Tabla de Contenidos
Stærke baser er en meget almindelig klasse af kemiske forbindelser, der er meget anvendelige både i industrien og i hjemmet. Dens betydning ligger i det store antal vigtige og tilsyneladende forskellige kemiske reaktioner, der kan klassificeres som syre-base reaktioner. Derudover er de også vigtige på grund af det store antal reaktioner, hvis reaktionsmekanisme begynder eller involverer på et tidspunkt i processen en syre-base-reaktion, hvor basen skal være stærk for at reagere med en betydeligt svag syre.
Fremover vil vi diskutere, hvad fundament er, og hvad der gør et fundament stærkt. Derudover vil vi se på eksempler på de mere almindelige stærke baser, samt en kategori af endnu stærkere baser kaldet superbaser.
grundlæggende koncept
I kemi er der tre teorier om syre-base reaktioner , som hver definerer baser på en anden måde:
- Arrhenius syre-base teorien
- Brønsted-Lowry syre-base teorien
- Lewis syre-base teori
Arrhenius baser
Den ældste teori er Arrhenius’ teori, ifølge hvilken en base er ethvert stof, der er i stand til at frigive hydroxidioner, når det dissocieres i vandig opløsning. I denne forstand indebærer begrebet Arrhenius-baser, at de eneste baser er de ioniske hydroxider af de forskellige metaller og metalloider, som dissocierer i vand ifølge følgende ligning:
hvor X repræsenterer valensen af metalkationen. Selvom alle kemikalier, der er i overensstemmelse med ovenstående reaktion, faktisk er baser, har ikke alle stoffer, der opfører sig som baser, hydroxidioner som en del af deres struktur. Derfor er begrebet Arrhenius-baser ufuldstændigt.
Brønsted–Lowry baser
Brønsted og Lowry udviklede en syre-base-teori, der ændrer den måde, vi ser på syre-base-reaktioner og i forlængelse heraf, hvordan vi ser på syrer og baser. Ifølge disse forfattere kan syrer og baser ikke adskilles separat, hvilket giver anledning til hydroxidioner eller protoner, som angivet af Arrhenius. Tværtimod, for at et stof kan fungere som en base, skal det nødvendigvis reagere med en syre, hvorfor de kaldes syre-base reaktioner.
Brønsted og Lowrys idé var at definere en syre som et stof, der er i stand til at donere en proton (H + ion ) og en base som et stof, der er i stand til at acceptere en proton. På denne måde tvinges baserne ikke længere til at frigive hydroxidioner direkte, men kan generere dem i en vandig opløsning ved at fjerne en proton fra vandet ifølge følgende ligning:
Dette koncept omfatter traditionelle Arrhenius-baser, da hydroxidioner fra en Arrhenius-base kan fjerne en proton fra vand for at generere andre hydroxidioner. Det omfatter også andre stoffer såsom ammoniak, som, på trods af at de ikke har OH-ioner i sin struktur, kan generere disse ioner i vandig opløsning gennem reaktionen vist ovenfor.
Lewis baser
Endelig udviklede Lewis en teori om kemisk binding , der ikke kun stemmer overens med begrebet syre-base-reaktioner fremsat af Brønsted og Lowry, men også forklarer dem. Ifølge Lewis er baser stoffer rige på elektroner, og som har mindst ét par frie elektroner, der kan doneres til en syre for at danne en koordinat- eller dativ kovalent binding . På den anden side er en Lewis-syre det stof, der mangler elektroner, og som er i stand til at acceptere elektronparret fra basen.
Lewis’ koncept for syrer og baser er det bredeste og mest præcise af alle, da det ud over at blive anvendt på syre-base reaktioner i den vandige fase (hvilket er der, hvor surhed og basicitet fandt deres første anvendelser). det giver os også mulighed for at forstå opførsel af syrer og baser i andre medier og forskellige opløsningsmidler.
