Co to są mocne zasady?

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


Mocne zasady to bardzo powszechna klasa związków chemicznych, które są bardzo przydatne zarówno w przemyśle, jak iw domu. Jego znaczenie polega na dużej liczbie ważnych i pozornie różnych reakcji chemicznych, które można sklasyfikować jako reakcje kwasowo-zasadowe. Ponadto są one również ważne ze względu na dużą liczbę reakcji, których mechanizm reakcji rozpoczyna się lub obejmuje na pewnym etapie procesu reakcję kwasowo-zasadową, w której zasada musi być mocna, aby reagować ze znacznie słabym kwasem.

Idąc dalej, omówimy, czym są fundamenty i co czyni je silnymi. Ponadto przyjrzymy się przykładom bardziej powszechnych silnych zasad, a także kategorii jeszcze silniejszych zasad zwanych superbazami.

podstawowy pomysł

W chemii istnieją trzy teorie dotyczące reakcji kwas-zasada , z których każda definiuje zasady w inny sposób:

  • Teoria kwasowo-zasadowa Arrheniusa
  • Teoria kwasowo-zasadowa Brønsteda-Lowry’ego
  • Teoria kwasowo-zasadowa Lewisa

Zasady Arrheniusa

Najstarszą teorią jest teoria Arrheniusa, zgodnie z którą zasadą jest każda substancja zdolna do uwalniania jonów wodorotlenkowych podczas dysocjacji w roztworze wodnym. W tym sensie koncepcja zasad Arrheniusa implikuje, że jedynymi zasadami są jonowe wodorotlenki różnych metali i metaloidów, które dysocjują w wodzie zgodnie z następującym równaniem:

Dysocjacja silnej zasady Arrheniusa

gdzie X oznacza wartościowość kationu metalu. Chociaż wszystkie substancje chemiczne zgodne z powyższą reakcją są rzeczywiście zasadami, nie wszystkie substancje, które zachowują się jak zasady, mają jony wodorotlenkowe jako część swojej struktury. Dlatego koncepcja zasad Arrheniusa jest niekompletna.

Zasady Brønsteda-Lowry’ego

Brønsted i Lowry opracowali teorię kwasowo-zasadową, która zmienia sposób, w jaki postrzegamy reakcje kwasowo-zasadowe, a co za tym idzie, sposób postrzegania kwasów i zasad. Według tych autorów, kwasy i zasady nie mogą ulegać osobnej dysocjacji, co prowadzi do powstania jonów wodorotlenkowych lub protonów, na co wskazuje Arrhenius. Wręcz przeciwnie, aby substancja działała jak zasada, musi koniecznie reagować z kwasem, dlatego nazywa się je reakcjami kwasowo-zasadowymi.

Pomysł Brønsteda i Lowry’ego polegał na zdefiniowaniu kwasu jako substancji zdolnej do oddania protonu (jon H + ) oraz zasady jako substancji zdolnej do przyjęcia protonu. W ten sposób zasady nie są już zmuszane do bezpośredniego uwalniania jonów wodorotlenkowych, ale mogą je generować w roztworze wodnym poprzez usunięcie protonu z wody, zgodnie z następującym równaniem:

Definicja bazy Brønsteda-Lowry'ego

Ta koncepcja obejmuje tradycyjne zasady Arrheniusa, ponieważ jony wodorotlenkowe z zasady Arrheniusa mogą usuwać proton z wody, tworząc inne jony wodorotlenkowe. Obejmuje również inne substancje, takie jak amoniak, który pomimo braku jonów OH w swojej strukturze, może generować te jony w roztworze wodnym w wyniku reakcji pokazanej powyżej.

zasady Lewisa

Wreszcie Lewis opracował teorię wiązań chemicznych , która nie tylko zgadza się z koncepcją reakcji kwasowo-zasadowych przedstawioną przez Brønsteda i Lowry’ego, ale także je wyjaśnia. Według Lewisa zasady to substancje bogate w elektrony i posiadające co najmniej jedną parę wolnych elektronów, które można przekazać kwasowi w celu utworzenia kowalencyjnego wiązania koordynacyjnego lub celownika . Z drugiej strony kwas Lewisa to substancja pozbawiona elektronów, która jest zdolna do przyjęcia pary elektronów z zasady.

Definicja bazy Lewisa

Koncepcja kwasów i zasad Lewisa jest najszersza i najbardziej precyzyjna ze wszystkich, ponieważ oprócz zastosowania do reakcji kwasowo-zasadowych w fazie wodnej (gdzie kwasowość i zasadowość znalazły swoje pierwsze zastosowania). pozwala nam również zrozumieć zachowanie kwasów i zasad w innych mediach i różnych rozpuszczalnikach.

