Τι είναι οι ισχυρές βάσεις;

Artículo revisado y aprobado por nuestro equipo editorial, siguiendo los criterios de redacción y edición de YuBrain.


Οι ισχυρές βάσεις είναι μια πολύ κοινή κατηγορία χημικών ενώσεων που είναι πολύ χρήσιμες τόσο στη βιομηχανία όσο και στο σπίτι. Η σημασία του έγκειται στον μεγάλο αριθμό σημαντικών και προφανώς διαφορετικών χημικών αντιδράσεων που μπορούν να ταξινομηθούν ως αντιδράσεις οξέος-βάσης. Επιπλέον, είναι επίσης σημαντικές λόγω του μεγάλου αριθμού αντιδράσεων των οποίων ο μηχανισμός αντίδρασης αρχίζει ή περιλαμβάνει, σε κάποιο στάδιο της διαδικασίας, μια αντίδραση οξέος-βάσης στην οποία η βάση πρέπει να είναι ισχυρή για να μπορεί να αντιδράσει με ένα σημαντικά ασθενές οξύ. .

Προχωρώντας, θα συζητήσουμε ποια είναι τα θεμέλια και τι κάνει ένα θεμέλιο ισχυρό. Επιπλέον, θα δούμε παραδείγματα των πιο κοινών ισχυρών βάσεων, καθώς και μια κατηγορία ακόμη ισχυρότερων βάσεων που ονομάζονται σούπερ βάσεις.

βασική ιδέα

Στη χημεία υπάρχουν τρεις θεωρίες για τις αντιδράσεις οξέος-βάσης , καθεμία από τις οποίες ορίζει τις βάσεις με διαφορετικό τρόπο:

  • Η θεωρία οξέος-βάσης Arrhenius
  • Η θεωρία οξέος-βάσης Brønsted-Lowry
  • Θεωρία οξέος-βάσης Lewis

Βάσεις Arrhenius

Η παλαιότερη θεωρία είναι αυτή του Arrhenius, σύμφωνα με την οποία βάση είναι κάθε ουσία ικανή να απελευθερώνει ιόντα υδροξειδίου όταν διασπάται σε υδατικό διάλυμα. Με αυτή την έννοια, η έννοια των βάσεων Arrhenius υπονοεί ότι οι μόνες βάσεις είναι τα ιοντικά υδροξείδια των διαφόρων μετάλλων και μεταλλοειδών, τα οποία διασπώνται στο νερό σύμφωνα με την ακόλουθη εξίσωση:

Διάσπαση ισχυρής βάσης Arrhenius

όπου το Χ αντιπροσωπεύει το σθένος του μεταλλικού κατιόντος. Αν και όλες οι χημικές ουσίες που συμμορφώνονται με την παραπάνω αντίδραση είναι πράγματι βάσεις, δεν έχουν όλες οι ουσίες που συμπεριφέρονται σαν βάσεις ιόντα υδροξειδίου ως μέρος της δομής τους. Επομένως, η έννοια των βάσεων Arrhenius είναι ελλιπής.

Βάσεις Brønsted–Lowry

Οι Brønsted και Lowry ανέπτυξαν μια θεωρία οξέος-βάσης που αλλάζει τον τρόπο που βλέπουμε τις αντιδράσεις οξέος-βάσης και, κατ’ επέκταση, τον τρόπο που βλέπουμε τα οξέα και τις βάσεις. Σύμφωνα με αυτούς τους συγγραφείς, τα οξέα και οι βάσεις δεν μπορούν να διαχωριστούν χωριστά, προκαλώντας ιόντα υδροξειδίου ή πρωτόνια, όπως υποδεικνύεται από τον Arrhenius. Αντίθετα, για να λειτουργήσει μια ουσία ως βάση, πρέπει απαραίτητα να αντιδράσει με ένα οξύ, γι’ αυτό και ονομάζονται αντιδράσεις οξέος-βάσης.

