Cosa sono le basi forti?

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Le basi forti sono una classe molto comune di composti chimici molto utili sia nell’industria che in casa. La sua importanza risiede nel gran numero di reazioni chimiche importanti e apparentemente diverse che possono essere classificate come reazioni acido-base. Inoltre, sono importanti anche a causa del gran numero di reazioni il cui meccanismo di reazione inizia o comporta, a un certo punto del processo, una reazione acido-base in cui la base deve essere forte per poter reagire con un acido notevolmente debole.

Andando avanti, discuteremo di cosa sono le fondamenta e cosa rende forte una fondazione. Inoltre, esamineremo esempi delle basi forti più comuni, nonché una categoria di basi ancora più forti chiamate super basi.

concetto di base

In chimica ci sono tre teorie sulle reazioni acido-base , ognuna delle quali definisce le basi in modo diverso:

  • La teoria acido-base di Arrhenius
  • La teoria acido-base di Brønsted-Lowry
  • Teoria acido-base di Lewis

Basi di Arrhenius

La teoria più antica è quella di Arrhenius, secondo la quale una base è qualsiasi sostanza in grado di rilasciare ioni idrossido quando si dissocia in soluzione acquosa. In questo senso, il concetto di basi di Arrhenius implica che le uniche basi siano gli idrossidi ionici dei diversi metalli e metalloidi, che si dissociano in acqua secondo la seguente equazione:

Dissociazione di una base forte di Arrhenius

dove X rappresenta la valenza del catione metallico. Sebbene tutte le sostanze chimiche conformi alla reazione di cui sopra siano effettivamente basi, non tutte le sostanze che si comportano come basi hanno ioni idrossido come parte della loro struttura. Pertanto, il concetto di basi di Arrhenius è incompleto.

Basi di Brønsted-Lowry

Brønsted e Lowry hanno sviluppato una teoria acido-base che cambia il modo in cui vediamo le reazioni acido-base e, per estensione, il modo in cui vediamo gli acidi e le basi. Secondo questi autori, acidi e basi non possono essere dissociati separatamente, dando origine a ioni idrossido o protoni, come indicato da Arrhenius. Al contrario, affinché una sostanza agisca da base, deve necessariamente reagire con un acido, motivo per cui vengono chiamate reazioni acido-base.

L’idea di Brønsted e Lowry era quella di definire un acido come una sostanza capace di donare un protone (H + ione ) e una base come una sostanza capace di accettare un protone. In questo modo le basi non sono più costrette a rilasciare direttamente ioni idrossido, ma possono generarli in soluzione acquosa sottraendo un protone all’acqua, secondo la seguente equazione:

Definizione di base di Brønsted-Lowry

Questo concetto comprende le tradizionali basi di Arrhenius, poiché gli ioni idrossido di una base di Arrhenius possono rimuovere un protone dall’acqua per generare altri ioni idrossido. Include anche altre sostanze come l’ammoniaca, che, pur non avendo ioni OH nella sua struttura, può generare questi ioni in soluzione acquosa attraverso la reazione mostrata sopra.

Basi di Lewis

Infine, Lewis ha sviluppato una teoria del legame chimico che non solo concorda con il concetto di reazioni acido-base proposto da Brønsted e Lowry, ma le spiega anche. Secondo Lewis le basi sono sostanze ricche di elettroni e che possiedono almeno una coppia di elettroni liberi che possono essere donati ad un acido per formare un legame covalente coordinato o dativo . D’altra parte, un acido di Lewis è quella sostanza carente di elettroni che è in grado di accettare la coppia di elettroni dalla base.

Definizione di base di Lewis

Il concetto di acidi e basi di Lewis è il più ampio e preciso di tutti, poiché, oltre ad essere applicato alle reazioni acido-base in fase acquosa (dove acidità e basicità hanno trovato le loro prime applicazioni). ci permette anche di comprendere il comportamento di acidi e basi in altri mezzi e diversi solventi.

