Os xabóns son bases débiles formadas pola reacción de ácidos graxos con hidróxido de sodio ou hidróxido de potasio.

Unha base en química é unha substancia que pode doar un par de electróns de valencia. Dun xeito máis restrinxido (historicamente, tamén máis antigo), é unha substancia que pode aceptar catións hidróxeno (protóns). Ás bases solubles chámaselles álcalis se conteñen e liberan ións hidróxido(OH^-). Correspondendo co anterior, a teoría de Brønsted-Lowry define as bases como aceptoras de protóns (ións hidróxeno), mentres a máis xeral teoría de Lewis as define como doantes de pares electrónicos, permitindo así incluír ácidos que non entran como tales na teoría de Lewis.^[1] A máis vella teoría de Arrhenius define as bases como anións hidróxido,^[2] o que é aplicable estritamente só ós álcalis. Na auga, por alteración do equilibrio de ionización, as bases dan solucións con actividade de ións hidróxeno menor que a correspondente á auga pura, é dicir, un pH maior que 7 en condicións normais. Exemplos de bases comúns son o hidróxido de sodio e o amoníaco. Os óxidos metálicos, hidróxidos e en particular os alcaloides son básicos, e os anións correspondentes con ácidos débiles son bases débiles.

As bases poden concibirse como produtos químicos opostos ós ácidos. A reacción entre un ácido e unha base chámase neutralización. Considérase dita oposición a causa do efecto dun ácido en auga de aumentar a concentración do ión hidronio (H₃O⁺), mentres que as bases reducen dita concentración. Bases e ácidos atópanse con frecuencia en forma de solución acuosa. As solucións acuosas de bases reaccionan con solucións acuosas de ácidos para producir auga e sal (asemade en solución acuosa) onde o sal está separada nos seus ións compoñentes. Se a solución acuosa é unha disolución saturada en relación a un sal soluto dada, calquera aumento da mesma na disolución resultará na formación dun precipitado salino.

A noción de base como concepto en química foi introducido por primeira vez polo químico francés Guillaume François Rouelle en 1754. Decatouse que os ácidos, que naquel momento eran principalmente líquidos volátiles (como o ácido acético), volvíanse sales sólidas só cando se combinaban con substancias específicas. Rouelle considerou que esas substancias servían como unha "base" para o sal, dando ó sal unha "forma concreta ou sólida".^[3]

Definición e propiedades |

A definición inicial corresponde á formulada en 1887 por Arrhenius. A teoría de Brönsted-Lowry de ácidos e bases, formulada en 1923, di que unha base é aquela substancia capaz de aceptar un protón (H⁺). Esta definición engloba a anterior: no exemplo anterior, o KOH ao disociarse en disolución dá ións OH^-, que son os que actúan como base ao poder aceptar un protón. Esta teoría tamén se pode aplicar en disolventes non acuosos.

En 1923, Gilbert Newton Lewis ampliou aínda máis a definición de ácidos e bases, a pesar de que a súa teoría non tería unha repercusión importante ata uns cantos anos máis tarde. Segundo a teoría de Lewis, unha base é aquela substancia que pode ceder un par de electróns. O ión OH^-, igual que outros ións ou moléculas como o NH₃, H₂O, etc., teñen un par de electróns non enlazados, polo cal son bases. Todas as bases segundo a teoría de Arrehnius ou a de Brønsted-Lowry son á súa vez bases de Lewis.

Algunhas das propiedades xerais das bases son:^[4]

• Ao trato dos dedos, dan unha sensación de viscosidade ou xabonosa, debido á saponificación dos lípidos na pel humana.


• Cando se presentan nunha elevada concentración, ou son bases fortes, son cáusticas, corrosivas da materia orgánica, e reaccionan violentamente coas substancias ácidas.


• Disólvense en auga e, ao facelo, disócianse en ións e son substancias condutoras da electricidade.


• Cos indicadores reaccionan da seguinte maneira: volven negro o papel de tornasol e na proba da fenolftaleína aparece a cor rosa.


• Teñen gusto agre.^[5]


• Son cáusticos.

Teoría ácido-base de Arrhenius |

O químico sueco Svante Arrhenius propuxo a definición clásica de bases e de ácidos.

O químico sueco Svante August Arrhenius propuxo unha teoría da disociación electrolítica en 1887^[6] que indicaba que os electrólitos, en disolución acuosa ou fusos, disócianse parcialmente en ións cargados eléctricamente.

