Was sind starke Basen?

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Starke Basen sind eine sehr verbreitete Klasse chemischer Verbindungen, die sowohl in der Industrie als auch im Haushalt sehr nützlich sind. Seine Bedeutung liegt in der großen Anzahl wichtiger und scheinbar unterschiedlicher chemischer Reaktionen, die als Säure-Base-Reaktionen klassifiziert werden können. Darüber hinaus sind sie auch wegen der großen Anzahl von Reaktionen wichtig, deren Reaktionsmechanismus an irgendeinem Punkt des Prozesses eine Säure-Base-Reaktion beginnt oder umfasst, bei der die Base stark sein muss, um mit einer beträchtlich schwachen Säure zu reagieren.

Im Folgenden werden wir besprechen, was Stiftungen sind und was eine Stiftung stark macht. Darüber hinaus sehen wir uns Beispiele für die gebräuchlicheren starken Basen sowie eine Kategorie noch stärkerer Basen an, die als Superbasen bezeichnet werden.

Basiskonzept

In der Chemie gibt es drei Theorien über Säure-Base- Reaktionen , die Basen jeweils anders definieren:

  • Die Säure-Base-Theorie von Arrhenius
  • Die Säure-Base-Theorie von Brønsted-Lowry
  • Lewis-Säure-Base-Theorie

Arrhenius-Basen

Die älteste Theorie ist die von Arrhenius, wonach eine Base jede Substanz ist, die in der Lage ist, Hydroxidionen freizusetzen, wenn sie in wässriger Lösung dissoziiert. In diesem Sinne impliziert das Konzept der Arrhenius-Basen, dass die einzigen Basen die ionischen Hydroxide der verschiedenen Metalle und Metalloide sind, die in Wasser gemäß der folgenden Gleichung dissoziieren:

Dissoziation einer starken Arrhenius-Base

wobei X die Wertigkeit des Metallkations darstellt. Obwohl alle Chemikalien, die der obigen Reaktion entsprechen, tatsächlich Basen sind, haben nicht alle Substanzen, die sich wie Basen verhalten, Hydroxidionen als Teil ihrer Struktur. Daher ist das Konzept der Arrhenius-Basen unvollständig.

Brønsted-Lowry-Stützpunkte

Brønsted und Lowry entwickelten eine Säure-Base-Theorie, die die Art und Weise verändert, wie wir Säure-Base-Reaktionen und damit auch Säuren und Basen betrachten. Laut diesen Autoren können Säuren und Basen nicht getrennt dissoziiert werden, was zu Hydroxidionen oder Protonen führt, wie von Arrhenius angegeben. Im Gegenteil, damit ein Stoff als Base wirken kann, muss er zwangsläufig mit einer Säure reagieren, weshalb sie Säure-Base-Reaktionen genannt werden.

Die Idee von Brønsted und Lowry bestand darin, eine Säure als eine Substanz zu definieren, die ein Proton (H + -Ion) abgeben kann, und eine Base als eine Substanz, die ein Proton aufnehmen kann. Auf diese Weise werden die Basen nicht mehr gezwungen, Hydroxidionen direkt freizusetzen, sondern können diese in wässriger Lösung erzeugen, indem sie dem Wasser ein Proton entziehen, gemäß folgender Gleichung:

Definition einer Brønsted-Lowry-Basis

Dieses Konzept umfasst traditionelle Arrhenius-Basen, da Hydroxidionen von einer Arrhenius-Base ein Proton aus Wasser entfernen können, um andere Hydroxidionen zu erzeugen. Es umfasst auch andere Substanzen wie Ammoniak, das, obwohl es keine OH-Ionen in seiner Struktur hat, diese Ionen in wässriger Lösung durch die oben gezeigte Reaktion erzeugen kann.

Lewis-Basen

Schließlich entwickelte Lewis eine Theorie der chemischen Bindung , die nicht nur mit dem von Brønsted und Lowry vorgeschlagenen Konzept der Säure-Base-Reaktionen übereinstimmt, sondern sie auch erklärt. Basen sind laut Lewis elektronenreiche Substanzen, die mindestens ein Paar freier Elektronen besitzen, die an eine Säure abgegeben werden können, um eine koordinative oder dativ -kovalente Bindung zu bilden. Andererseits ist eine Lewis-Säure diejenige elektronenarme Substanz, die in der Lage ist, das Elektronenpaar von der Base aufzunehmen.

Definition einer Lewis-Base

Lewis‘ Konzept von Säuren und Basen ist das breiteste und präziseste von allen, da es neben der Anwendung auf Säure-Base-Reaktionen in der wässrigen Phase (wo Acidität und Basizität ihre ersten Anwendungen fanden) verwendet wurde. es erlaubt uns auch, das Verhalten von Säuren und Basen in anderen Medien und verschiedenen Lösungsmitteln zu verstehen.

