Que sont les bases fortes ?

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Les bases fortes sont une classe très courante de composés chimiques qui sont très utiles à la fois dans l’industrie et à la maison. Son importance réside dans le grand nombre de réactions chimiques importantes et apparemment différentes qui peuvent être classées comme réactions acide-base. De plus, ils sont également importants en raison du grand nombre de réactions dont le mécanisme réactionnel amorce ou implique, à un certain stade du procédé, une réaction acide-base dans laquelle la base doit être forte pour réagir avec un acide considérablement faible.

À l’avenir, nous discuterons de ce que sont les fondations et de ce qui rend une fondation solide. De plus, nous examinerons des exemples de bases fortes plus courantes, ainsi qu’une catégorie de bases encore plus fortes appelées super bases.

concept de base

En chimie, il existe trois théories sur les réactions acido-basiques , chacune définissant les bases d’une manière différente :

  • La théorie acide-base d’Arrhenius
  • La théorie acide-base de Brønsted-Lowry
  • Théorie acide-base de Lewis

Bases d’Arrhénius

La théorie la plus ancienne est celle d’Arrhenius, selon laquelle une base est toute substance capable de libérer des ions hydroxyde lors de sa dissociation en solution aqueuse. En ce sens, le concept de bases d’Arrhenius implique que les seules bases sont les hydroxydes ioniques des différents métaux et métalloïdes, qui se dissocient dans l’eau selon l’équation suivante :

Dissociation d'une base d'Arrhenius forte

où X représente la valence du cation métallique. Bien que tous les produits chimiques qui se conforment à la réaction ci-dessus soient en effet des bases, toutes les substances qui se comportent comme des bases n’ont pas d’ions hydroxyde dans leur structure. Par conséquent, le concept de bases d’Arrhenius est incomplet.

Bases de Brønsted – Lowry

Brønsted et Lowry ont développé une théorie acido-basique qui change notre façon de voir les réactions acido-basiques et, par extension, notre façon de voir les acides et les bases. Selon ces auteurs, les acides et les bases ne peuvent être dissociés séparément, donnant naissance à des ions hydroxydes ou protons, comme l’indique Arrhenius. Au contraire, pour qu’une substance agisse comme une base, elle doit nécessairement réagir avec un acide, c’est pourquoi on les appelle réactions acide-base.

L’idée de Brønsted et Lowry était de définir un acide comme une substance capable de donner un proton (ion H + ) et une base comme une substance capable d’accepter un proton. De cette façon, les bases ne sont plus obligées de libérer directement des ions hydroxydes, mais peuvent les générer en solution aqueuse en retirant un proton de l’eau, selon l’équation suivante :

Définition d'une base de Brønsted-Lowry

Ce concept englobe les bases Arrhenius traditionnelles, puisque les ions hydroxyde d’une base Arrhenius peuvent éliminer un proton de l’eau pour générer d’autres ions hydroxyde. Il comprend également d’autres substances telles que l’ammoniac, qui, bien qu’il n’ait pas d’ions OH dans sa structure, peut générer ces ions en solution aqueuse par la réaction décrite ci-dessus.

Bases de Lewis

Enfin, Lewis a développé une théorie de la liaison chimique qui non seulement est en accord avec le concept de réactions acide-base proposé par Brønsted et Lowry, mais les explique également. Selon Lewis, les bases sont des substances riches en électrons et qui possèdent au moins une paire d’électrons libres qui peuvent être donnés à un acide afin de former une liaison covalente coordonnée ou dative . D’autre part, un acide de Lewis est cette substance déficiente en électrons qui est capable d’accepter la paire d’électrons de la base.

Définition d'une base de Lewis

Le concept d’acides et de bases de Lewis est le plus large et le plus précis de tous, puisqu’en plus de s’appliquer aux réactions acide-base en phase aqueuse (où l’acidité et la basicité ont trouvé leurs premières applications). il nous permet également de comprendre le comportement des acides et des bases dans d’autres milieux et différents solvants.

C’est précisément grâce à ce fait qu’il est possible de caractériser et de définir une famille de bases beaucoup plus fortes que les bases que l’on considère généralement comme des bases fortes, et qui sont donc appelées superbases.