Η ιδέα των Brønsted και Lowry ήταν να ορίσουν ένα οξύ ως μια ουσία ικανή να δώσει ένα πρωτόνιο (ιόν H + ) και μια βάση ως μια ουσία ικανή να δεχτεί ένα πρωτόνιο. Με αυτόν τον τρόπο, οι βάσεις δεν αναγκάζονται πλέον να απελευθερώνουν ιόντα υδροξειδίου απευθείας, αλλά μπορούν να τα παράγουν σε ένα υδατικό διάλυμα αφαιρώντας ένα πρωτόνιο από το νερό, σύμφωνα με την ακόλουθη εξίσωση:

Ορισμός βάσης Brønsted-Lowry

Αυτή η ιδέα περιλαμβάνει τις παραδοσιακές βάσεις Arrhenius, καθώς τα ιόντα υδροξειδίου από μια βάση Arrhenius μπορούν να αφαιρέσουν ένα πρωτόνιο από το νερό για να δημιουργήσουν άλλα ιόντα υδροξειδίου. Περιλαμβάνει επίσης άλλες ουσίες όπως η αμμωνία, η οποία, παρόλο που δεν έχει ιόντα ΟΗ στη δομή της, μπορεί να δημιουργήσει αυτά τα ιόντα σε υδατικό διάλυμα μέσω της αντίδρασης που φαίνεται παραπάνω.

Βάσεις Lewis

Τέλος, ο Lewis ανέπτυξε μια θεωρία χημικών δεσμών που όχι μόνο συμφωνεί με την έννοια των αντιδράσεων οξέος-βάσης που προτάθηκαν από τους Brønsted και Lowry, αλλά και τις εξηγεί. Σύμφωνα με τον Lewis, οι βάσεις είναι ουσίες πλούσιες σε ηλεκτρόνια και διαθέτουν τουλάχιστον ένα ζεύγος ελεύθερων ηλεκτρονίων που μπορούν να δοθούν σε ένα οξύ προκειμένου να σχηματιστεί ένας συντεταγμένος ή δοτικός ομοιοπολικός δεσμός . Από την άλλη πλευρά, ένα οξύ Lewis είναι η ουσία εκείνη με έλλειψη ηλεκτρονίων που είναι ικανή να δεχτεί το ζεύγος ηλεκτρονίων από τη βάση.

Ορισμός βάσης Lewis

Η έννοια του Lewis για τα οξέα και τις βάσεις είναι η πιο ευρεία και ακριβέστερη από όλες, καθώς, εκτός από το ότι εφαρμόζεται σε αντιδράσεις οξέος-βάσης στην υδατική φάση (όπου η οξύτητα και η βασικότητα βρήκαν τις πρώτες τους εφαρμογές). Μας επιτρέπει επίσης να κατανοήσουμε τη συμπεριφορά των οξέων και των βάσεων σε άλλα μέσα και διαφορετικούς διαλύτες.

Χάρη ακριβώς σε αυτό το γεγονός, είναι δυνατός ο χαρακτηρισμός και ο ορισμός μιας οικογένειας βάσεων πολύ ισχυρότερων από τις βάσεις που συνήθως θεωρούμε ισχυρές βάσεις και οι οποίες, επομένως, ονομάζονται υπερβάσεις.

Τι είναι οι ισχυρές βάσεις;

Μια ισχυρή βάση είναι μια βάση Arrhenius που διασπάται πλήρως σε υδατικό διάλυμα. Με άλλα λόγια, ισχυρές βάσεις είναι εκείνα τα υδροξείδια που είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες και που όταν διαλυθούν στο νερό ιονίζονται πλήρως, δημιουργώντας έτσι τη μέγιστη δυνατή ποσότητα ιόντων υδροξειδίου (OH ) και το αντίστοιχο μεταλλικό κατιόν τους.

