Сильная щелочь как определить

Чем отличаются кислоты от щелочей

Кислоты и щёлочи отличают по показателям pH (шкала pH). Ниже Вы видите картинку – это специальная шкала, на которой имеются числа от 0 и до 14. Нулём обозначают самые сильные кислоты, а четырнадцатью – самую сильную щёлочь. Но какая же середина между этими числами? Может быть 5, может быть 7, а может быть 10? Серединой принято считать число 7 (нейтральное положение). То есть числа до 7 это все кислоты, а больше 7 это щёлочи.

Именно для этой шкалы разработаны специальные индикаторы — лакмусы. Это обычная полоска, которая реагирует на среду. В кислотной среде она окрашивается в красный цвет, а в щелочной среде – в синий цвет. Она необходима не только в химии, но и в быту.

Например, если у Вас есть аквариум, то немаловажную роль играет кислотность воды. От неё зависит вся жизнь аквариума. К примеру, показатель кислотности воды для аквариумных рыбок колеблется от 5 до 9 рН. Если будет больше или меньше, то рыбка будет чувствовать себя не комфортно, а может и вовсе умереть. Всё тоже самое и с растениями для аквариумов…

Кислоты

Кислоты — это соединения, содержащие водород и образующие ионы водорода (Н+) при растворении в воде. Ионы — это частицы с электрическим зарядом (см. статью «Химические связи»). Именно ионы придают кислотам их свойства, но существовать они могут только в растворе. Следовательно, свойства кислот проявляются исключительно в растворах. Молекула серной кислоты (H2SO4) состоит из атомов водорода, серы и кислорода. В состав соляной кислоты (НСl) входят водород и хлор. Кислота считается сильной, если большинство ее молекул распадаются в ра­створе, выделяя ионы водорода. Соляная, серная, азотная кислоты относятся к сильным. На контейнерах с сильными кислотами ставятся принятые во всем мире символы, означающие «опасно» и «высокая активность»Сила кислоты измеряется числом рН — водородным показателем. Сильные кислоты очень агрессивны; попав на поверхность пред­мета или на кожу, они прожигают её. На контейнерах с сильными кислотами ставятся принятые во всем мире символы, означающие «опасно» и «высокая активность».

Такие кислоты, как лимонная или уксусная, т.е. произведенные живыми организмами, называются органическими. Кислоты широко применяются в хими­ческой и медицинской промышленности, в производстве продуктов питания и синтетических волокон. Виноградный уксус содержит слабую кислоту, называемую уксусной. В помидорах есть органическая салициловая кислота. В цветных пятнах на коже морских улиток содержится кислота с неприятным вкусом, отпугивающая хищников. Для всех кислот характерно сходное по­ведение в химических реакциях. Напри­мер, при реакциях кислот с основаниями образуется нейтральное соединение — соль и вода. Реакции кислот с большинством металлов дают соль и водород. Реагируя с карбонатами, кислоты дают соль, углекислый газ и воду. Известный кули­нарам пекарный порошок содержит гид­рокарбонат натрия и винную кислоту. Когда в муку, содержащую пекарный порошок, добавляют воду, кислота и карбонат порошка вступают в реакцию, углекислый газ начинает выделятся в виде пузырьков, и это помогает тесту подниматься.

рН и индикаторы

Сила кислот и оснований определяет­ся числом рН. Это мера концентрации ионов водорода в растворе. Число рН изменяется от 0 до 14. Чем меньше рН, тем выше концентрация водо­родных ионов. Раствор, рН которого меньше 7, — кис­лота. Апельсиновый сок имеет рН 4, значит, это кислота. Вещества с рН = 7 нейтральны, а вещества с рН больше 7 — основания или щелочи. рН кислоты или щелочи можно определить с помощью индикатора. Индикатор — это вещество, меняющее цвет при контакте с кислотой или щелочью. Так лакмус краснеет в кислоте и синеет в щелочи. Кислота окрашивает синюю лакмусовую бумажку в красные цвет, а красная лакмусовая бумажка в щелочи становится синей или фиолетовой. Лакмус получают из примитивных растений, называемых лишайниками. Другие растения, например, гортензия и краснокочанная капуста, также являются природными индикаторами.

Так называемый универсальный индикатор – это смесь нескольких красок. Он меняет цвет в зависимости от pH вещества. Он становится красным, оранжевым или желтым в кислотах, зеленым или желтым в нейтральных растворах и синим или фиолетовым в щелочах.