Proprio grazie a questo fatto è possibile caratterizzare e definire una famiglia di basi molto più forti delle basi che tipicamente consideriamo basi forti e che, pertanto, vengono chiamate superbasi.

Cosa sono le basi forti?

Una base forte è una base di Arrhenius che si dissocia completamente in soluzione acquosa. In altre parole, le basi forti sono quegli idrossidi che sono elettroliti forti e che, disciolti in acqua, si ionizzano completamente, generando così la massima quantità possibile di ioni idrossido (OH ) e il corrispondente catione metallico.

Possiamo vedere la ionizzazione di una base forte come una reazione di dissociazione che avviene solo in una direzione, per cui tutta la base in dissoluzione passa allo stato acquoso come ioni:

Definire una solida base

Questo distingue le basi forti dalle basi deboli, che sono solidi poco solubili che si saturano rapidamente, stabilendo un equilibrio di solubilità come il seguente:

Definizione di base debole

Oppure sono composti che, una volta disciolti, solo una parte delle molecole si dissociano, a causa dell’instaurarsi di un equilibrio omogeneo come uno dei seguenti:

Definizione di base debole

Definizione di base debole

Il concetto di base forte si applica principalmente al comportamento delle basi in soluzione acquosa e di solito è limitato solo ad alcune basi di Arrhenius.

Fattori che determinano se una base è forte o debole

Il carattere fondamentale di una sostanza è determinato da diversi fattori. Per cominciare, nel caso degli idrossidi, la basicità è direttamente correlata alla loro solubilità, che a sua volta dipende dagli ioni che li compongono. Minore è l’elettronegatività di un catione idrossido, maggiore è il carattere ionico del suo legame con il gruppo idrossido, che ne facilita la ionizzazione.

Considerando che l’elettronegatività è una proprietà periodica che diminuisce a sinistra attraverso un periodo e verso il basso attraverso un gruppo, confrontando la basicità degli idrossidi metallici, più a sinistra e in basso nel metallo, più basico sarà l’idrossido.

Nel caso di basi che possono essere disciolte in acqua senza dissociarsi (solubilità molecolare), la basicità è determinata da un equilibrio tra la stabilità della base originaria rispetto alla stabilità del suo acido coniugato, e dalla capacità dell’acqua di dissolversi. solvatare una o un’altra specie chimica.

Esempi di basi forti comuni

Le informazioni nella sezione precedente ci forniscono un chiaro indizio per identificare i playmaker forti. Infatti le basi forti più comuni sono gli idrossidi dei metalli alcalini (gruppo 1 della tavola periodica) e alcuni degli idrossidi dei metalli alcalino terrosi (gruppo 2). Questo perché questi metalli corrispondono al minimo elettronegativo della tavola periodica. L’elenco completo delle basi forti più comuni è presentato nella tabella seguente:

Idrossido di litio (LiOH) Idrossido di sodio (NaOH) Idrossido di potassio (KOH)
idrossido di rubidio (RbOH) Idrossido di cesio (CsOH) Idrossido di calcio (Ca(OH) 2 )
Idrossido di stronzio (Sr(OH) 2 ) Idrossido di bario (Ba(OH) 2 )  

Va notato che i tre idrossidi di metalli alcalino terrosi (calcio, stronzio e bario) sono scarsamente solubili in acqua, quindi possono essere considerati basi forti solo se la loro concentrazione è inferiore alla loro solubilità, il che implica soluzioni con una concentrazione inferiore a 0,01 M .

le superbasi

Quando si sciolgono diverse basi forti in acqua non è possibile distinguere quale sia più forte dell’altra. È per questo motivo che sono tutte classificate come basi forti e, ai fini pratici, si accetta che tutte siano ugualmente forti. Questo perché l’acqua ha un effetto livellante sulle basi forti (e anche sugli acidi) poiché qualsiasi base forte che si dissocia in acqua reagisce immediatamente con l’acqua, rimuovendo il suo protone e generando così ioni idrossido.