Μπορούμε να δούμε τον ιονισμό μιας ισχυρής βάσης ως μια αντίδραση διάστασης που συμβαίνει μόνο προς μία κατεύθυνση, όπου όλη η διαλυόμενη βάση περνά στην υδατική κατάσταση ως ιόντα:

Καθορισμός μιας ισχυρής βάσης

Αυτό διακρίνει τις ισχυρές βάσεις από τις αδύναμες βάσεις, οι οποίες είναι είτε ελαφρώς διαλυτά στερεά που κορεσθούν γρήγορα, καθιερώνοντας μια ισορροπία διαλυτότητας όπως η ακόλουθη:

Ορισμός αδύναμης βάσης

Ή είναι ενώσεις που όταν διαλύονται, μόνο ένα μέρος των μορίων διασπάται, λόγω της δημιουργίας μιας ομοιογενούς ισορροπίας όπως ένα από τα ακόλουθα:

Ορισμός αδύναμης βάσης

Ορισμός αδύναμης βάσης

Η έννοια της ισχυρής βάσης ισχύει κυρίως για τη συμπεριφορά των βάσεων σε υδατικό διάλυμα και συνήθως περιορίζεται μόνο σε ορισμένες βάσεις Arrhenius.

Παράγοντες που καθορίζουν αν μια βάση είναι ισχυρή ή αδύναμη

Ο βασικός χαρακτήρας μιας ουσίας καθορίζεται από διάφορους παράγοντες. Αρχικά, στην περίπτωση των υδροξειδίων, η βασικότητα σχετίζεται άμεσα με τη διαλυτότητά τους, η οποία, με τη σειρά της, εξαρτάται από τα ιόντα που τα αποτελούν. Όσο μικρότερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα ενός κατιόντος υδροξειδίου, τόσο μεγαλύτερος είναι ο ιοντικός χαρακτήρας του δεσμού του με την ομάδα υδροξειδίου, γεγονός που διευκολύνει τον ιονισμό του.

Λαμβάνοντας υπόψη ότι η ηλεκτραρνητικότητα είναι μια περιοδική ιδιότητα που μειώνεται προς τα αριστερά σε μια περίοδο και προς τα κάτω σε μια ομάδα, όταν συγκρίνουμε τη βασικότητα των υδροξειδίων μετάλλων, όσο πιο αριστερά και κάτω είναι το μέταλλο, πιο βασικό θα είναι το υδροξείδιο.

Στην περίπτωση βάσεων που μπορούν να διαλυθούν στο νερό χωρίς διάσπαση (μοριακή διαλυτότητα), η βασικότητα καθορίζεται από μια ισορροπία μεταξύ της σταθερότητας της αρχικής βάσης σε σύγκριση με τη σταθερότητα του συζυγούς οξέος της και από την ικανότητα του νερού να διαλύεται. για τη διαλυτοποίηση ενός ή του άλλου χημικού είδους.

Παραδείγματα κοινών ισχυρών βάσεων

Οι πληροφορίες στην προηγούμενη ενότητα μας παρέχουν μια σαφή ένδειξη για να αναγνωρίσουμε τους δυνατούς πόιντ γκαρντ. Στην πραγματικότητα, οι πιο κοινές ισχυρές βάσεις είναι τα υδροξείδια των μετάλλων αλκαλίων (ομάδα 1 του περιοδικού πίνακα) και μερικά από τα υδροξείδια των μετάλλων των αλκαλικών γαιών (ομάδα 2). Αυτό συμβαίνει γιατί αυτά τα μέταλλα αντιστοιχούν στο λιγότερο ηλεκτραρνητικό του περιοδικού πίνακα. Η πλήρης λίστα των πιο κοινών ισχυρών βάσεων παρουσιάζεται στον παρακάτω πίνακα:

Υδροξείδιο λιθίου (LiOH) Υδροξείδιο του νατρίου (NaOH) Υδροξείδιο του Καλίου (KOH)
υδροξείδιο του ρουβιδίου (RbOH) Υδροξείδιο καισίου (CsOH) Υδροξείδιο του ασβεστίου (Ca(OH) 2 )
Υδροξείδιο του στροντίου (Sr(OH) 2 ) Υδροξείδιο του βαρίου (Ba(OH) 2 )  