Серная кислота

Серная кислота играет важную роль в промышленности, прежде всего в производстве удобрений на основе суперфосфатов и сульфата аммония. Она также ис­пользуется в производстве синтетических волокон, красителей, пластмасс, лекарств, взрывчатых веществ, моющих средств, автомобильных аккумуляторов. Когда-то серную кислоту называли минеральной кислотой, так как ее получали из серы — вещества, встречающегося в земной коре в виде минерала. Серная кислота очень активна и агрессивна. При растворении в воде она выделяет много тепла, поэтому ее нужно вливать в воду, но не наоборот — тог­да кислота растворится, а вода по­глотит тепло. Она — мощный окислитель, т.е. при реакциях окисления она отдает кислород другим веществам. Серная кислота также является осушителем, т.е. забирает воду, связанную с другим веществом. Когда сахар (C12H22O11) растворяется в концентрированной серной кислоте, кислота забирает у сахара воду, и от сахара остается пенящаяся масса черного угля.

Кислоты в почве

Цветы гортензии на кислотной по­чве синие, а на щелочной — розовыеКислотность почвы зависит от характера образовавших ее пород и от растущих на ней растений. На меловых и известняковых по­родах почва обычно щелочная, а на лугах, в песчаных и лесистых районах она более кислая. Кислотность также повышают кислотные дожди. Для земледелия лучше всего подходят нейтральные или слабокислые почвы, рН которых от 6,5 до 7. Разлагаясь, мертвые листья образуют органическую гуминовую кислоту и повышают кислотность почвы. Там, где почвы чересчур кислотные, в них добавляют измельченный известняк или гашеную известь (гидроксид кальция), т.е. основания, которые нейтрализуют кислоты почвы. Такие растения, как рододендроны и азалии хорошо растут на кислотных почвах. Цветы гортензии на кислотной почве синие, а на щелочной — розовые. Гортензия – природный индикатор. На кислотных почвах её цветы синие, а на щелочных розовые.

В настоящее время в химии принята теория Брёнстеда — Лоури и Льюиса, которая определяет кислоты и основания. В соответствии с этой теорией, кислоты — это вещества, способные отщеплять протон, а основания — отдавать электронную пару OH−. Можно сказать, что под основаниями понимают соединения, которые при диссоциации в воде образуют только анионы вида OH−. Если совсем просто, то щелочами называют соединения, состоящие из металла и гидроксид-иона OH−.

К щелочам принято относить гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. Все щелочи — это основания, но не наоборот, нельзя считать определения «основание» и «щелочь» синонимами.
Правильное химическое название щелочей — гидроксид (гидроокись), например, гидроокись натрия, гидроксид калия. Часто употребляются также названия, которые сложились исторически. Ввиду того, что щелочи разрушают материалы органического происхождения — кожу, ткани, бумагу, древесину, их называют едкими: например, едкий натр, едкий барий. Однако понятием «едкие щелочи» химики определяют гидроксиды щелочных металлов — лития, натрия, калия, рубидия, цезия.

Свойства щелочей

Щелочи — твердые вещества белого цвета; гигроскопичные, водорастворимые. Растворение в воде сопровождается активным выделением тепла. Вступают в реакции с кислотами, образуя соль и воду. Эта реакция нейтрализации является важнейшей из всех свойств щелочей. Кроме этого, гидроксиды реагируют с кислотными оксидами (образующими кислородосодержащие кислоты), с переходными металлами и их оксидами, с растворами солей.

Гидроксиды щелочных металлов растворяются в метиловом и этиловом спиртах, способны выдерживать температуры до +1000 °С (за исключением гидроксида лития).

Гидроксид натрия (едкий натр) используется в чистящих жидкостях, а также (как и гидроксид калия) для производства мыла. Мыло — это соль, образующаяся при реакции щелочей с кислотами растительных жиров. Жало осы выпускает щелочь, которую можно нейтрализовать кислотой, например уксусом.

Щелочи — активные химические реагенты, поглощающие из воздуха не только водяные пары, но и молекулы углекислого и сернистого газа, сероводорода, диоксида азота. Поэтому хранить гидроксиды следует в герметичной таре или, например, доступ воздуха в сосуд со щелочью организовать через хлоркальциевую трубку. В противном случае хим.реактив после хранения на воздухе будет загрязнен карбонатами, сульфатами, сульфидами, нитратами и нитритами.

