Basis (Chemie) - Base (chemistry)

Für andere Verwendungen siehe Base (Begriffsklärung) .

Seifen sind schwache Basen, die durch die Reaktion von Fettsäuren mit Natriumhydroxid oder Kaliumhydroxid entstehen .
Säuren und Basen
Schematische Darstellung der Dissoziation von Essigsäure in wässriger Lösung zu Acetat- und Hydroniumionen.
Säuretypen
Basistypen

In der Chemie gibt es drei gebräuchliche Definitionen des Wortes Base , bekannt als Arrhenius-Basen, Brønsted-Basen und Lewis-Basen. Alle Definitionen stimmen darin überein, dass Basen Stoffe sind, die mit Säuren reagieren , wie sie ursprünglich von G.-F. Rouelle in der Mitte des 18. Jahrhunderts.

Svante Arrhenius schlug 1884 vor, dass eine Base eine Substanz ist, die in wässriger Lösung zu Hydroxidionen OH – dissoziiert . Diese Ionen können mit Wasserstoffionen (H + nach Arrhenius) aus der Dissoziation von Säuren in einer Säure-Base-Reaktion zu Wasser reagieren . Eine Base war daher ein Metallhydroxid wie NaOH oder Ca(OH) 2 . Solche wässrigen Hydroxidlösungen wurden auch durch bestimmte charakteristische Eigenschaften beschrieben. Sie fühlen sich rutschig an, können bitter schmecken und die Farbe von pH-Indikatoren verändern (zB rotes Lackmuspapier blau färben).

In Wasser, durch das Verändern Autoionisation Gleichgewichts , Basen Lösungen ergeben , in der die Wasserstoffionen - Aktivität ist geringer als in reinem Wasser ist, das heißt, hat das Wasser einen pH - Wert höher als 7,0 , bei Standardbedingungen. Eine lösliche Base wird als Alkali bezeichnet, wenn sie OH − -Ionen quantitativ enthält und freisetzt . Metalloxide , -hydroxide, insbesondere Alkoxide sind basisch und konjugierten Basen von schwachen Säuren sind schwache Basen.

Basen und Säuren werden als chemische Gegensätze angesehen, da die Wirkung einer Säure darin besteht, die Hydronium (H 3 O + )-Konzentration im Wasser zu erhöhen , während Basen diese Konzentration reduzieren. Eine Reaktion zwischen wässrigen Lösungen einer Säure und einer Base wird als Neutralisation bezeichnet , wobei eine Lösung aus Wasser und einem Salz entsteht, in der sich das Salz in seine Komponentenionen trennt. Wenn die wässrige Lösung gesättigt mit einem gegebenen Salz gelösten Stoffe , jedes zusätzliches solches Salz präzipitiert aus der Lösung aus.

In der allgemeineren Brønsted-Lowry-Säure-Base-Theorie (1923) ist eine Base eine Substanz, die Wasserstoffkationen (H + ) – auch als Protonen bekannt – aufnehmen kann . Dies schließt wässrige Hydroxide ein, da OH – mit H + zu Wasser reagiert , sodass Arrhenius-Basen eine Untergruppe der Brønsted-Basen sind. Es gibt jedoch auch andere Brønsted-Basen, die Protonen aufnehmen, wie wässrige Lösungen von Ammoniak (NH 3 ) oder seinen organischen Derivaten ( Amine ). Diese Basen enthalten kein Hydroxid-Ion, reagieren aber dennoch mit Wasser, was zu einer Erhöhung der Hydroxid-Ionen-Konzentration führt. Außerdem enthalten einige nichtwässrige Lösungsmittel Brønsted-Basen, die mit solvatisierten Protonen reagieren . In flüssigem Ammoniak beispielsweise ist NH 2 – die basische Ionenspezies, die Protonen von NH 4 + aufnimmt , der sauren Spezies in diesem Lösungsmittel.

GN Lewis erkannt , dass Wasser, Ammoniak und andere Basen können aufgrund des mit einem Proton eine Bindung bilden ungeteiltes Paar von Elektronen , die die Basen besitzen. In der Lewis-Theorie ist eine Base ein Elektronenpaar- Donor, der ein Elektronenpaar mit einem Elektronenakzeptor teilen kann, der als Lewis-Säure beschrieben wird. Die Lewis-Theorie ist allgemeiner als das Brønsted-Modell, da die Lewis-Säure nicht unbedingt ein Proton ist, sondern ein anderes Molekül (oder Ion) mit einem freien, tief liegenden Orbital sein kann, das ein Elektronenpaar aufnehmen kann. Ein bemerkenswertes Beispiel ist Bortrifluorid (BF 3 ).