Πρέπει να σημειωθεί ότι τα τρία υδροξείδια μετάλλων αλκαλικών γαιών (ασβέστιο, στρόντιο και βάριο) είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό, επομένως μπορούν να θεωρηθούν ισχυρές βάσεις μόνο εάν η συγκέντρωσή τους είναι χαμηλότερη από τη διαλυτότητά τους, πράγμα που σημαίνει διαλύματα με συγκέντρωση μικρότερη από 0,01 M .

οι υπερβάσεις

Όταν διαλύονται διαφορετικές ισχυρές βάσεις στο νερό δεν είναι δυνατό να διακρίνουμε ποια είναι ισχυρότερη από την άλλη. Γι’ αυτό το λόγο κατατάσσονται όλες ως ισχυρές βάσεις και, για πρακτικούς λόγους, είναι αποδεκτό ότι όλες είναι εξίσου ισχυρές. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι το νερό έχει μια ισοπεδωτική επίδραση στις ισχυρές βάσεις (και στα οξέα επίσης), καθώς κάθε ισχυρή βάση που διασπάται στο νερό αντιδρά αμέσως με το νερό, αφαιρώντας το πρωτόνιό του και έτσι δημιουργώντας ιόντα υδροξειδίου.

Για το λόγο αυτό, το ιόν υδροξειδίου είναι η ισχυρότερη βάση που μπορεί να υπάρχει σε ένα υδατικό μέσο, ​​ανεξάρτητα από το πόσο ισχυρή είναι η βάση που το δημιούργησε. Είναι σαν να θέλεις να συγκρίνεις τη δύναμη δύο μαχητών με βάση την ικανότητά τους να νικήσουν ένα ανυπεράσπιστο μωρό. Είναι προφανές ότι και οι δύο θα κερδίσουν τον αγώνα εύκολα και το μωρό δεν θα επιτρέψει να διακρίνει ποιος είναι ο πιο δυνατός.

Ωστόσο, η έννοια του Lewis για τα οξέα και τις βάσεις επεκτείνει την κατανόησή μας για τις αντιδράσεις οξέος-βάσης σε άλλα μέσα και άλλους διαλύτες.

Η βασικότητα σε μη υδατικά μέσα

Αν θέλουμε να συγκρίνουμε τη βασικότητα των πολύ ισχυρών βάσεων, τότε πρέπει να τις διαλύσουμε σε μέσα εκτός του νερού. Επιστρέφοντας στο προηγούμενο παράδειγμά μας, αυτό ισοδυναμεί με το να πούμε ότι αν θέλουμε να προσδιορίσουμε ποιος μαχητής είναι ισχυρότερος, πρέπει να τον αντιμετωπίσουμε με έναν εξίσου δυνατό ή ακόμα πιο δυνατό μαχητή.

Με αυτή την έννοια, μπορούμε να διαλύσουμε οξέα και βάσεις σε άλλους διαλύτες που, όπως το νερό, μπορούν να δράσουν ως οξέα όταν αντιδρούν με βάσεις, δημιουργώντας έτσι μια συζυγή βάση που είναι ισχυρότερη από το ΟΗ – το οποίο παράγεται σε υδατικό διάλυμα . Σε αυτά τα περιβάλλοντα, η έννοια του Arrhenius για οξέα και βάσεις χάνει εντελώς το νόημά της. Επιπλέον, αν λάβουμε υπόψη τους απρωτικούς διαλύτες (που δεν μπορούν να δωρίσουν ή να λάβουν πρωτόνια), τότε η έννοια της οξεοβασικής βάσης Brønsted και Lowry δεν ταιριάζει. Ωστόσο, σε όλες τις περιπτώσεις, η έννοια του Lewis για οξέα και βάσεις εξακολουθεί να ισχύει.