Если сравнивать щелочи по химической активности, то она увеличивается при движении по столбцу таблицы Менделеева сверху вниз.

Концентрированные щелочи разрушают стекло, а расплавы щелочей — даже фарфор и платину, поэтому растворы щелочей не рекомендуется хранить в сосудах с пришлифованными стеклянными пробками и кранами, так как пробки и краны может заклинить. Хранят щелочи, обычно, в полиэтиленовых емкостях.

Именно щелочи, а не кислоты, вызывают более сильные ожоги, так как их сложнее смыть с кожи и они проникают глубоко в ткань. Смывать щелочь надо неконцентрированным раствором уксусной кислоты. Работать с ними необходимо в средствах защиты. Щелочной ожог требует немедленного обращения к врачу!

Применение щелочей
— В качестве электролитов.
— Для производства удобрений.
— В медицине, химических, косметических производствах.
— В рыбоводстве для стерилизации прудов.

Едкий натр. Самая популярная и востребованная в мире щелочь. Применяется для омыления жиров в производстве косметических и моющих средств, для изготовления масел в процессе нефтепереработки, в качестве катализатора и реактива в химических реакциях; в пищепроме.

Едкое кали. Применяется для производства мыла, калийных удобрений, электролитов для батареек и аккумуляторов, синтетического каучука. Также — в качестве пищевой добавки; для профессиональной очистки изделий из нержавеющей стали.

Гидроксид алюминия. Востребован в медицине как отличный адсорбент, антацид, обволакивающее средство; ингредиент вакцин в фармацевтике. Кроме этого, вещество применяется в очистных сооружениях и в процессах получения чистого алюминия.

Гидроокись кальция. Популярная щелочь с очень широким спектром применения, которую в быту знают под названием «гашеная известь». Используется для дезинфекции, смягчения воды, в производстве удобрений, едкого натра, «хлорки», строительных материалов. Применяется для защиты деревьев и деревянных сооружений от вредителей и огня; в пищепроме как пищевая добавка и реактив при производстве сахара.

Гидроокись лития. Востребованное соединение в химпроме как сырье; в стекольной, керамической, Фиксаналырадиотехнической индустрии; для производства смазочных материалов, электролитов; для поглощения вредных газов.

Гидроокись бария. Применяется в химпроме как катализатор, а также в пищепроме для очистки жиров, сахара.

• Кислоты и щелочи неспособны мирно сосуществовать даже одну секунду, находясь в соприкосновении. Перемешавшись, они мгновенно начинают бурное взаимодействие. Химическая реакция с ними сопровождается шипением и разогревом и длится до тех пор, пока эти ярые антагонисты не уничтожат друг друга.
• Кислотам свойственно образовывать кислую среду, а щелочам – щелочную.
• Химики отличают щелочь от кислоты по ее поведению с лакмусовой бумажкой или фенолфталеином.

Источник

Основания. Химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Получение оснований

1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Na₂O + H₂O → 2NaOH

При этом оксид меди (II) с водой не реагирует:

CuO + H₂O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий) , кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

2K 0 + 2 H₂ + O → 2 K + OH + H₂ 0

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

щелочь + соль₁ = соль₂↓ + щелочь

щелочь + соль₁ = соль₂↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II):

CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaCl

Химические свойства нерастворимых оснований

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода.

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей. Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Химические свойства щелочей

щёлочь_{(избыток)}+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота_{(избыток)} = кислая соль + вода

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

А в растворе образуется комплексная соль:

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (к ак правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь_{(избыток)} + кислотный оксид = средняя соль + вода

щёлочь + кислотный оксид_{(избыток)} = кислая соль

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO₂ = NaHCO₃

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Cu 2+ SO₄ 2- + 2Na + OH — = Cu 2+ (OH)₂ — ↓ + Na₂ + SO₄ 2-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла_{(избыток)} + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь_{(избыток)} = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO₃ мы разбиваем на уольную кислоту H₂CO₃ и карбонат натрия Na₂CO₃. Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

2Al + 2NaOH + 6 H₂ + O = 2Na[ Al +3 (OH)₄] + 3 H₂ 0

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О₂ ≠

NaOH +N₂ ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

2NaOH +Cl₂ 0 = NaCl — + NaOCl + + H₂O

6NaOH +Cl₂ 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O₃ + 3H₂O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

2NaOH + Si 0 + H₂ + O= Na₂Si +4 O₃ + 2H₂ 0

Фтор окисляет щёлочи:

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Источник

10 Самых сильных оснований когда-либо синтезированных

Основание, в химии, относится к любому веществу, которое высвобождает гидроксидные ионы (OH − ) при растворении в воде или водном растворе. Многие основания, однако, не легко переносят гидроксидные ионы, но они также производят высокие уровни OH − при обработке водой. Этот тип реакции можно наблюдать, когда аммиак обрабатывают водой с получением аммония и гидроксида.