Netop takket være dette faktum er det muligt at karakterisere og definere en familie af baser, der er meget stærkere end de baser, som vi typisk betragter som stærke baser, og som derfor kaldes superbaser.
Hvad er stærke baser?
En stærk base er en Arrhenius-base, der dissocierer fuldstændigt i vandig opløsning. Med andre ord er stærke baser de hydroxider, der er stærke elektrolytter , og som, når de er opløst i vand, ioniseres fuldstændigt, og dermed generere den maksimalt mulige mængde hydroxidioner (OH – ) og deres tilsvarende metalkation.
Vi kan se ioniseringen af en stærk base som en dissociationsreaktion, der kun forekommer i én retning, hvorved hele den opløselige base går over i den vandige tilstand som ioner:
Dette adskiller stærke baser fra svage baser, som enten er let opløselige faste stoffer, der hurtigt mættes, hvilket etablerer en opløselighedsligevægt som følgende:
Eller de er forbindelser, som, når de er opløst, dissocierer kun en del af molekylerne på grund af etableringen af en homogen ligevægt, såsom en af følgende:
Det stærke basekoncept gælder primært for opførsel af baser i vandig opløsning og er normalt begrænset til kun nogle Arrhenius-baser.
Faktorer, der bestemmer, om en base er stærk eller svag
Et stofs grundlæggende karakter bestemmes af flere faktorer. Til at begynde med, i tilfælde af hydroxider, er basiciteten direkte relateret til deres opløselighed, som igen afhænger af de ioner, der udgør dem. Jo lavere elektronegativiteten af en hydroxidkation er, jo større er ionkarakteren af dens binding med hydroxidgruppen, hvilket letter dens ionisering.
I betragtning af at elektronegativitet er en periodisk egenskab, der falder til venstre over en periode og ned over en gruppe, når man sammenligner basisiteten af metalhydroxider, jo længere til venstre og ned ad metallet, vil mere basisk være hydroxidet.
I tilfælde af baser, der kan opløses i vand uden at dissociere (molekylær opløselighed), bestemmes basiciteten af en balance mellem stabiliteten af den oprindelige base sammenlignet med stabiliteten af dens konjugerede syre, og af vandets evne til at opløse. at opløse en eller anden kemisk art.
Eksempler på almindelige stærke baser
Oplysningerne i det foregående afsnit giver os et klart fingerpeg om at identificere de stærke point guards. Faktisk er de mest almindelige stærke baser hydroxiderne af alkalimetallerne (gruppe 1 i det periodiske system) og nogle af hydroxiderne af jordalkalimetallerne ( gruppe 2). Dette skyldes, at disse metaller svarer til den mindst elektronegative i det periodiske system. Den komplette liste over de mest almindelige stærke baser er præsenteret i følgende tabel:
| Lithiumhydroxid (LiOH) | Natriumhydroxid (NaOH) | Kaliumhydroxid (KOH) |
| rubidiumhydroxid (RbOH) | Cæsiumhydroxid (CsOH) | Calciumhydroxid (Ca(OH) 2 ) |
| Strontiumhydroxid (Sr(OH) 2 ) | Bariumhydroxid (Ba(OH) 2 ) |
Det skal bemærkes, at de tre jordalkalimetalhydroxider (calcium, strontium og barium) er dårligt opløselige i vand, så de kan kun betragtes som stærke baser, hvis deres koncentration er under deres opløselighed, hvilket indebærer opløsninger med en koncentration lavere end 0,01M .
superbaserne
Ved opløsning af forskellige stærke baser i vand er det ikke muligt at skelne, hvilken der er stærkere end den anden. Det er af denne grund, at de alle er klassificeret som stærke baser, og af praktiske årsager er det accepteret, at alle er lige stærke. Dette skyldes, at vand har en udjævningseffekt på stærke baser (og også på syrer), da enhver stærk base, der dissocieres i vand, straks reagerer med vand, fjerner sin proton og dermed genererer hydroxidioner.
