Mik azok az erős alapok?

Az erős bázisok a kémiai vegyületek nagyon gyakori osztálya, amelyek nagyon hasznosak mind az iparban, mind a háztartásban. Jelentősége a sok fontos és látszólag eltérő kémiai reakcióban rejlik, amelyek a sav-bázis reakciók közé sorolhatók. Ezen túlmenően a reakciók nagy száma miatt is fontosak, amelyek reakciómechanizmusa a folyamat valamely szakaszában sav-bázis reakció indul be, vagy magában foglal egy sav-bázis reakciót, amelyben a bázisnak erősnek kell lennie ahhoz, hogy jelentősen gyenge savval reagálhasson.

Továbbhaladva megvitatjuk, mik az alapok, és mitől lesz egy alapot erős. Ezen kívül megnézünk példákat a gyakoribb erős alapokra, valamint a még erősebb alapok egy kategóriájára, amit szuper bázisoknak nevezünk.

alapkoncepció

A kémiában három elmélet létezik a sav-bázis reakciókról , amelyek mindegyike más-más módon határozza meg a bázisokat:

• Arrhenius sav-bázis elmélet
• A Brønsted-Lowry sav-bázis elmélet
• Lewis sav-bázis elmélet

Arrhenius-bázisok

A legrégebbi elmélet Arrhenius elmélete, amely szerint bázis minden olyan anyag, amely vizes oldatban disszociálva hidroxidionokat képes felszabadítani. Ebben az értelemben az Arrhenius-bázis fogalma azt jelenti, hogy az egyetlen bázis a különböző fémek és metalloidok ionos hidroxidjai, amelyek a következő egyenlet szerint disszociálnak a vízben:

ahol X a fémkation vegyértéke. Bár minden vegyi anyag, amely megfelel a fenti reakciónak, valóban bázis, nem minden bázisként viselkedő anyag szerkezetében található hidroxidionok. Ezért az Arrhenius-bázisok fogalma hiányos.

Brønsted–Lowry bázisok

Brønsted és Lowry kidolgozott egy sav-bázis elméletet, amely megváltoztatja a sav-bázis reakciók látásmódját, és kibővítve a savakat és bázisokat. E szerzők szerint a savak és a bázisok nem disszociálhatók külön, így hidroxid-ionok vagy protonok keletkeznek, amint azt Arrhenius jelezte. Éppen ellenkezőleg, ahhoz, hogy egy anyag bázisként működjön, szükségszerűen reagálnia kell egy savval, ezért ezeket sav-bázis reakcióknak nevezik.

^{Brønsted és Lowry ötlete az volt, hogy a savat proton (H +} ion ) adományozására képes anyagként, a bázist pedig proton befogadására képes anyagként határozzák meg. Ily módon a bázisok már nem kénytelenek közvetlenül hidroxidionokat felszabadítani, hanem vizes oldatban generálhatják azokat úgy, hogy egy protont eltávolítanak a vízből, az alábbi egyenlet szerint:

Ez a koncepció magában foglalja a hagyományos Arrhenius-bázisokat, mivel az Arrhenius-bázisból származó hidroxidionok képesek eltávolítani a protont a vízből, hogy más hidroxid-ionokat hozzon létre. Ide tartoznak más anyagok is, például az ammónia, amelyek annak ellenére, hogy szerkezetében nem tartalmaznak OH-ionokat ^, a fent bemutatott reakció révén vizes oldatban ezeket az ionokat generálhatják.

Lewis bázisok

Végül Lewis kidolgozta a kémiai kötés elméletét , amely nemcsak egyetért a sav-bázis reakciók Brønsted és Lowry által felvetett koncepciójával, hanem meg is magyarázza azokat. Lewis szerint a bázisok olyan anyagok, amelyek elektronban gazdagok, és amelyek legalább egy pár szabad elektront tartalmaznak, amelyek átadhatók egy savnak, hogy koordináta vagy datív kovalens kötést képezzenek. Másrészt a Lewis-sav az az elektronhiányos anyag, amely képes elfogadni az elektronpárt a bázisról.

Lewis savak és bázisok fogalma a legtágabb és legpontosabb az összes közül, mivel amellett, hogy a sav-bázis reakciókra alkalmazzák a vizes fázisban (a savasság és a lúgosság itt találta meg első alkalmazását). lehetővé teszi a savak és bázisok viselkedésének megértését is más közegekben és különböző oldószerekben.