Gerade dank dieser Tatsache ist es möglich, eine Familie von Basen zu charakterisieren und zu definieren, die viel stärker sind als die Basen, die wir normalerweise als starke Basen betrachten und die daher als Superbasen bezeichnet werden.

Was sind starke Basen?

Eine starke Base ist eine Arrhenius-Base, die in wässriger Lösung vollständig dissoziiert. Mit anderen Worten, starke Basen sind solche Hydroxide, die starke Elektrolyte sind und die, wenn sie in Wasser gelöst werden, vollständig ionisieren und so die maximal mögliche Menge an Hydroxidionen (OH ) und ihrem entsprechenden Metallkation erzeugen.

Wir können die Ionisierung einer starken Base als eine Dissoziationsreaktion auffassen, die nur in einer Richtung abläuft, wobei die gesamte sich lösende Base als Ionen in den wässrigen Zustand übergeht:

Ein starkes Fundament definieren

Dies unterscheidet starke Basen von schwachen Basen, die entweder schwer lösliche Feststoffe sind, die schnell gesättigt sind und ein Löslichkeitsgleichgewicht wie das folgende herstellen:

Definition einer schwachen Base

Oder sie sind Verbindungen, die, wenn sie gelöst werden, nur ein Teil der Moleküle dissoziieren, weil sich ein homogenes Gleichgewicht wie eines der folgenden einstellt:

Definition einer schwachen Base

Definition einer schwachen Base

Das Konzept der starken Base gilt hauptsächlich für das Verhalten von Basen in wässriger Lösung und ist normalerweise nur auf einige Arrhenius-Basen beschränkt.

Faktoren, die bestimmen, ob eine Base stark oder schwach ist

Der Grundcharakter eines Stoffes wird durch mehrere Faktoren bestimmt. Zunächst einmal steht bei Hydroxiden die Basizität in direktem Zusammenhang mit ihrer Löslichkeit, die wiederum von den Ionen abhängt, aus denen sie bestehen. Je niedriger die Elektronegativität eines Hydroxidkations ist, desto größer ist der ionische Charakter seiner Bindung mit der Hydroxidgruppe, was seine Ionisierung erleichtert.

In Anbetracht der Tatsache, dass die Elektronegativität eine periodische Eigenschaft ist, die über eine Periode nach links und über eine Gruppe nach unten abnimmt, gilt beim Vergleich der Basizität von Metallhydroxiden, dass das Hydroxid umso basischer ist, je weiter links und unten das Metall ist.

Bei Basen, die ohne Dissoziation in Wasser gelöst werden können (molekulare Löslichkeit), wird die Basizität durch ein Gleichgewicht zwischen der Stabilität der ursprünglichen Base im Vergleich zur Stabilität ihrer konjugierten Säure und durch die Fähigkeit des Wassers, sich zu lösen, bestimmt. um die eine oder andere chemische Spezies zu solvatisieren.

Beispiele für gängige starke Basen

Die Informationen im vorherigen Abschnitt geben uns einen klaren Hinweis, um die starken Point Guards zu identifizieren. Tatsächlich sind die häufigsten starken Basen die Hydroxide der Alkalimetalle (Gruppe 1 des Periodensystems) und einige der Hydroxide der Erdalkalimetalle (Gruppe 2). Dies liegt daran, dass diese Metalle den am wenigsten elektronegativen des Periodensystems entsprechen. Die vollständige Liste der häufigsten starken Basen ist in der folgenden Tabelle aufgeführt:

Lithiumhydroxid (LiOH) Natriumhydroxid (NaOH) Kaliumhydroxid (KOH)
Rubidiumhydroxid (RbOH) Cäsiumhydroxid (CsOH) Calciumhydroxid (Ca(OH) 2 )
Strontiumhydroxid (Sr(OH) 2 ) Bariumhydroxid (Ba(OH) 2 )  

Es sollte beachtet werden, dass die drei Erdalkalimetallhydroxide (Kalzium, Strontium und Barium) in Wasser schlecht löslich sind, sodass sie nur dann als starke Basen angesehen werden können, wenn ihre Konzentration unter ihrer Löslichkeit liegt, was Lösungen mit einer Konzentration von weniger als 0,01 M impliziert .

die Superbasen

Beim Auflösen verschiedener starker Basen in Wasser ist es nicht möglich zu unterscheiden, welche stärker ist als die andere. Aus diesem Grund werden sie alle als starke Basen eingestuft, und aus praktischen Gründen wird angenommen, dass alle gleich stark sind. Denn Wasser hat eine nivellierende Wirkung auf starke Basen (und auch auf Säuren), da jede starke Base, die in Wasser dissoziiert, sofort mit Wasser reagiert, ihr Proton entfernt und somit Hydroxid-Ionen erzeugt.

