17 tháng 6). Dung dịch kiềm là gì? Lấy từ livestrong.com.
  2. Britannica, T. E. (1998, ngày 21 tháng 12). Lý thuyết Arrhenius. Lấy từ britannica.com.
  3. Britannica, T. E. (1998, ngày 20 tháng 7). Lý thuyết Brønsted-Lowry. Lấy từ britannica.com.
  4. Britannica, T. E. (1998, ngày 20 tháng 7). Lý thuyết Lewis. Lấy từ britannica.com.
  5. Britannica, T. E. (2010, 27 tháng 4). Hợp chất hóa học cơ sở. Lấy từ britannica.com.
  6. Thang đo pH. (S.F.). Lấy từ hóa học.elmhurst.edu.
  7. pH, pOH, và thang đo pH. (S.F.). Lấy từ khanacademy.org.
  8. Kiềm là gì? (S.F.). Lấy từ freechemistryonline.com.