Éppen ennek a ténynek köszönhetően lehet jellemezni és meghatározni egy olyan báziscsaládot, amely sokkal erősebb, mint az általunk jellemzően erős bázisoknak tekintett bázisok, és amelyeket ezért szuperbázisoknak nevezünk.

Mik azok az erős alapok?

Az erős bázis egy Arrhenius-bázis, amely vizes oldatban teljesen disszociál. Más szóval, erős bázisok azok a hidroxidok, amelyek erős elektrolitok , és vízben oldva teljesen ionizálódnak, így a lehető legnagyobb mennyiségű hidroxidiont (OH ^– ) és a hozzájuk tartozó fémkationt állítják elő.

Egy erős bázis ionizációját tekinthetjük disszociációs reakciónak, amely csak egy irányba megy végbe, és az összes oldódó bázis ionként vizes halmazállapotba kerül:

Ez megkülönbözteti az erős bázisokat a gyenge bázisoktól, amelyek vagy gyengén oldódó szilárd anyagok, amelyek gyorsan telítődnek, így az alábbiakhoz hasonló oldhatósági egyensúlyt hoznak létre:

Vagy olyan vegyületekről van szó, amelyek feloldódása esetén a molekuláknak csak egy része disszociál egy homogén egyensúly létrejötte miatt, mint például az alábbiak egyike:

Az erős bázis koncepciója elsősorban a bázisok viselkedésére vonatkozik vizes oldatban, és általában csak néhány Arrhenius-bázisra korlátozódik.

Tényezők, amelyek meghatározzák, hogy egy bázis erős vagy gyenge

Egy anyag alapvető karakterét több tényező határozza meg. Először is, a hidroxidok esetében a bázikusság közvetlenül összefügg azok oldhatóságával, ami viszont az őket alkotó ionoktól függ. Minél kisebb egy hidroxidkation elektronegativitása, annál nagyobb a hidroxidcsoporthoz fűződő kötésének ionos jellege, ami megkönnyíti az ionizációt.

Figyelembe véve, hogy az elektronegativitás egy periodikus tulajdonság, amely egy perióduson keresztül balra, csoporton belül pedig lefelé csökken, a fém-hidroxidok bázikusságának összehasonlításakor a fémtől balra és lefelé annál lúgosabb lesz a hidroxid.

Vízben disszociáció nélkül oldható bázisok (molekuláris oldhatóság) esetében a bázikusságot az eredeti bázis stabilitása és a konjugált sav stabilitása közötti egyensúly, valamint a víz oldódási képessége határozza meg. hogy egyik vagy másik kémiai fajt szolvatálja.

Példák gyakori erős alapokra

Az előző részben található információk világos támpontot adnak számunkra az erős pontvédők azonosításához. Valójában a leggyakoribb erős bázisok az alkálifémek hidroxidjai (a periódusos rendszer 1. csoportja) és az alkáliföldfémek hidroxidjai (2. csoport). Ennek az az oka, hogy ezek a fémek a periódusos rendszer legkisebb elektronegatívjának felelnek meg. A leggyakoribb erős bázisok teljes listája a következő táblázatban található:

Megjegyzendő, hogy a három alkáliföldfém-hidroxid (kalcium, stroncium és bárium) rosszul oldódik vízben, ezért csak akkor tekinthető erős bázisnak, ha koncentrációjuk az oldhatóságuk alatt van, ami 0,01 M-nál kisebb koncentrációjú oldatokat jelent. .

a szuperbázisok

Különböző erős bázisok vízben való feloldásakor nem lehet megkülönböztetni, hogy melyik erősebb a másiknál. Ez az oka annak, hogy mindegyik erős bázisnak minősül, és gyakorlati okokból elfogadott, hogy mindegyik egyformán erős. A víz ugyanis kiegyenlítő hatással van az erős bázisokra (és a savakra is), mivel minden vízben disszociálódó erős bázis azonnal reakcióba lép a vízzel, eltávolítja a protonját és így hidroxidionokat hoz létre.

