Base (química)

En química , existen tres definiciones de uso común para la palabra " base ": bases de Arrhenius , bases de Brønsted y bases de Lewis . Todas las definiciones coinciden en que las bases son sustancias que reaccionan con los ácidos , como propuso originalmente G.-F. Rouelle a mediados del siglo XVIII.

En 1884, Svante Arrhenius propuso que una base es una sustancia que se disocia en solución acuosa para formar iones hidróxido ^OH⁻ . Estos iones pueden reaccionar con iones hidrógeno (H⁺ ^según Arrhenius) provenientes de la disociación de ácidos para formar agua en una reacción ácido-base . Por lo tanto, una base era un hidróxido metálico como NaOH o Ca(OH) _₂ . Estas soluciones acuosas de hidróxido también se describían por ciertas propiedades características. Son resbaladizas al tacto, pueden tener sabor amargo ^{[ 1 ]} y cambian el color de los indicadores de pH (por ejemplo, vuelven azul el papel tornasol rojo ).

En el agua, al alterar el equilibrio de autoionización , las bases producen soluciones con una actividad de iones hidrógeno menor que en el agua pura; es decir, el agua tiene un pH superior a 7,0 en condiciones estándar. Una base soluble se denomina álcali si contiene y libera iones ^OH⁻ cuantitativamente . Los óxidos metálicos , los hidróxidos y, especialmente, los alcóxidos son básicos, y las bases conjugadas de los ácidos débiles también lo son.

Las bases y los ácidos se consideran opuestos químicos porque el efecto de un ácido es aumentar la ^{concentración} de hidronio (H₃O⁺) en el agua, mientras que las bases la reducen. La reacción entre soluciones acuosas de un ácido y una base se denomina neutralización , y _produce una solución de agua y una sal en la que la sal se disocia en sus iones componentes. Si la solución acuosa está saturada con un soluto salino determinado , cualquier exceso de dicha sal precipitará de la solución.

En la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry (1923), más general, una base es una sustancia que puede aceptar cationes de hidrógeno (H ⁺ ), también conocidos como protones . Esto incluye los hidróxidos acuosos, ya que el OH− ^reacciona con el H ⁺ para formar agua, por lo que las bases de Arrhenius son un subconjunto de las bases de Brønsted. Sin embargo, también existen otras bases de Brønsted que aceptan protones, como las soluciones acuosas de amoníaco (NH3 ₎ o sus derivados orgánicos ( aminas ). ^{[ 2 ]} Estas bases no contienen un ion hidróxido, pero reaccionan con el agua, lo que resulta en un aumento de la concentración de iones hidróxido. ^{[ 3 ]} Además, algunos disolventes no acuosos contienen bases de Brønsted que reaccionan con protones solvatados . Por ejemplo, en el amoníaco líquido , NH ₂ ⁻ es la especie iónica básica que acepta protones de NH ₄ ⁺ , la especie ácida en este disolvente.

GN Lewis se dio cuenta de que el agua, el amoníaco y otras bases pueden formar un enlace con un protón debido al par de electrones no compartidos que poseen las bases. ^{[ 3 ]} En la teoría de Lewis , una base es un donador de pares de electrones que puede compartir un par de electrones con un aceptor de electrones que se describe como un ácido de Lewis. ^{[ 4 ]} La teoría de Lewis es más general que el modelo de Brønsted porque el ácido de Lewis no es necesariamente un protón, sino que puede ser otra molécula (o ion) con un orbital vacío de baja energía que puede aceptar un par de electrones. Un ejemplo notable es el trifluoruro de boro (BF ₃ ).

En el pasado se han propuesto otras definiciones tanto de bases como de ácidos, pero hoy en día no se utilizan habitualmente .

El concepto de base proviene de una noción alquímica más antigua de "la matriz":

El término «base» parece haber sido utilizado por primera vez en 1717 por el químico francés Louis Lémery , como sinónimo del término paracelsiano más antiguo «matriz». En consonancia con el animismo del siglo XVI , Paracelso había postulado que las sales naturales crecían en la tierra como resultado de un ácido universal o principio seminal que había impregnado una matriz o útero terroso. Sin embargo, su significado moderno y su introducción general en el vocabulario químico se atribuyen generalmente al químico francés Guillaume-François Rouelle . En 1754, Rouelle definió explícitamente una sal neutra como el producto formado por la unión de un ácido con cualquier sustancia, ya sea un álcali soluble en agua, un álcali volátil, una tierra absorbente, un metal o un aceite, capaz de servir como «base» para la sal «dándole una forma concreta o sólida». La mayoría de los ácidos conocidos en el siglo XVIII eran líquidos volátiles o "espíritus" susceptibles de destilación, mientras que las sales, por su propia naturaleza, eran sólidos cristalinos. Por lo tanto, era la sustancia que neutralizaba el ácido la que supuestamente destruía su volatilidad o espíritu y la que confería la propiedad de solidez (es decir, le daba una base concreta) a la sal resultante.