Que sont les bases fortes ?

Une base forte est une base d’Arrhenius qui se dissocie complètement en solution aqueuse. En d’autres termes, les bases fortes sont les hydroxydes qui sont des électrolytes forts et qui, lorsqu’ils sont dissous dans l’eau, s’ionisent complètement, générant ainsi la quantité maximale possible d’ions hydroxyde (OH ) et leur cation métallique correspondant.

On peut voir l’ionisation d’une base forte comme une réaction de dissociation qui ne se produit que dans un sens, par laquelle toute la base dissolvante passe à l’état aqueux sous forme d’ions :

Définir une base solide

Cela distingue les bases fortes des bases faibles, qui sont soit des solides peu solubles qui saturent rapidement, établissant un équilibre de solubilité comme suit :

Définition d'une base faible

Ou ce sont des composés qui, lorsqu’ils sont dissous, seule une partie des molécules se dissocient, en raison de l’établissement d’un équilibre homogène tel que l’un des suivants :

Définition d'une base faible

Définition d'une base faible

Le concept de base forte s’applique principalement au comportement des bases en solution aqueuse et se limite généralement à certaines bases d’Arrhenius.

Facteurs qui déterminent si une base est forte ou faible

Le caractère fondamental d’une substance est déterminé par plusieurs facteurs. Pour commencer, dans le cas des hydroxydes, la basicité est directement liée à leur solubilité, qui, à son tour, dépend des ions qui les composent. Plus l’électronégativité d’un cation hydroxyde est faible, plus le caractère ionique de sa liaison avec le groupement hydroxyde est important, ce qui facilite son ionisation.

Considérant que l’électronégativité est une propriété périodique qui diminue vers la gauche sur une période et vers le bas sur un groupe, lorsque l’on compare la basicité des hydroxydes métalliques, plus le métal est éloigné vers la gauche et vers le bas, plus l’hydroxyde sera basique.

Dans le cas des bases pouvant être dissoutes dans l’eau sans se dissocier (solubilité moléculaire), la basicité est déterminée par un équilibre entre la stabilité de la base d’origine par rapport à la stabilité de son acide conjugué, et par la capacité de l’eau à se dissoudre. pour solvater l’une ou l’autre espèce chimique.

Exemples de bases fortes courantes

Les informations de la section précédente nous fournissent un indice clair pour identifier les points forts. En fait, les bases fortes les plus courantes sont les hydroxydes des métaux alcalins (groupe 1 du tableau périodique) et certains des hydroxydes des métaux alcalino-terreux (groupe 2). En effet, ces métaux correspondent aux moins électronégatifs du tableau périodique. La liste complète des bases fortes les plus courantes est présentée dans le tableau suivant :

Hydroxyde de lithium (LiOH) Hydroxyde de sodium (NaOH) Hydroxyde de potassium (KOH)
hydroxyde de rubidium (RbOH) Hydroxyde de césium (CsOH) Hydroxyde de calcium (Ca(OH) 2 )
Hydroxyde de strontium (Sr(OH) 2 ) Hydroxyde de baryum (Ba(OH) 2 )  

Il convient de noter que les trois hydroxydes de métaux alcalino-terreux (calcium, strontium et baryum) sont peu solubles dans l’eau, ils ne peuvent donc être considérés comme des bases fortes que si leur concentration est inférieure à leur solubilité, ce qui implique des solutions avec une concentration inférieure à 0,01M .

les superbases

Lors de la dissolution de différentes bases fortes dans l’eau, il n’est pas possible de distinguer laquelle est plus forte que l’autre. C’est pour cette raison qu’elles sont toutes classées comme bases fortes et, pour des raisons pratiques, il est admis que toutes sont également fortes. En effet, l’eau a un effet nivelant sur les bases fortes (ainsi que sur les acides) puisque toute base forte qui se dissocie dans l’eau réagit immédiatement avec l’eau en éliminant son proton et en générant ainsi des ions hydroxydes.