Emiatt a hidroxidion a legerősebb bázis, amely vizes közegben létezhet, függetlenül attól, hogy milyen erős a bázis, amely létrehozta. Olyan ez, mintha két harcos erejét össze akarnánk hasonlítani aszerint, hogy képesek-e legyőzni egy tehetetlen babát. Nyilvánvaló, hogy mindketten könnyen nyerik a harcot, és a baba nem fogja tudni megkülönböztetni, hogy ki a legerősebb.

A savakra és bázisokra vonatkozó Lewis-koncepció azonban kiterjeszti a sav-bázis reakciók megértését más közegekre és más oldószerekre is.

A bázikusság nem vizes közegben

Ha össze akarjuk hasonlítani a nagyon erős bázisok bázikusságát, akkor ezeket a víztől eltérő közegben kell feloldanunk. Visszatérve az előző példánkra, ez egyenértékű azzal, hogy ha meg akarjuk határozni, melyik harcos az erősebb, akkor egy ugyanolyan erős vagy még erősebb harcossal kell szembeállítani.

Ebben az értelemben feloldhatunk savakat és bázisokat más oldószerekben, amelyek a vízhez hasonlóan savként működhetnek bázisokkal reagálva, így az OH-nál erősebb konjugált bázis keletkezik – amely vizes oldatban ^keletkezik . Ezekben a környezetekben az Arrhenius savak és bázisok fogalma teljesen értelmét veszti. Továbbá, ha az aprotikus oldószereket vesszük figyelembe (amelyek nem tudnak protont adni vagy fogadni), akkor a Brønsted és Lowry sav-bázis koncepció sem felel meg. Azonban minden esetben továbbra is a Lewis-féle savakra és bázisokra vonatkozó koncepció érvényes.

Amikor számos vegyszer bázikusságát teszteljük a vízen kívüli oldószerekben, azt találjuk, hogy azok közül, amelyeket hagyományosan erős bázisoknak gondolunk, egyesek sokkal bázikusabbak, mint mások. A hidroxidok mint bázisok a hidroxidion bázikusságára korlátozódnak. Más bázisok azonban nem rendelkeznek ezzel a korlátozással, és nagyságrendekkel erősebbnek bizonyulnak, mint a hidroxidok.

Ezeket az bázisokat szuperbázisoknak nevezzük.

Példák a szuperbázisokra

A szuperbázisok többsége olyan anyagok konjugált bázisainak felel meg, amelyeket általában semlegesnek vagy akár gyenge bázisnak tartunk. Ne feledje, hogy konjugált bázis az, amit akkor kapunk, amikor egy sav elveszít egy protont, tehát a gyenge bázis konjugált bázisa az, amit akkor kapunk, amikor egy bázis (például ammónia vagy NH 3 ) savként reagál sav _helyett . alapon, amint azt a következő egyenlet mutatja:

Várható, hogy egy semleges anyag, amely önmagában hajlamos bázisként viselkedni, aligha fog savként viselkedni, így a konjugált bázis (a fenti példában az amidion vagy az NH 2 – ) nagyon erős lesz _. ^alap erős.

További példák a szuperbázisokra:

• Alkoxidionok sói (alkoholok konjugált bázisai), például nátrium- vagy kálium-metoxid, etoxid, propoxid és terc-butoxid.
• Alkánok konjugált bázisainak sói, amelyek karbanionokat tartalmaznak, például n-butil-lítium.
• Aminok amidjai és egyéb konjugált bázisai, például nátrium-amid, kálium-dietil-amid és lítium-bisz(trimetil-szilil)-amid.

Hivatkozások

Chang, R. (2020). Kémia (13. ^kiadás ). McGraw-Hill Interamericana.

Megkülönböztető. (2020, október 21.). Különbség az erős és gyenge savak és bázisok között (példákkal) . https://www.diferenciador.com/acidos-y-bases-fuertes-y-debiles/

A kémia útmutató. (2010, október 4.). Erős alap . https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/base-fuerte

Mott, V. (nd). Erős bázisok | Bevezetés a kémiába . Lumen tanulás. https://courses.lumenlearning.com/introchem/chapter/strong-bases/

Kémia.ES. (nd). strong_base . https://www.quimica.es/enciclopedia/Base_fuerte.html

Chemistry.NET. (nd). Példák az erős bázisra . https://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-base-fuerte.html

SciShow. (2017, február 2.). A világ legerősebb bázisai . Youtube. https://www.youtube.com/watch?v=GrPQv6QEI8Y