Основания также имеют отличительные физические характеристики; например, они горьки на вкус (кислоты кислы) и дают скользкое ощущение при прикосновении. Основы необходимы и являются жизненно важным компонентом в конкретных отраслях промышленности. Они использованы для того чтобы сделать бумагу, мыло и синтетическую вискозу, порошок отбеливания, антацид. Хотя они обычно рассматриваются как химическая противоположность кислот, есть несколько известных кислот, которые могут вести себя так же, как основания при определенных обстоятельствах.

Cверхоснование

Термин «сверхоснование» не нов и использовался более полутора столетий. Поскольку сверхоснование подвержены бурной реакции, при контакте с водой или углекислым газом для проведения химических реакций требуется специальный растворитель. Сверхоснование могут быть классифицированы на три типа; органические, неорганические и металлоорганические. Ниже приведен список 10 сильнейших баз на Земле.

10. Гидроксид лития

Химическая формула: LiOH

Большое количество LiOH используется для производства литиевого мыла. Другое важное использование гидроксида лития делается в вентиляционных системах подводных лодок и космических аппаратов для устранения углекислого газа путем создания воды и карбоната лития.

Он также используется в качестве средства борьбы с коррозией в ядерных реакторах (реактор с водой под давлением) и в качестве электролита батареи.

9. Гидроксид натрия

Рабочая модель процесса Хлоралкалия или электролиза Хлоралкалия

Химическая формула: NaOH

Гидроксид натрия широко используется для химической варки целлюлозы в бумажной промышленности. Его другие применения включают в себя производство мыла и моющих средств, обработку сырой пищи, производство цемента и водоочистные сооружения для нейтрализации значений pH воды. Он также время от времени используется в нефтяной промышленности для нейтрализации кислот и повышения уровня щелочности определенного раствора.

В древние времена NaOH получали обработкой гидроксида кальция карбонатом натрия. К 19 веку его заменил процесс Сольвея, который использовался для производства карбоната натрия, дешевой альтернативы NaOH. Сегодня большая часть промышленного гидроксида натрия создается с помощью процесса хлоралкалия.

8. Гидроксид калия

Химическая формула: KOH

Многие из вас могут распознать гидроксид калия как едкий калий, твердое белое вещество, известное своей высококоррозионной природой. Подобно гидроксиду натрия, KOH является бесцветным (коммерчески доступно в белом цвете) и прочным квинтэссенцией.

В то время как гидроксид калия и гидроксид натрия могут использоваться как взаимозаменяемые вещества для различных целей, в большинстве отраслей промышленности используется NaOH, так как он дешевле двух. В любом случае он используется для производства биодизеля, мыла и в качестве электролита в некоторых батареях.

Чистый гидроксид калия получают взаимодействием гидроксида натрия с деградированным или нечистым калием. Химическое соединение потенциально опасно и вызывает ожоги кожи при концентрации более 2%. Все, что от 0,5% до 2%, может вызвать сильное раздражение.

7. Бис(триметилсилил) амид лития

Химическая Формула: C ₆ H ₁₈ LiNSi ₂

Бис (триметилсилил) амид лития, или сокращенно LiHMDS, представляет собой ненуклеофильную супероснову, которая имеет важные применения в лабораториях. Как и другие реагенты на основе лития, он может образовывать циклические соединения с тримером, анионом, созданным комбинацией трех ионов одного и того же вещества. LiHMDS обычно получают взаимодействием бис (триметилсилил) амина с бутиллитием.