Af denne grund er hydroxidionen den stærkeste base, der kan eksistere i et vandigt medium, uanset hvor stærk den base, der genererede den, er. Det er som at ville sammenligne styrken af to kæmpere baseret på deres evne til at slå en forsvarsløs baby. Det er tydeligt, at begge vil vinde kampen let, og babyen vil ikke tillade at skelne, hvem der er den stærkeste.
Lewis-konceptet om syrer og baser udvider imidlertid vores forståelse af syre-base-reaktioner til andre medier og andre opløsningsmidler.
Det grundlæggende i ikke-vandige medier
Hvis vi vil sammenligne grundligheden af meget stærke baser, så skal vi opløse dem i andre medier end vand. Går vi tilbage til vores tidligere eksempel, svarer dette til at sige, at hvis vi vil afgøre, hvilken fighter der er stærkest, skal vi stille ham op imod en lige så stærk eller endnu stærkere fighter.
I denne forstand kan vi opløse syrer og baser i andre opløsningsmidler, der ligesom vand kan fungere som syrer, når de reagerer med baser, og dermed danne en konjugeret base, der er stærkere end OH – som dannes i vandig opløsning . I disse miljøer mister Arrhenius-begrebet syrer og baser fuldstændig sin betydning. Hvis vi desuden overvejer aprotiske opløsningsmidler (som ikke kan donere eller modtage protoner), så passer Brønsted og Lowrys syre-base koncept heller ikke. Men i alle tilfælde gælder Lewis-konceptet med syrer og baser stadig.
Når vi tester basisiteten af mange kemikalier i andre opløsningsmidler end vand, finder vi ud af, at blandt hvad vi traditionelt tænker på som stærke baser, er nogle meget mere basiske end andre. Hydroxider som baser er begrænset til hydroxidionens basicitet. Andre baser har dog ikke denne begrænsning og viser sig at være størrelsesordener stærkere end hydroxider.
Disse baser kaldes superbaser.
Eksempler på superbaser
De fleste af superbaserne svarer til de konjugerede baser af stoffer, som vi normalt betragter som neutrale eller endda svage baser. Husk, at en konjugeret base er, hvad du får, når en syre mister en proton, så den konjugerede base af en svag base er, hvad du får, når en base (såsom ammoniak eller NH 3 ) reagerer som en syre i stedet for en syre . basis, som vist ved følgende ligning:
Det må forventes, at et neutralt stof, som i sig selv har en tendens til at opføre sig som en base, næppe vil opføre sig som en syre, så den konjugerede base (i eksemplet ovenfor, amididionen eller NH 2 – ) vil være en meget stærk base stærk.
Andre eksempler på superbaser er:
- Salte af alkoxidioner (konjugatbaserne af alkoholer) såsom natrium- eller kaliummethoxid, ethoxid, propoxid og tertbutoxid.
- Salte af de konjugerede baser af alkaner, der har carbanioner, såsom n-butyllithium.
- Amider og andre konjugerede baser af aminer, såsom natriumamid, kaliumdiethylamid og lithiumbis(trimethylssilyl)amid.
Referencer
Chang, R. (2020). Kemi (13. udgave ). McGraw-Hill Interamericana.
Differentiator. (2020, 21. oktober). Forskellen mellem stærke og svage syrer og baser (med eksempler) . https://www.diferenciador.com/acidos-y-bases-fuertes-y-debiles/
Kemiguiden. (2010, 4. oktober). Stærk base . https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/base-fuerte
Mott, V. (nd). Stærke baser | Introduktion til kemi . Lumen læring. https://courses.lumenlearning.com/introchem/chapter/strong-bases/
Chemistry.ES. (nd). stærk_base . https://www.quimica.es/enciclopedia/Base_fuerte.html
Chemistry.NET. (nd). Eksempler på Strong Base . https://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-base-fuerte.html
SciShow. (2017, 2. februar). De stærkeste baser i verden . Youtube. https://www.youtube.com/watch?v=GrPQv6QEI8Y