Einige andere Definitionen sowohl von Basen als auch von Säuren wurden in der Vergangenheit vorgeschlagen, werden aber heute nicht allgemein verwendet.

Eigenschaften

Allgemeine Eigenschaften von Basen sind:

  • Konzentrierte oder starke Basen ätzen organische Stoffe und reagieren heftig mit sauren Stoffen.
  • Wässrige Lösungen oder geschmolzene Basen dissoziieren in Ionen und leiten Elektrizität.
  • Reaktionen mit Indikatoren : Basen färben rotes Lackmuspapier blau, Phenolphthalein rosa, halten Bromthymolblau in seiner natürlichen Farbe Blau und färben sich methylorange-gelb.
  • Der pH-Wert einer basischen Lösung bei Standardbedingungen ist größer als sieben.
  • Basen sind bitter.

Reaktionen zwischen Basen und Wasser

Die folgende Reaktion stellt die allgemeine Reaktion zwischen einer Base (B) und Wasser dar, um eine konjugierte Säure (BH + ) und eine konjugierte Base (OH – ) herzustellen :

B (wässrig) + H 2 O ( l ) ⇌ BH + (wässrig) + OH − (wässrig)

Die Gleichgewichtskonstante K b für diese Reaktion kann mit der folgenden allgemeinen Gleichung ermittelt werden:

K B = [BH + ] [OH - ] / [B]

In dieser Gleichung konkurrieren die Base (B) und die extrem starke Base (die konjugierte Base OH − ) um das Proton. Als Ergebnis haben Basen, die mit Wasser reagieren, relativ kleine Gleichgewichtskonstantenwerte. Die Base ist schwächer, wenn sie einen niedrigeren Wert der Gleichgewichtskonstante hat.

Neutralisation von Säuren

Ammoniakdämpfe aus wässrigem Ammoniumhydroxid (im Reagenzglas), das mit Salzsäure (im Becherglas ) reagiert , um Ammoniumchlorid (weißer Rauch) zu erzeugen .

Basen reagieren sowohl in Wasser als auch in Alkohol schnell mit Säuren, um sich gegenseitig zu neutralisieren. Beim Auflösen in Wasser ionisiert das stark basische Natriumhydroxid zu Hydroxid und Natriumionen:

NaOH → Na+
+ OH−

und in ähnlicher Weise bildet der saure Chlorwasserstoff in Wasser Hydronium- und Chloridionen:

HCl + H
2O → H
3Ö+
+ Cl−

Beim Mischen der beiden Lösungen wird H
3Ö+
und OH−
 Ionen verbinden sich zu Wassermolekülen:

h
3Ö+
+ OH−
→ 2 H
2Ö

Wenn gleiche Mengen von NaOH und HCl gelöst werden, neutralisieren sich die Base und die Säure genau, so dass nur NaCl, effektiv Kochsalz , in Lösung bleibt.

Schwache Basen wie Backpulver oder Eiweiß sollten verwendet werden, um verschüttete Säure zu neutralisieren. Das Neutralisieren verschütteter Säuren mit starken Basen wie Natriumhydroxid oder Kaliumhydroxid kann eine heftige exotherme Reaktion verursachen, und die Base selbst kann genauso viel Schaden anrichten wie die ursprüngliche verschüttete Säure.

Alkalinität von Nichthydroxiden

Basen sind im Allgemeinen Verbindungen, die eine Menge Säuren neutralisieren können. Sowohl Natriumcarbonat als auch Ammoniak sind Basen, obwohl keine dieser Substanzen OH . enthält−
Gruppen. Beide Verbindungen akzeptieren H +, wenn sie in protischen Lösungsmitteln wie Wasser gelöst sind:

Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 Na + + HCO 3 − + OH −
NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH −

Daraus kann für wässrige Lösungen von Basen ein pH-Wert oder eine Acidität berechnet werden. Basen wirken auch selbst direkt als Elektronenpaardonatoren:

CO 3 2− + H + → HCO 3 −
NH 3 + H + → NH 4 +

Eine Base wird auch als ein Molekül definiert, das die Fähigkeit besitzt, eine Elektronenpaarbindung anzunehmen, indem es durch den Besitz eines Elektronenpaars in die Valenzschale eines anderen Atoms eindringt. Es gibt eine begrenzte Anzahl von Elementen mit Atomen, die einem Molekül grundlegende Eigenschaften verleihen können. Kohlenstoff kann als Base sowie Stickstoff und Sauerstoff fungieren . Fluor und manchmal auch Edelgase besitzen diese Fähigkeit ebenfalls. Dies geschieht typischerweise in Verbindungen, wie Butyllithium , Alkoxide und Metall Amide wie Natriumamid . Basen aus Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff ohne Resonanzstabilisierung sind normalerweise sehr stark oder Superbasen , die aufgrund des Säuregehalts des Wassers in einer wässrigen Lösung nicht existieren können. Die Resonanzstabilisierung ermöglicht jedoch schwächere Basen wie Carboxylate; beispielsweise Natriumacetat ist eine schwache Base .

Starke Basen

Eine starke Base ist eine basische chemische Verbindung, die ein Proton (H + ) aus einem Molekül einer sehr schwachen Säure (wie Wasser) in einer Säure-Base-Reaktion entfernen (oder deprotonieren ) kann. Häufige Beispiele für starke Basen sind Hydroxide von Alkalimetallen und Erdalkalimetallen wie NaOH und Ca(OH).
2, bzw. Aufgrund ihrer geringen Löslichkeit können einige Basen, wie beispielsweise Erdalkalihydroxide, verwendet werden, wenn der Löslichkeitsfaktor nicht berücksichtigt wird. Ein Vorteil dieser geringen Löslichkeit besteht darin, dass "viele Antazida Suspensionen von Metallhydroxiden wie Aluminiumhydroxid und Magnesiumhydroxid waren." Diese Verbindungen haben eine geringe Löslichkeit und haben die Fähigkeit, einen Anstieg der Konzentration des Hydroxid-Ions zu stoppen, wodurch eine Schädigung des Gewebes in Mund, Speiseröhre und Magen verhindert wird. Wenn die Reaktion fortschreitet und sich die Salze auflösen, reagiert die Magensäure mit dem von den Suspensionen produzierten Hydroxid. Starke Basen hydrolysieren in Wasser fast vollständig, was zum Ausgleichseffekt führt ." Bei diesem Vorgang verbindet sich das Wassermolekül aufgrund der amphoteren Fähigkeit des Wassers mit einer starken Base und es wird ein Hydroxid-Ion freigesetzt. Sehr starke Basen können sogar sehr stark deprotonieren schwach saure C–H-Gruppen in Abwesenheit von Wasser Hier ist eine Liste einiger starker Basen:

Lithiumhydroxid LiOH
Natriumhydroxid NaOH
Kaliumhydroxid KOH
Rubidiumhydroxid RbOH
Cäsiumhydroxid CsOH
Magnesiumhydroxid Mg(OH)
2
Kalziumhydroxid Ca(OH)
2
Strontiumhydroxid Sr(OH)
2
Bariumhydroxid Ba(OH)
2
Tetramethylammoniumhydroxid N(CH
3)
4OH
Guanidin HNC(NH
2)
2

Die Kationen dieser starken Basen erscheinen in der ersten und zweiten Gruppe des Periodensystems (Alkali- und Erdalkalimetalle). Tetraalkylierte Ammoniumhydroxide sind ebenfalls starke Basen, da sie in Wasser vollständig dissoziieren. Guanidin ist ein Sonderfall einer Spezies, die bei Protonierung außergewöhnlich stabil ist, analog zu dem Grund, der Perchlorsäure und Schwefelsäure zu sehr starken Säuren macht.

Säuren mit einem p K a von mehr als etwa 13 sehr schwach angesehen werden und ihre konjugierten Basen sind starke Basen.

Superbasen

Hauptartikel: Superbase

Salze der Gruppe 1 von Carbanionen, Amiden und Hydriden neigen aufgrund der extremen Schwäche ihrer konjugierten Säuren, die stabile Kohlenwasserstoffe, Amine und Wasserstoff sind, dazu, noch stärkere Basen zu sein. Üblicherweise werden diese Basen durch Zugabe von reinen Alkalimetallen wie Natrium in die konjugierte Säure erzeugt. Sie werden Superbasen genannt , und es ist unmöglich, sie in wässriger Lösung zu halten, da sie stärkere Basen als das Hydroxid-Ion sind. Als solche deprotonieren sie konjugiertes saures Wasser. Zum Beispiel geht das Ethoxid-Ion (die konjugierte Base von Ethanol) in Gegenwart von Wasser diese Reaktion ein.