Os electrólitos clasifícanse en ácidos, bases e sales. Segundo Arrhenius, en concreto, as bases son substancias que en disolución acuosa dan anións hidroxilo, OH^-, isto é, conteñen un ou máis grupos hidroxilo que poden ser substituídos por radicais ácidos negativos para formar sales. Por exemplo:

NaOH Na⁺ + OH^-

• Exemplos de bases de Arrhenius: hidróxido sódico (NaOH), hidróxido de potasio (KOH), hidróxido de aluminio (Al(OH)₃).

Brønsted-Lowry |

O químico danés Johannes Nicolaus Brønsted e o inglés Thomas Martin Lowry, en 1923, publicaron de forma independente, unha teoría sobre o comportamento dos ácidos e das bases que superaba a vixente, naqueles anos, teoría ácido-base de Arrhenius, posto que podía aplicarse a calquera tipo de disolvente mentres que a de Arrhenius só podía empregarse en disolución acuosas.^[7][8] Segundo esta nova teoría, un ácido é unha substancia que pode ceder protóns, e unha base é unha substancia que os pode aceptar. Un ácido e unha base están conxugados cando están relacionados pola ecuación:

Como exemplos temos:

NH₄⁺ H⁺ + NH₃

Os ácidos e as base poden ser ións ou moléculas neutras.
Se setá en conta a solvatación do protón, H⁺, por parte do disolvente, a relación entre parellas conxugadas en disolución acuosa é:

neste caso A auga actúa como un aceptor de protóns, é dicir, como unha base. O cambio pódese xeneralizar así:

onde o ácido 1 é conxugado na base 1 e o ácido 2 conxúgase na base 2. Hai que observar que a auga pode actuar como ácido ou como base.

• Exemplos da teoría de bases de Brønsted-Lowry: amoníaco (NH₃), S^2-, HS^-.

Teoría ácido-base de Lewis |

A teoría de Brønsted-Lowry non é suficientemente ampla para comprender todos os casos de comportamento ácido ou básico das substancias, posto que está limitada ás reaccións con intercambio de protóns. Hai substancias que non teñen hidróxeno e teñen comportamento ácido, por exemplo o dióxido de carbono, CO₂, ou o trióxido de xofre, SO₃, compórtanse como ácidos, posto que en presenza de óxidos básicos, por exemplo o óxido de calcio, CaO, ou o óxido de sodio, Na₂O, en ausencia de disolvente e, por tanto, sen transferencia de protóns, reaccionan para formar sales, o carbonato de sodio, CaCO₃ ou o sulfato de sodio, Na₂SO₄, por exemplo. As reaccións podemos representalas coas seguintes ecuacións químicas:

Do mesmo xeito a reacción entre o cloruro de tionil, Cl₂SO, e o sulfito de potasio, K₂SO₃, disoltos en dióxido de xofre líquido reaccionan segundo a ecuación:

que tampouco inclúe protólise, é á reacción en disolución acuosa entre o ácido clorhídrico, HCl, e o hidróxido de sodio, NaOH, que si que se pode explicar coa teoría de Brønsted-Lowry:

Estas reaccións implican a cesión parcial, intermediando enlace covalente dativo, dunha parella de electróns dun átomo de osíxeno a outro átomo.

Este feito levou a Gilbert Newton Lewis a enunciar no ano 1923^[9] e a desenvolver no ano 1938 unha teoría máis xeral de ácido e bases, na cal se define que:

• Un ácido é toda substancia, molecular ou iónica, que pode aceptar unha parella de electróns.


• Unha base é toda substancia que pode ceder unha parella de electróns.

A teoría de Lewis non proporciona, porén unha estimación cuantitativa da reacción das bases cos ácidos. Por este motivo, adóitase a aplicar unha avaliación cualitativa coñecida como Teoría ácido-base duro-brando de Pearson (coñecida coas siglas HSAB), que describe como os ácidos brandos reaccionan máis rapidamente e forman ligazóns máis fortes con bases brandas, mentres que os ácidos duros reaccionan máis rápido e forman ligazóns máis fortes con bases duras, manténdose iguais todos os outros factores.^[10] A clasificación no traballo orixinal estaba baseada nas constantes de equilibrio para as reaccións de dúas bases de Lewis competindo por un ácido de Lewis.