Właśnie dzięki temu możliwe jest scharakteryzowanie i zdefiniowanie rodziny zasad, które są znacznie silniejsze niż zasady, które zwykle uważamy za mocne zasady, a które z tego powodu nazywane są superzasadami.

Co to są mocne zasady?

Mocna zasada to zasada Arrheniusa, która całkowicie dysocjuje w roztworze wodnym. Innymi słowy, mocne zasady to te wodorotlenki, które są mocnymi elektrolitami i które po rozpuszczeniu w wodzie ulegają całkowitej jonizacji, wytwarzając w ten sposób maksymalną możliwą ilość jonów wodorotlenkowych (OH ) i odpowiadających im kationów metali.

Możemy postrzegać jonizację mocnej zasady jako reakcję dysocjacji, która zachodzi tylko w jednym kierunku, w wyniku której cała rozpuszczająca się zasada przechodzi do stanu wodnego jako jony:

Definiowanie mocnego fundamentu

To odróżnia mocne zasady od słabych zasad, które są albo słabo rozpuszczalnymi ciałami stałymi, które szybko się nasycają, ustanawiając równowagę rozpuszczalności, jak poniżej:

Definicja słabej bazy

Lub są związkami, które po rozpuszczeniu dysocjują tylko część cząsteczek, z powodu ustanowienia jednorodnej równowagi, takiej jak jedna z następujących:

Definicja słabej bazy

Definicja słabej bazy

Koncepcja mocnej zasady odnosi się przede wszystkim do zachowania zasad w roztworze wodnym i zwykle ogranicza się tylko do niektórych zasad Arrheniusa.

Czynniki określające, czy baza jest silna, czy słaba

O podstawowym charakterze substancji decyduje kilka czynników. Po pierwsze, w przypadku wodorotlenków zasadowość jest bezpośrednio związana z ich rozpuszczalnością, która z kolei zależy od tworzących je jonów. Im mniejsza elektroujemność kationu wodorotlenkowego, tym większy charakter jonowy jego wiązania z grupą wodorotlenkową, co ułatwia jego jonizację.

Biorąc pod uwagę, że elektroujemność jest właściwością okresową, która zmniejsza się w lewo w okresie iw dół w grupie, porównując zasadowość wodorotlenków metali, im dalej w lewo iw dół metalu, tym bardziej zasadowy będzie wodorotlenek.

W przypadku zasad, które można rozpuszczać w wodzie bez dysocjacji (rozpuszczalność molekularna), zasadowość jest określana przez równowagę między stabilnością pierwotnej zasady w porównaniu ze stabilnością jej sprzężonego kwasu oraz zdolnością wody do rozpuszczania. solwatować jeden lub drugi związek chemiczny.

Przykłady typowych mocnych zasad

Informacje w poprzedniej sekcji dostarczają nam jasnej wskazówki, jak zidentyfikować mocnych rozgrywających. W rzeczywistości najpowszechniejszymi mocnymi zasadami są wodorotlenki metali alkalicznych (grupa 1 układu okresowego pierwiastków) i niektóre wodorotlenki metali ziem alkalicznych ( grupa 2). Dzieje się tak, ponieważ metale te odpowiadają najmniej elektroujemnemu z układu okresowego pierwiastków. Pełną listę najczęściej spotykanych mocnych zasad przedstawiono w poniższej tabeli:

Wodorotlenek litu (LiOH) Wodorotlenek sodu (NaOH) Wodorotlenek Potasu (KOH)
wodorotlenek rubidu (RbOH) Wodorotlenek cezu (CsOH) Wodorotlenek wapnia (Ca(OH) 2 )
Wodorotlenek strontu (Sr(OH) 2 ) Wodorotlenek baru (Ba(OH) 2 )  

Należy zauważyć, że trzy wodorotlenki metali ziem alkalicznych (wapnia, strontu i baru) są słabo rozpuszczalne w wodzie, więc można je uznać za mocne zasady tylko wtedy, gdy ich stężenie jest poniżej ich rozpuszczalności, co implikuje roztwory o stężeniu niższym niż 0,01 M .

superbazy

Podczas rozpuszczania różnych mocnych zasad w wodzie nie można rozróżnić, która z nich jest mocniejsza od drugiej. Z tego powodu wszystkie są klasyfikowane jako mocne zasady i ze względów praktycznych przyjmuje się, że wszystkie są równie mocne. Dzieje się tak, ponieważ woda ma działanie wyrównujące na mocne zasady (a także na kwasy), ponieważ każda mocna zasada, która dysocjuje w wodzie, natychmiast reaguje z wodą, usuwając jej proton, a tym samym wytwarzając jony wodorotlenkowe.