CH
3CH
2Ö−
+ H
2O → CH
3CH
2OH + OH−

Beispiele für gängige Superbasen sind:

Die stärksten Superbasen wurden nur in der Gasphase synthetisiert:

Schwache Basen

Hauptartikel: schwache Basis

Eine schwache Base ist eine Base, die in einer wässrigen Lösung nicht vollständig ionisiert oder bei der die Protonierung unvollständig ist. Zum Beispiel überträgt Ammoniak ein Proton gemäß der Gleichung

Die Gleichgewichtskonstante dieser Reaktion bei 25 °C beträgt 1.8 x 10 −5 , so dass das Ausmaß der Reaktion bzw. der Ionisierungsgrad recht gering ist.

Lewis-Basen

Ein Lewis-Base- oder Elektronenpaar-Donor ist ein Molekül mit einem hochenergetischen Elektronenpaar, das mit einem niederenergetischen freien Orbital in einem Akzeptormolekül geteilt werden kann, um ein Addukt zu bilden . Mögliche Akzeptoren (Lewis-Säuren) sind neben H + neutrale Moleküle wie BF 3 und Metallionen wie Ag + oder Fe 3+ . Addukte mit Metallionen werden üblicherweise als Koordinationskomplexe bezeichnet .

Nach der ursprünglichen Formulierung von Lewis tritt ein Zustand elektrischer Spannung auf, wenn eine neutrale Base eine Bindung mit einer neutralen Säure eingeht. Säure und Base teilen sich das Elektronenpaar, das früher nur zur Base gehörte. Dadurch entsteht ein hohes Dipolmoment, das nur durch Umlagerung der Moleküle zerstört werden kann.

Solide Grundlagen

Beispiele für feste Basen sind:

  • Oxidmischungen: SiO 2 , Al 2 O 3 ; MgO, SiO 2 ; CaO, SiO 2
  • Montierte Basen: LiCO 3 auf Silica; NR 3 , NH 3 , KNH 2 auf Aluminiumoxid; NaOH, KOH montiert auf Siliciumdioxid auf Aluminiumoxid
  • Anorganische Chemikalien: BaO, KNaCO 3 , BeO, MgO, CaO, KCN
  • Anionenaustauscherharze
  • Bei 900 Grad Celsius behandelte oder mit N 2 O, NH 3 , ZnCl 2 -NH 4 Cl-CO 2 . aktivierte Holzkohle

Abhängig von der Fähigkeit einer festen Oberfläche, durch Absorption einer elektrisch neutralen Säure erfolgreich eine konjugierte Base zu bilden, wird die Basenfestigkeit der Oberfläche bestimmt. "Anzahl basischer Stellen pro Oberflächeneinheit des Feststoffs" wird verwendet, um auszudrücken, wie viel Base auf einem festen Basenkatalysator gefunden wird. Wissenschaftler haben zwei Methoden entwickelt, um die Menge an basischen Stellen zu messen: die Titration mit Benzoesäure unter Verwendung von Indikatoren und die Adsorption von gasförmigen Säuren. Ein Feststoff mit ausreichender Basenstärke absorbiert einen elektrisch neutralen Säureindikator und bewirkt, dass sich die Farbe des Säureindikators in die Farbe seiner konjugierten Base ändert. Bei der Durchführung des Gassäureadsorptionsverfahrens wird Stickstoffmonoxid verwendet. Die basischen Stellen werden dann anhand der aufgenommenen Kohlendioxidmenge bestimmt.

Basen als Katalysatoren

Als unlösliche heterogene Katalysatoren für chemische Reaktionen können basische Stoffe eingesetzt werden . Einige Beispiele sind Metalloxide wie Magnesiumoxid , Calciumoxid und Bariumoxid sowie Kaliumfluorid auf Aluminiumoxid und einigen Zeolithen . Viele Übergangsmetalle sind gute Katalysatoren, von denen viele basische Stoffe bilden. Basische Katalysatoren wurden für Hydrierungen , die Migration von Doppelbindungen , in der Meerwein-Ponndorf-Verley-Reduktion , der Michael-Reaktion und vielen anderen Reaktionen verwendet. Sowohl CaO als auch BaO können hochaktive Katalysatoren sein, wenn sie mit Hochtemperaturwärme behandelt werden.