Aus diesem Grund ist das Hydroxidion die stärkste Base, die in einem wässrigen Medium existieren kann, unabhängig davon, wie stark die Base ist, die es erzeugt hat. Es ist, als wollte man die Stärke zweier Kämpfer anhand ihrer Fähigkeit vergleichen, ein wehrloses Baby zu schlagen. Es ist offensichtlich, dass beide den Kampf leicht gewinnen werden und das Baby nicht zulassen wird, zu unterscheiden, wer der Stärkste ist.

Das Lewis-Konzept von Säuren und Basen erweitert jedoch unser Verständnis von Säure-Base-Reaktionen auf andere Medien und andere Lösungsmittel.

Die Basizität in nichtwässrigen Medien

Wenn wir die Basizität sehr starker Basen vergleichen wollen, müssen wir sie in anderen Medien als Wasser lösen. Um auf unser vorheriges Beispiel zurückzukommen, ist dies gleichbedeutend mit der Aussage, dass wir, wenn wir feststellen wollen, welcher Kämpfer der stärkere ist, ihn gegen einen gleich starken oder sogar stärkeren Kämpfer stellen müssen.

In diesem Sinne können wir Säuren und Basen in anderen Lösungsmitteln auflösen, die wie Wasser bei der Reaktion mit Basen als Säuren wirken können, wodurch eine konjugierte Base entsteht, die stärker ist als OH – das in wässriger Lösung entsteht . In diesen Umgebungen verliert das Arrhenius-Konzept von Säuren und Basen vollständig seine Bedeutung. Wenn wir außerdem aprotische Lösungsmittel betrachten (die keine Protonen abgeben oder aufnehmen können), passt das Säure-Base-Konzept von Brønsted und Lowry ebenfalls nicht. In allen Fällen gilt jedoch immer noch das Lewis-Konzept von Säuren und Basen.

Wenn wir die Basizität vieler Chemikalien in anderen Lösungsmitteln als Wasser testen, stellen wir fest, dass einige der Basen, die wir traditionell als starke Basen bezeichnen, viel basischer sind als andere. Hydroxide als Basen sind auf die Basizität des Hydroxidions beschränkt. Andere Basen haben diese Einschränkung jedoch nicht und erweisen sich als um Größenordnungen stärker als Hydroxide.

Diese Basen werden Superbasen genannt.

Beispiele für Superbasen

Die meisten Superbasen entsprechen den konjugierten Basen von Substanzen, die wir normalerweise als neutrale oder sogar schwache Basen betrachten. Denken Sie daran, dass eine konjugierte Base das ist, was Sie erhalten, wenn eine Säure ein Proton verliert, also ist die konjugierte Base einer schwachen Base das, was Sie erhalten, wenn eine Base (wie Ammoniak oder NH 3 ) als Säure statt als Säure reagiert Basis, wie die folgende Gleichung zeigt:

Definition einer beispielhaften Superbase

Es ist zu erwarten, dass sich eine neutrale Substanz, die selbst dazu neigt, sich wie eine Base zu verhalten, kaum wie eine Säure verhält, sodass die konjugierte Base (im obigen Beispiel das Amidid-Ion oder NH 2 – ) sehr stark sein wird Basis .stark.

Andere Beispiele für Superbasen sind:

  • Salze von Alkoxidionen (die konjugierten Basen von Alkoholen) wie Natrium- oder Kaliummethoxid, -ethoxid, -propoxid und -tertbutoxid.
  • Salze der konjugierten Basen von Alkanen mit Carbanionen wie n-Butyllithium.
  • Amide und andere konjugierte Basen von Aminen wie Natriumamid, Kaliumdiethylamid und Lithiumbis(trimethylssilyl)amid.

Verweise

Chang, R. (2020). Chemie (13. Aufl .). McGraw-Hill Interamericana.

Unterscheidungsmerkmal. (2020, 21. Oktober). Unterschied zwischen starken und schwachen Säuren und Basen (mit Beispielen) . https://www.diferenciador.com/acidos-y-bases-fuertes-y-debiles/

Der Chemieführer. (2010, 4. Oktober). Starke Basis . https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/base-fuerte

Mott, V. (oJ). Starke Basen | Einführung in die Chemie . Lumen-Lernen. https://courses.lumenlearning.com/introchem/chapter/strong-bases/

Chemie.ES. (nd). starke_basis . https://www.quimica.es/enciclopedia/Base_fuerte.html

Chemie.NET. (nd). Beispiele für starke Basen . https://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-base-fuerte.html

SciShow. (2017, 2. Februar). Die stärksten Stützpunkte der Welt . Youtube. https://www.youtube.com/watch?v=GrPQv6QEI8Y

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Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

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