Os ácidos duros e as bases duras tenden a ter:

• 
  raio iónico/atómico pequenos


• 
  estado de oxidación alto


• 
  polarizabilidade baixa


• 
  electronegatividade alta


• 
  HOMO de baixa enerxía, no caso das bases, e LUMO de alta enerxía, no caso dos ácidos.^[10]

Bases e pH |

O pH dunha mostra acuosa é unha medida da súa acidez.^[11] Na auga pura, aproximadamente un de cada dez millóns de moléculas de disociar en ións de hidronium (H₃O⁺) e os ións de hidróxido (OH-), de acordo coa seguinte ecuación:

2H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)

A concentración, medida en molaridade (M ou moles por dm³), da cal se indica como ións [H₃O⁺] e [OH^-], e o seu produto é a constante de disociación da auga e ten o valor 10⁻⁷M. O pH defínese como −log [H₃O⁺], polo cal a auga pura ten un pH de 7. Estes números son correctos a 23 °C e son lixeiramente diferentes a outras temperaturas.

Unha base acepta (saca) hydronium ións H₃O⁺) da solución, ou dona os ións de hidróxido (OH⁻) á solución. Ambas as accións báixase a concentración de ións hydronium e, por tanto, aumenta o pH. Pola contra, un ácido dá ións H₃O⁺ á solución ou o acepta OH⁻, por tanto, un descenso de pH.

Por exemplo, se 1 mol de hidróxido de sodio (40 g) disólvese en auga para facer 1 litro de solución, a concentración dos ións de hidróxido convértese en [OH^-] = 1 mol/L. Por tanto [H⁺] = 10⁻¹⁴ mol/L, e pH = −log 10⁻¹⁴ = 14. Hai que ter en conta que neste cálculo, suponse que a actividade é equivalente á concentración, que non é realista nas concentracións de máis de 0.1 mol dm⁻³.

A disociación de base ou constante K_b é unha medida de basicidade. PKB é a negativa de rexistro de Kb e os relativos á dos valores de pKa pola simple relación dos valores de pK_a + pK_b = 14.

A alcalinidade é unha medida da capacidade dunha solución para neutralizar os ácidos en equivalencia de puntos de carbonatos ou bicarbonatos.

Neutralización de ácidos |

Gases de Amoníaco de hidróxido de amonio acuoso (na probeta) reaccionando con ácido clorhídrico (no vaso de precipitados) para producir cloruro de amonio (fume branco).

Cando se disolve na auga unha base forte, como o hidróxido de sodio, esta descomponse (neste caso nos ións sodio e hidróxido):

NaOH → Na⁺ + OH⁻

Do mesmo xeito, se se disolve en auga un ácido tamén se disocia; por exemplo, ao disolver o cloruro de hidróxeno (ácido clorhídrico) fórmanse ións hidronio e ións cloruro:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻

Cando as dúas solucións cos ións disociados mestúranse, os ións H₃O⁺ e os ións OH⁻ combínanse para formar moléculas de auga:

H₃O⁺ + OH⁻ → 2H₂O

Se se disolven as mesmas cantidades de hidróxido de sodio e de ácido clorhídrico, a base e o ácido neutralízanse de maneira exacta, deixando só NaCl en forma de precipitado (sal común) e auga. De forma xeral pódese dicir que:^[12]

Para neutralizar os derramamentos de calquera ácido téñense que utilizar bases débiles, como a sosa ou a clara de ovo. Se se tenta neutralizar o derramamento dun ácido cunha base forte como o hidróxido de sodio ou o hidróxido de potasio, pódese provocar unha violenta reacción exotérmica, e a acción da mesma base pode causar tanto mal como o derramamento de ácido.

Alcalinidade dos non-hidróxidos |

As bases son xeralmente compostos que poden neutralizar unha gran cantidade de ácidos. Tanto o amoníaco como o carbonato de sodio son bases, aínda que ningunha destas substancias conteñen grupos OH^-. Ambos os compostos aceptan H⁺ cando se disolven na auga:

Na₂CO₃ + H₂O → 2 Na⁺ + HCO₃⁻ + OH⁻

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH⁻

A partir disto, un pH ou acidez, pode ser calculado para solucións acuosas de bases. Bases que actúan tamén directamente como parellas electrón-doantes:

CO₃²⁻ + H⁺ → HCO₃⁻

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

O carbono pode actuar como base, e tamén o nitróxeno e o osíxeno. Isto sucede habitualmente en compostos como butilo de litio, alcóxidos e amidas de metais, como a amida de sodio. As bases de carbono, nitróxeno e osíxeno sen a resonancia estabilizada adoitan ser moi fortes; denomínanse superbases, e non poden existir nunha solución de auga debido á mesma acidez da auga. A estabilización da resonancia, porén, permíteo en bases máis débiles como os carboxilatos; por exemplo, o acetato de sodio é unha base débil.