Verwendung von Basen

  • Natriumhydroxid wird bei der Herstellung von Seife, Papier und der synthetischen Faser Rayon verwendet .
  • Calciumhydroxid (Löschkalk) wird bei der Herstellung von Bleichpulver verwendet.
  • Calciumhydroxid wird auch verwendet, um das Schwefeldioxid zu reinigen, das durch die Abgase in Kraftwerken und Fabriken entsteht.
  • Magnesiumhydroxid wird als "Antazida" verwendet, um überschüssige Säure im Magen zu neutralisieren und Verdauungsstörungen zu heilen.
  • Natriumcarbonat wird als Waschsoda und zum Enthärten von hartem Wasser verwendet.
  • Natriumbicarbonat (oder Natriumhydrogencarbonat) wird als Backpulver beim Kochen von Speisen, zur Herstellung von Backpulver, als Antazida zur Heilung von Verdauungsstörungen und in Soda-Feuerlöschern verwendet.
  • Ammoniumhydroxid wird verwendet, um Fettflecken aus der Kleidung zu entfernen

Säuregehalt der Basen

Die Anzahl der ionisierbaren Hydroxid- (OH-)-Ionen in einem Basenmolekül wird als Basensäure bezeichnet. Auf der Grundlage des Säuregehalts können Basen in drei Typen eingeteilt werden: Monosäure, Disäure und Trisäure.

Monosaure Basen

Natriumhydroxid

Wenn ein Molekül einer Base durch vollständige Ionisierung ein Hydroxidion erzeugt , wird die Base als monosaure Base bezeichnet. Beispiele für monosaure Basen sind:

Natriumhydroxid , Kaliumhydroxid , Silberhydroxid , Ammoniumhydroxid usw.

Disaure Basen

Wenn ein Basenmolekül durch vollständige Ionisierung zwei Hydroxidionen erzeugt, wird die Base als zweisäurehaltig bezeichnet. Beispiele für disaure Basen sind:

Bariumhydroxid

Bariumhydroxid , Magnesiumhydroxid , Calciumhydroxid , Zinkhydroxid , Eisen(II)hydroxid , Zinn(II)hydroxid , Blei(II)hydroxid , Kupfer(II)hydroxid usw.

Triazide Basen

Wenn ein Basenmolekül durch vollständige Ionisierung drei Hydroxidionen erzeugt, wird die Base als Trisäure bezeichnet. Beispiele für triazide Basen sind:

Aluminiumhydroxid , Eisenhydroxid , Goldtrihydroxid ,

Etymologie des Begriffs

Das Konzept der Base stammt aus einem älteren alchemistischen Konzept der "Matrix":

Der Begriff „Base“ scheint erstmals 1717 vom französischen Chemiker Louis Lémery als Synonym für den älteren paracelsischen Begriff „Matrix“ verwendet worden zu sein. Im Einklang mit dem Animismus des 16 . ... Seine moderne Bedeutung und allgemeine Einführung in das chemische Vokabular wird jedoch meist dem französischen Chemiker Guillaume-François Rouelle zugeschrieben . ... 1754 definierte Rouelle ausdrücklich ein neutrales Salz als das Produkt, das durch die Verbindung einer Säure mit einer beliebigen Substanz entsteht, sei es ein wasserlösliches Alkali, ein flüchtiges Alkali, eine absorbierende Erde, ein Metall oder ein Öl, das in der Lage ist, als "Basis" für das Salz dienen, "indem es ihm eine konkrete oder feste Form gibt". Die meisten im 18. Jahrhundert bekannten Säuren waren flüchtige Flüssigkeiten oder "Spirituosen", die destilliert werden konnten, während Salze ihrer Natur nach kristalline Feststoffe waren. Daher war es die Substanz, die die Säure neutralisierte, die angeblich die Flüchtigkeit oder den Spiritus der Säure zerstörte und dem resultierenden Salz die Eigenschaft der Festigkeit verlieh (dh eine konkrete Base gab).

—  William Jensen, Der Ursprung des Begriffs "Basis"

Siehe auch

Verweise

  • Whitten, Kenneth W.; Peck, Larry; Davis, Raymond E.; Lockwood, Lisa; Stanley, George G. (2009). Chemie (9. Aufl.). ISBN 978-0-495-39163-0.
  • Zumdahl, Steven; DeCoste, Donald (2013). Chemische Prinzipien (7. Aufl.). Maria Finke.