Όταν δοκιμάζουμε τη βασικότητα πολλών χημικών ουσιών σε διαλύτες εκτός από το νερό, διαπιστώνουμε ότι μεταξύ αυτών που παραδοσιακά θεωρούμε ισχυρές βάσεις, μερικές είναι πολύ πιο βασικές από άλλες. Τα υδροξείδια ως βάσεις περιορίζονται στη βασικότητα του ιόντος υδροξειδίου. Ωστόσο, άλλες βάσεις δεν έχουν αυτόν τον περιορισμό και αποδεικνύονται ότι είναι τάξεις μεγέθους ισχυρότερες από τα υδροξείδια.

Αυτές οι βάσεις ονομάζονται υπερβάσεις.

Παραδείγματα Superbases

Οι περισσότερες από τις υπερβάσεις αντιστοιχούν στις συζευγμένες βάσεις ουσιών που συνήθως θεωρούμε ότι είναι ουδέτερες ή και ασθενείς βάσεις. Να θυμάστε ότι μια συζευγμένη βάση είναι αυτό που παίρνετε όταν ένα οξύ χάνει ένα πρωτόνιο, επομένως η συζευγμένη βάση μιας αδύναμης βάσης είναι αυτή που παίρνετε όταν μια βάση (όπως αμμωνία ή NH 3) αντιδρά ως οξύ αντί για οξύ . βάση, όπως φαίνεται από την ακόλουθη εξίσωση:

Ορισμός παραδείγματος υπερβάσης

Είναι αναμενόμενο ότι μια ουδέτερη ουσία που από μόνη της έχει την τάση να συμπεριφέρεται σαν βάση δύσκολα θα συμπεριφέρεται σαν οξύ, επομένως η συζευγμένη βάση (στο παραπάνω παράδειγμα, το ιόν αμιδίου ή NH 2 – ) θα είναι πολύ ισχυρή βάση . δυνατός.

Άλλα παραδείγματα υπερβάσεων είναι:

  • Άλατα ιόντων αλκοξειδίου (οι συζευγμένες βάσεις των αλκοολών) όπως το μεθοξείδιο του νατρίου ή του καλίου, το αιθοξείδιο, το προποξείδιο και το τριτοβουτοξείδιο.
  • Άλατα των συζευγμένων βάσεων των αλκανίων που έχουν καρβανιόντα όπως το ν-βουτυλολίθιο.
  • Αμίδια και άλλες συζευγμένες βάσεις αμινών όπως αμίδιο νατρίου, διαιθυλαμίδιο καλίου και δις(τριμεθυλοσιλυλο)αμίδιο λιθίου.

βιβλιογραφικές αναφορές

Chang, R. (2020). Χημεία (13η έκδ .). McGraw-Hill Interamericana.

Διαφοροποιητής. (2020, 21 Οκτωβρίου). Διαφορά μεταξύ ισχυρών και αδύναμων οξέων και βάσεων (με παραδείγματα) . https://www.diferenciador.com/acidos-y-bases-fuertes-y-debiles/

Ο Οδηγός Χημείας. (2010, 4 Οκτωβρίου). Ισχυρή βάση . https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/base-fuerte

Mott, V. (nd). Ισχυρές Βάσεις | Εισαγωγή στη Χημεία . Lumen Learning. https://courses.lumenlearning.com/introchem/chapter/strong-bases/

Χημείας.Ε.Σ. (ν). ισχυρή_βάση . https://www.quimica.es/enciclopedia/Base_fuerte.html

Chemistry.NET. (ν). Παραδείγματα Ισχυρής Βάσης . https://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-base-fuerte.html

SciShow. (2017, 2 Φεβρουαρίου). Οι ισχυρότερες βάσεις στον κόσμο . Youtube. https://www.youtube.com/watch?v=GrPQv6QEI8Y

-Διαφήμιση-

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

Artículos relacionados