Per questo motivo lo ione idrossido è la base più forte che può esistere in un mezzo acquoso, indipendentemente da quanto sia forte la base che lo ha generato. È come voler confrontare la forza di due combattenti in base alla loro capacità di battere un bambino indifeso. È evidente che entrambi vinceranno facilmente il combattimento e il bambino non permetterà di distinguere chi è il più forte.

Tuttavia, il concetto di acidi e basi di Lewis estende la nostra comprensione delle reazioni acido-base ad altri mezzi e altri solventi.

La basicità in mezzi non acquosi

Se vogliamo confrontare la basicità di basi molto forti, dobbiamo dissolverle in mezzi diversi dall’acqua. Tornando al nostro esempio precedente, ciò equivale a dire che se vogliamo determinare quale combattente è più forte, dobbiamo confrontarlo con un combattente altrettanto forte o addirittura più forte.

In questo senso, possiamo sciogliere acidi e basi in altri solventi che, come l’acqua, possono agire come acidi quando reagiscono con le basi, generando così una base coniugata più forte di OH – che si genera in soluzione acquosa . In questi ambienti, il concetto di Arrhenius di acidi e basi perde completamente di significato. Inoltre, se consideriamo i solventi aprotici (che non possono donare o ricevere protoni) anche il concetto acido-base di Brønsted e Lowry non si adatta. Tuttavia, in tutti i casi, si applica ancora il concetto di acidi e basi di Lewis.

Quando testiamo la basicità di molte sostanze chimiche in solventi diversi dall’acqua, scopriamo che tra quelle che tradizionalmente consideriamo basi forti, alcune sono molto più basiche di altre. Gli idrossidi come basi sono limitati alla basicità dello ione idrossido. Tuttavia, altre basi non hanno questa limitazione e risultano essere ordini di grandezza più forti degli idrossidi.

Queste basi sono chiamate superbasi.

Esempi di Superbasi

La maggior parte delle superbasi corrisponde alle basi coniugate di sostanze che normalmente consideriamo basi neutre o addirittura deboli. Ricorda che una base coniugata è ciò che ottieni quando un acido perde un protone, quindi la base coniugata di una base debole è ciò che ottieni quando una base (come l’ammoniaca o l’NH 3 ) reagisce come un acido invece che come un acido . base, come mostrato dalla seguente equazione:

Definizione di una superbase di esempio

C’è da aspettarsi che una sostanza neutra che di per sé ha la tendenza a comportarsi come una base difficilmente si comporterà come un acido, quindi la base coniugata (nell’esempio sopra, lo ione ammidide o NH 2 – ) sarà una base molto forte base forte.

Altri esempi di superbasi sono:

  • Sali di ioni alcossido (le basi coniugate degli alcoli) come metossido di sodio o potassio, etossido, propossido e tertbutossido.
  • Sali delle basi coniugate di alcani che hanno carbanioni come n-butillitio.
  • Ammidi e altre basi coniugate di ammine come sodio ammide, dietilammide di potassio e litio bis(trimetilssilil)ammide.

Riferimenti

Chang, R. (2020). Chimica (13a ed .). McGraw-Hill Interamericana.

Differenziatore. (2020, 21 ottobre). Differenza tra acidi e basi forti e deboli (con esempi) . https://www.diferenciador.com/acidos-y-bases-fuertes-y-debiles/

La guida alla chimica. (2010, 4 ottobre). Base forte . https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/base-fuerte

Mott, V. (nd). Basi forti | Introduzione alla chimica . Apprendimento del lume. https://courses.lumenlearning.com/introchem/chapter/strong-bases/

Chimica.ES. (nd). base_forte . https://www.quimica.es/enciclopedia/Base_fuerte.html

Chimica.NET. (nd). Esempi di base forte . https://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-base-fuerte.html

SciShow. (2017, 2 febbraio). Le basi più forti del mondo . 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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