Las propiedades generales de las bases incluyen:

• Las bases concentradas o fuertes son cáusticas para la materia orgánica y reaccionan violentamente con las sustancias ácidas.
• Las soluciones acuosas o las bases fundidas se disocian en iones y conducen la electricidad.
• Reacciones con indicadores : las bases vuelven azul el papel tornasol rojo, la fenolftaleína rosa, mantienen el azul de bromotimol en su color azul natural y vuelven amarillo anaranjado el metilo.
• El pH de una solución básica en condiciones estándar es mayor que siete.
• Las bases son amargas. ^{[ 6 ]}

La siguiente reacción representa la reacción general entre una base (B) y agua para producir un ácido conjugado (BH ⁺ ) y una base conjugada (OH ⁻ ): ^{[ 3 ]}$${\displaystyle {\ce {{B}_{(aq)}+ {H2O}_{(l)}<=> {BH+}_{(aq)}+ {OH-}_{(aq)}}}}$$La constante de equilibrio, K _b , para esta reacción se puede encontrar utilizando la siguiente ecuación general: ^{[ 3 ]}

${\displaystyle K_{b}={\frac {[BH^{+}][OH^{-}]}{[B]}}}$

En esta ecuación, la base (B) y la base extremadamente fuerte (la base conjugada OH⁻ ⁾ compiten por el protón. ^{[ 7 ]} Como resultado, las bases que reaccionan con el agua tienen valores de constante de equilibrio relativamente pequeños. ^{[ 7 ]} La ​​base es más débil cuando tiene un valor de constante de equilibrio menor. ^{[ 3 ]}

Las bases reaccionan con los ácidos para neutralizarse entre sí rápidamente tanto en agua como en alcohol. ^{[ 8 ]} Cuando se disuelve en agua, la base fuerte hidróxido de sodio se ioniza en iones hidróxido y sodio:

${\displaystyle {\ce {NaOH -> Na+ + OH-}}}$

y de manera similar, en el agua el ácido cloruro de hidrógeno forma iones hidronio e iones cloruro:

${\displaystyle {\ce {HCl + H2O -> H3O+ + Cl-}}}$

Cuando se mezclan las dos soluciones, el H₃ O ⁺y OH ⁻Los iones se combinan para formar moléculas de agua:

${\displaystyle {\ce {H3O+ + OH- -> 2H2O}}}$

Si se disuelven cantidades iguales de NaOH y HCl, la base y el ácido se neutralizan exactamente, dejando solo NaCl, que es básicamente sal de mesa , en solución.

Para neutralizar derrames de ácido, se deben usar bases débiles, como bicarbonato de sodio o clara de huevo. Neutralizar derrames de ácido con bases fuertes, como hidróxido de sodio o hidróxido de potasio , puede provocar una reacción exotérmica violenta, y la base en sí misma puede causar tanto daño como el propio derrame de ácido.

Las bases son generalmente compuestos que pueden neutralizar una cantidad de ácido. Tanto el carbonato de sodio como el amoníaco son bases, aunque ninguna de estas sustancias contiene OH ⁻grupos. Ambos compuestos aceptan H ⁺ cuando se disuelven en disolventes próticos como el agua:

${\displaystyle {\ce {Na2CO3 + H2O -> 2Na+ + HCO3- + OH-}}}$

${\displaystyle {\ce {NH3 + H2O -> NH4+ + OH-}}}$

A partir de esto, se puede calcular el pH , o acidez, de las soluciones acuosas de bases.