HN (SiMe3) 2 + C4H9Li → LiN (SiMe3) 2 + C4H10

6. Гидрид натрия

Химическая формула: NaH

Гидрид натрия принадлежит к особой группе гидридов, известных как солевые/ионные гидриды (состоящие из ионов Na+ и H-), которые, в отличие от аммиака и воды, существуют в солеобразной форме. В основном он используется в качестве основы органического синтеза, хотя известно также малое количество незначительных случаев использования NaH. Гидрид натрия образуется при реакции водорода с жидким натрием.

В редких случаях соединение может принимать форму «обратного гидрида натрия», где натрий и ионы водорода обмениваются зарядами (Na- и H+). Na- является щелочью, что делает это соединение более энергетическим, чем стандартный гидрид натрия (из-за увеличенного чистого смещения между двумя электронами).

5. Амид Натрия

Химическая формула: NaNH ₂

Азид натрия, иногда известный как Амид натрия, является одним из самых сильных известных оснований в мире. Это важное, коммерчески доступное химическое соединение, которое обычно используется в органическом синтезе. NaNH 2 проводит электричество (в сплавленном состоянии), так как его электрические свойства проводимости почти аналогичны свойствам гидроксида натрия.

В то время как чистый гидроксид натрия обычно белый, большая часть коммерчески доступных NaNH 2 имеет серый цвет из-за наличия примесей в виде металлического железа. Обычно Амид натрия получают путем взаимодействия аммиачного газа с натрием.

Амид натрия является предпочтительным в некоторых типах синтеза из-за его функций в качестве нуклеофила. Это потенциально опасное химическое вещество, с которым следует обращаться с особой осторожностью. Он может энергично реагировать с водой, особенно когда присутствует в твердой форме.

4. Диизопропиламид лития

Химическая формула: C ₆ H ₁₄ LiN

Следующим в списке является диизопропиламид лития, еще одна ненуклеофильная сверхоснова, которая известна своей сильно коррозионной природой и растворимостью. В нормальных условиях соединение синтезируется путем обработки охлажденного раствора диизопропиламина (тетрагидрофурана) Бутиллитием. Излишне говорить, что диизопропиламид лития является коррозионным, а пирофорные, но коммерческие растворы гораздо безопаснее.

3. Бутиллитий

Химическая формула: C ₄ H ₉ Li

Н-Бутиллитий коммерчески важное свероснова, главным образом используемое как катализатор для полимерности для того чтобы произвести синтетический каучук. Он также используется в фармацевтической промышленности. Хотя бутиллитий в основном бесцветный, он может претерпевать незначительные изменения цвета либо при контакте с алканами, либо при старении.

Помимо сверхосновы, Н-Бутиллитий является мощным восстановителем, а также нуклеофилом (химическое вещество, которое жертвует электронную пару, образуя связь). Бутиллитий обычно получают взаимодействием лития с 1-бромбутаном или 1-хлорбутаном.

Бутиллитий нестабилен и может активно реагировать с водой и углекислым газом, но его можно безопасно хранить под инертным газом.

2. Анион окиси лития

Анион монооксида лития когда-то был самой сильной основой в мире до того, как был свергнут с престола в 2008 году. Как и другие сверхосновы, монооксид лития готовят в апротонном растворителе и также известен своей чрезвычайно агрессивной природой.

Синтез аниона моноксида лития является сложной процедурой, и ее сложно проводить контролируемым образом. Обычно небольшое количество оксалата лития (Li ₂ C ₂ O ₄ ) используется в качестве предшественника, который проходит процесс ионизации электрораспылением. Полученное соединение оксалат-анион лития (LiC ₂ O ₄ ) выделяют и затем обрабатывают с индуцированной столкновением диссоциацией дважды.

В результате получаем анион оксида лития (LiO-) и молекулу диоксида углерода. Использование аниона оксида лития неизвестно.

1. Орто-diethynylbenzene дианион

Химическая формула: [C ₆ H ₄ (C2) ₂ ] 2–
E _pa: 1843 кДж / моль

Орто-diethynylbenzene дианион является, пожалуй, самым сильным сверхоснованием, известным нам. Он был первоначально синтезирован/открыт группой исследователей в Австралии с использованием масс-спектрометрии.

Кроме того, орто-diethynylbenzene имеет два изомера (с одинаковой молекулярной формулой, но различной химической структурой); Мета-диэтинилбензол дианион и пара-диэтинилбензол дианион, второе и третье сильнейшее основание, когда-либо синтезированное. Оба изомера, включая орто-diethynylbenzene, не имеют известного применения и существуют в газообразном состоянии.

Источник