Z tego powodu jon wodorotlenkowy jest najsilniejszą zasadą, jaka może istnieć w środowisku wodnym, niezależnie od tego, jak mocna jest zasada, która go wygenerowała. To tak, jakby chcieć porównać siłę dwóch wojowników na podstawie ich zdolności do pokonania bezbronnego dziecka. Widać, że oboje z łatwością wygrają walkę, a maluszek nie pozwoli rozróżnić, kto jest silniejszy.

Jednak koncepcja kwasów i zasad Lewisa rozszerza nasze rozumienie reakcji kwasowo-zasadowych na inne media i inne rozpuszczalniki.

Zasadowość w ośrodkach niewodnych

Jeśli chcemy porównać zasadowość bardzo mocnych zasad, to musimy je rozpuścić w mediach innych niż woda. Wracając do naszego poprzedniego przykładu, jest to równoznaczne z powiedzeniem, że jeśli chcemy określić, który zawodnik jest silniejszy, musimy go zmierzyć z równie silnym lub nawet silniejszym zawodnikiem.

W tym sensie możemy rozpuszczać kwasy i zasady w innych rozpuszczalnikach, które, podobnie jak woda, mogą zachowywać się jak kwasy podczas reakcji z zasadami, tworząc w ten sposób sprzężoną zasadę, która jest silniejsza niż OH – która jest generowana w roztworze wodnym . W tych środowiskach koncepcja kwasów i zasad Arrheniusa całkowicie traci na znaczeniu. Ponadto, jeśli weźmiemy pod uwagę rozpuszczalniki aprotonowe (które nie mogą oddawać ani otrzymywać protonów), to koncepcja kwasowo-zasadowa Brønsteda i Lowry’ego również nie pasuje. Jednak we wszystkich przypadkach nadal obowiązuje koncepcja kwasów i zasad Lewisa.

Kiedy testujemy zasadowość wielu substancji chemicznych w rozpuszczalnikach innych niż woda, stwierdzamy, że wśród tych, które tradycyjnie uważamy za mocne zasady, niektóre są znacznie bardziej zasadowe niż inne. Wodorotlenki jako zasady są ograniczone do zasadowości jonu wodorotlenkowego. Jednak inne zasady nie mają tego ograniczenia i okazują się być o rząd wielkości silniejsze niż wodorotlenki.

Te zasady są nazywane superbazami.

Przykłady superbaz

Większość superzasad odpowiada sprzężonym zasadom substancji, które normalnie uważamy za neutralne lub nawet słabe zasady. Pamiętaj, że sprzężona zasada powstaje, gdy kwas traci proton, więc sprzężona zasada słabej zasady powstaje, gdy zasada (taka jak amoniak lub NH 3 ) reaguje jak kwas zamiast kwasu . podstawie, jak pokazuje następujące równanie:

Definicja przykładowej superbazy

Należy się spodziewać, że obojętna substancja, która sama w sobie ma tendencję do zachowywania się jak zasada, raczej nie będzie zachowywać się jak kwas, więc sprzężona zasada (w powyższym przykładzie jon amidowy lub NH 2 – ) będzie bardzo silnym podstawa . mocna.

Inne przykłady superbaz to:

  • Sole jonów alkoholanowych (sprzężonych zasad alkoholi), takich jak metanolan sodu lub potasu, etanolan, propoksylan i tertbutanolan.
  • Sole sprzężonych zasad alkanów zawierających karbaniony, takie jak n-butylolit.
  • Amidy i inne sprzężone zasady amin, takie jak amid sodu, dietyloamidek potasu i bis(trimetylossililo)amidek litu.

Bibliografia

Chang, R. (2020). Chemia ( wyd . 13). McGraw-Hill Interamericana.

Wyróżnik. (2020, 21 października). Różnica między mocnymi i słabymi kwasami i zasadami (z przykładami) . https://www.diferenciador.com/acidos-y-bases-fuertes-y-debiles/

Przewodnik po chemii. (2010, 4 października). Mocna podstawa . https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/base-fuerte

Mott, V. (nd). Mocne podstawy | Wprowadzenie do chemii . Nauka światła. https://courses.lumenlearning.com/introchem/chapter/strong-bases/

Chemia.ES. (nd). mocna_baza . https://www.quimica.es/encyclopedia/Base_fuerte.html

Chemia.NET. (nd). Przykłady mocnej bazy . https://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-base-fuerte.html

Nauka. (2017, 2 lutego). Najsilniejsze bazy na świecie . Youtube. https://www.youtube.com/watch?v=GrPQv6QEI8Y

-Reklama-

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

Artículos relacionados