Bases fortes e débiles |

Hidróxido de potasio (KOH).

Unha base forte é a que se disocia completamente en auga, é dicir, achega o máximo número de ións OH^-. Por exemplo, o hidróxido de potasio é unha base forte.

KOH → OH−
 + K+
(en disolución acuosa)

A teoría de Bronsted-Lowry cuantifica a forza das bases, é dicir, a súa capacidade para escindir un protón do ácido. Mídese mediante a constante K_b - a constante de equilibrio da reacción coa base de ácido de comparación. Canto maior sexa a constante de basicidade, máis grande será a forza da base e máis grande é a súa capacidade para escindir os protóns. Habitualmente a constante de basicidade exprésase como o índice de basicidade constante pK_b. Por exemplo, o amoníaco como unha base de Bronsted pode ser descrito:

NH3+H2O⇌NH4++OH−displaystyle mathsf NH_3+H_2Orightleftharpoons mathsf NH_4^++OH^-

Kb=[NH4+]⋅[OH−][NH3]=1,79⋅10−5;displaystyle K_b=frac [mathsf NH_4^+]cdot [mathsf OH^-][mathsf NH_3]=1,79cdot 10^-5;

 pKb=−log⁡Ka=4,75.displaystyle mathrm p K_b=-log K_a=4,75.

Para bases polibásicas pódense obter varios valores das constantes de disociación K_b1, K_b2, etc. Por exemplo, un ión fosfato pode estar protonado tres veces:

PO43−+H2O⇌HPO42−+OH−;Kb1=[HPO42−]⋅[OH−][PO43−]=2,10⋅10−2;displaystyle mathsf PO_4^3-+H_2Orightleftharpoons mathsf HPO_4^2-+OH^-;K_mathrm b1 =frac [mathsf HPO_4^2-]cdot [mathsf OH^-][mathsf PO_4^3-]=2,10cdot 10^-2;

HPO42−+H2O⇌H2PO4−+OH−;Kb2=[H2PO4−]⋅[OH−][HPO42−]=1,58⋅10−7;displaystyle mathsf HPO_4^2-+H_2Orightleftharpoons mathsf H_2PO_4^-+OH^-;K_mathrm b2 =frac [mathsf H_2PO_4^-]cdot [mathsf OH^-][mathsf HPO_4^2-]=1,58cdot 10^-7;

H2PO4−+H2O⇌H3PO4+OH−;Kb3=[H3PO4]⋅[OH−][H2PO4−]=1,32⋅10−12.displaystyle mathsf H_2PO_4^-+H_2Orightleftharpoons mathsf H_3PO_4+OH^-;K_mathrm b3 =frac [mathsf H_3PO_4]cdot [mathsf OH^-][mathsf H_2PO_4^-]=1,32cdot 10^-12.

A potencia da base tamén se pode caracterizar pola constante de acidez do seu ácido conxugado K_a (BH⁺), onde a basicidade do produto é constante K_b por unha constante K_a (BH⁺), o produto iónico da auga para solucións acuosas, e a constante de autoprotólise do disolvente xeral.

Ka(NH4+)=[NH3]⋅[H+][NH4+]=5,62⋅10−10;displaystyle K_amathrm (NH_4^+) =frac [mathsf NH_3]cdot [mathsf H^+][mathsf NH_4^+]=5,62cdot 10^-10;

Ka(NH4+)⋅Kb(NH3)=Kw=1⋅10−14;displaystyle K_amathrm (NH_4^+) cdot K_bmathrm (NH_3) =K_w=1cdot 10^-14;

pKa(NH4+)+pKb(NH3)=pKw=14displaystyle mathrm p K_amathrm (NH_4^+) +mathrm p K_bmathrm (NH_3) =mathrm p K_w=14

Outros exemplos de bases fortes son os hidróxidos dos metais alcalinos e as terras alcalinas:

• 
  Hidróxido de potasio (KOH) ou potasa cáustica
  


• 
  Hidróxido de bario (Ba(OH)₂)


• 
  Hidróxido de cesio (CsOH)


• 
  Hidróxido de sodio (NaOH) ou sosa cáustica
  


• 
  Hidróxido de estroncio (Sr(OH)₂)


• 
  Hidróxido de calcio (Can(OH)₂), tamén coñecido como cal morta ou cal apagada
  


• 
  Hidróxido de litio (LiOH)


• 
  Hidróxido de rubidio (RbOH)


• 
  Hidróxido de magnesio (Mg(OH)₂)

Unha base débil tamén achega ións OH−
ao medio, pero está en equilibrio o número de moléculas disociadas coas que non o están.