Pour cette raison, l’ion hydroxyde est la base la plus forte qui puisse exister dans un milieu aqueux, quelle que soit la force de la base qui l’a généré. C’est comme vouloir comparer la force de deux combattants en fonction de leur capacité à battre un bébé sans défense. Il est évident que les deux gagneront facilement le combat et le bébé ne permettra pas de distinguer qui est le plus fort.

Cependant, le concept de Lewis des acides et des bases étend notre compréhension des réactions acide-base à d’autres milieux et à d’autres solvants.

La basicité en milieu non aqueux

Si nous voulons comparer la basicité de bases très fortes, nous devons les dissoudre dans des milieux autres que l’eau. En reprenant notre exemple précédent, cela équivaut à dire que si l’on veut déterminer quel combattant est le plus fort, il faut l’opposer à un combattant tout aussi fort voire plus fort.

En ce sens, nous pouvons dissoudre des acides et des bases dans d’autres solvants qui, comme l’eau, peuvent agir comme des acides lorsqu’ils réagissent avec des bases, générant ainsi une base conjuguée plus forte que OH – qui est générée en solution aqueuse . Dans ces environnements, le concept Arrhenius d’acides et de bases perd complètement son sens. De plus, si l’on considère les solvants aprotiques (qui ne peuvent ni donner ni recevoir de protons), le concept acide-base de Brønsted et Lowry ne convient pas non plus. Cependant, dans tous les cas, le concept de Lewis des acides et des bases s’applique toujours.

Lorsque nous testons la basicité de nombreux produits chimiques dans des solvants autres que l’eau, nous constatons que parmi ce que nous considérons traditionnellement comme des bases fortes, certaines sont beaucoup plus basiques que d’autres. Les hydroxydes en tant que bases sont limités à la basicité de l’ion hydroxyde. Cependant, d’autres bases n’ont pas cette limitation et s’avèrent être des ordres de grandeur plus forts que les hydroxydes.

Ces bases sont appelées superbases.

Exemples de superbases

La plupart des superbases correspondent aux bases conjuguées de substances que l’on considère normalement comme des bases neutres voire faibles. N’oubliez pas qu’une base conjuguée est ce que vous obtenez lorsqu’un acide perd un proton, donc la base conjuguée d’une base faible est ce que vous obtenez lorsqu’une base (telle que l’ammoniac ou NH 3 ) réagit comme un acide au lieu d’un acide . base, comme le montre l’équation suivante :

Définition d'un exemple de superbase

Il faut s’attendre à ce qu’une substance neutre qui par elle-même a tendance à se comporter comme une base ne se comporte guère comme un acide, donc la base conjuguée (dans l’exemple ci-dessus, l’ion amidide ou NH 2 – ) sera une très forte base forte.

Voici d’autres exemples de superbases :

  • Sels d’ions alcoxydes (les bases conjuguées des alcools) tels que le méthylate de sodium ou de potassium, l’éthoxyde, le propoxyde et le tertbutoxyde.
  • Sels des bases conjuguées d’alcanes qui ont des carbanions tels que le n-butyllithium.
  • Amides et autres bases conjuguées d’amines telles que l’amidure de sodium, le diéthylamide de potassium et le bis(triméthylssilyl)amide de lithium.

Les références

Chang, R. (2020). Chimie (13e éd .). McGraw-Hill Interamericana.

Différenciateur. (2020, 21 octobre). Différence entre les acides et les bases forts et faibles (avec exemples) . https://www.diferenciador.com/acidos-y-bases-fuertes-y-debiles/

Le guide de la chimie. (2010, 4 octobre). Base solide . https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/base-fuerte

Mott, V. (nd). Bases fortes | Introduction à la Chimie . Apprentissage de la lumière. https://courses.lumenlearning.com/introchem/chapter/strong-bases/

Chimie.ES. (sd). base_forte . https://www.quimica.es/enciclopedia/Base_fuerte.html

Chimie.NET. (sd). Exemples de Base Forte . https://www.quimicas.net/2015/05/ejemlos-de-base-fuerte.html

SciShow. (2017, 2 février). Les bases les plus solides du monde . 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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