Al(OH)
3 ⇔ 3OH−
+ Al+

Neste caso, o hidróxido de aluminio está en equilibrio (descompóndose e formándose continuamente) cos ións que xera. A constante de basicidade (K_b) dunha base indica o seu grao de disociación.

Dada unha base B, ao disolvela en auga obtense o seu ácido conxugado BH⁺:

B(aq) + H₂O(l) → BH⁺(aq) + OH^-(aq)

E será válida a seguinte ecuación (só por bases débiles), que relaciona a concentración coa constante de basicidade;

Kb=[BH+]⋅[OH−][B]displaystyle mboxKb=[mboxBH^+]cdot [mboxOH^-] over [mboxB]

Superbases |

Diisopropilamida de litio.

As sales do grupo 1 de carbanións, amidas e hidruros tenden a ser unhas bases aínda máis fortes debido á extrema debilidade dos seus ácidos conxugados, que son hidrocarburos, aminas e dihidróxenos, respectivamente. Normalmente, estas bases créanse engadindo metais alcalinos puros -tales como o sodio- ao ácido conxugado.^[13] Denomínanse superbases e non é posible mantelas en disolución acuosa debido ao feito de que son bases máis fortes que o ión hidróxido, polo cal desprotonan a auga do ácido conxugado. Por exemplo, o ión etóxido (base conxugada do etanol) en presenza de auga experimenta a seguinte reacción:

CH
3CH
2O−
+ H
2O → CH
3CH
2OH + OH−

Algunhas superbases son:

• 
  N-butil-litio (n-BuLi)


• 
  Diisopropilamida de litio (C
  6H
  14LiN)


• Dietilamida de litio


• 
  Amida de sodio (NaNH₂)


• 
  Hidruro de sodio (NaH)


• 
  Bis(trimetilsilil)amida de litio (((CH
  3)
  3Si)
  2NLi)

Neutralización dos ácidos |

A clara de ovo é unha base débil.

Cando unha base forte, como o hidróxido de sodio, se disolve en auga, descomponse en ións hidróxido (^-OH) e ións de sodio:

NaOH → Na⁺ + OH⁻

de maneira similar, o ácido clorhídrico ou cloruro de hidróxeno disólvese en auga formando ións hidronio (H₃ O⁺) e ións de cloro:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻

Cando mesturamos as dúas solucións, os ións H₃O⁺ e OH^- combínanse para formar moléculas de auga:

H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O

Se disolvemos cantidades iguais de NaOH e Hcl, a base e o ácido neutralízanse de maneira exacta, deixando só NaCl, sal común, en solución.

As bases débiles, como a soda ou a clara de ovo, poden ser utilizadas para neutralizar os derramamentos de ácido. A utilización de bases fortes como o hidróxido de sodio ou o hidróxido de potasio poderían causar unha reacción exotérmica violenta cuns efectos máis perigosos que o derramamento de ácido orixinal.

Bases como catalizadores |

As sustancias básicas pódense utilizar como catalizadores heteroxéneos solubilidade insolubles de reaccións químicas. Algúns exemplos son os óxidos metálicos, por exemplo o óxido de magnesio, o óxido de calcio, e o óxido de bario, así como o fluoruro de potasio en alúmina e algunhas ceolitas. Moitos metais de transición fan de bos catalizadores, moitos dos cales forman substancias básicas. Algúns catalizadores básicos utilizáronse para hidroxenacións, as migracións de dobre ligazón, na redución de Meerwein-Ponndorf-Verley, a reacción de Michael, e outras moitas reaccións.

Notas |

Véxase tamén |

Wikimedia Commons ten máis contidos multimedia na categoría:  Base

Outros artigos |

• Ácido


• Reacción ácido-base


• Base conxugada

Bibliografia |

• 
  A. Caamaño, D. Obach, E. Pérez-Rendón (2005). "10". Física i química. Teide. ISBN 8430746528. 
  


• 
  Kenneth W. Whitten, Larry Peck, Raymond E. Davis, Lisa Lockwood, George G. Stanley (2009). Brooks Cole, ed. Chemistry (en inglés). ISBN 0495391638. 
  

Ligazóns externas |

• 
  "IUPAC Gold Book, "base"" (en inglés). 
  

Este artigo é, polo de agora, só un bosquexo. Traballa nel para axudar a contribuír a que a Galipedia mellore e medre.