Una base también se define como una molécula que tiene la capacidad de aceptar un enlace de par de electrones al entrar en la capa de valencia de otro átomo a través de la posesión de un par de electrones. ^{[ 8 ]} Hay un número limitado de elementos que tienen átomos con la capacidad de proporcionar a una molécula propiedades básicas. ^{[ 8 ]} El carbono puede actuar como base, al igual que el nitrógeno y el oxígeno . El flúor y, a veces, los gases raros también poseen esta capacidad. ^{[ 8 ]} Esto ocurre típicamente en compuestos como el butil litio , los alcóxidos y las amidas metálicas como la amiduro de sodio . Las bases de carbono, nitrógeno y oxígeno sin estabilización por resonancia suelen ser muy fuertes, o superbases , que no pueden existir en una solución acuosa debido a la acidez del agua. Sin embargo, la estabilización por resonancia permite bases más débiles como los carboxilatos; por ejemplo, el acetato de sodio es una base débil .

Una base fuerte es aquella que se protona completamente al entrar en contacto con el agua. Esta protonación total se debe al efecto de nivelación . El término "base fuerte" puede generar confusión, ya que en este caso "fuerte" se refiere a una categoría de base, no a una descripción cualitativa. Por ejemplo, la guanidina es una molécula muy básica, pero no cumple con la definición de base fuerte porque no se protona completamente con el agua.

Ejemplos comunes de bases fuertes incluyen hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos , como el hidróxido de sodio y el hidróxido de calcio , respectivamente. Debido a su baja solubilidad , algunas bases, como los hidróxidos alcalinotérreos, pueden utilizarse cuando no se tiene en cuenta el factor de solubilidad. ^{[ 9 ]}

Una ventaja de esta baja solubilidad es que "muchos antiácidos eran suspensiones de hidróxidos metálicos como el hidróxido de aluminio y el hidróxido de magnesio "; ^{[ 10 ]} compuestos con baja solubilidad y la capacidad de detener un aumento en la concentración del ion hidróxido, previniendo el daño a los tejidos de la boca, el esófago y el estómago. ^{[ 10 ]} A medida que la reacción continúa y las sales se disuelven, el ácido estomacal reacciona con el hidróxido producido por las suspensiones. ^{[ 10 ]}

Las bases fuertes se hidrolizan completamente en agua debido al efecto de nivelación . ^{[ 8 ]} En este proceso, la molécula de agua actúa como un ácido para protonar la base, lo que da como resultado la formación de un anión hidróxido. ^{[ 8 ]} En condiciones anhidras, algunas bases fuertes pueden incluso desprotonar enlaces C–H débilmente ácidos. Aquí hay una lista de varias bases fuertes:

Los cationes de estas bases fuertes se encuentran en los grupos primero y segundo de la tabla periódica (metales alcalinos y alcalinotérreos). Los hidróxidos de amonio tetraalquilados también son bases fuertes, ya que se disocian completamente en agua. La guanidina es un caso especial de una especie excepcionalmente estable cuando está protonada, de forma análoga a la razón por la que el ácido perclórico y el ácido sulfúrico son ácidos muy fuertes.

Una base débil es aquella que no se ioniza completamente en una solución acuosa , o en la que la protonación es incompleta. Por ejemplo, el amoníaco acepta un protón del agua según la ecuación ^{[ 12 ].}

NH₃ (aq) + H₂O ₍ l) _→ NH₄⁺ ( aq) + ^OH⁻ ( ^aq ₎

La constante de equilibrio para esta reacción a 25  °C es 1,8 × 10 ⁻⁵ , ^{[ 13 ]} de modo que el grado de reacción o grado de ionización es bastante pequeño.

Una base de Lewis o donador de pares de electrones es una molécula con uno o más pares de electrones no enlazantes de alta energía que pueden compartirse con un orbital vacante de baja energía en una molécula aceptora para formar un aducto . Además de H ⁺ , los posibles aceptores de pares de electrones (ácidos de Lewis) incluyen moléculas neutras como BF3 _e iones metálicos de alto estado de oxidación como Ag2 ⁺ , Fe3 ⁺ y Mn7 ⁺ . Los aductos que involucran iones metálicos se suelen describir como complejos de coordinación . ^{[ 14 ]}

Según la formulación original de Lewis , cuando una base neutra forma un enlace con un ácido neutro, se produce una tensión eléctrica. ^{[ 8 ]} El ácido y la base comparten el par de electrones que antes pertenecía a la base. ^{[ 8 ]} Como resultado, se crea un momento dipolar elevado, que solo puede reducirse a cero mediante la reorganización de las moléculas. ^{[ 8 ]}

Algunos ejemplos de bases sólidas son:

• Mezclas de óxidos: SiO ₂ , Al ₂ O ₃ ; MgO, SiO ₂ ; CaO, SiO ₂ ^{[ 15 ]}
• Bases montadas: LiCO ₃ sobre sílice; NR ₃ , NH ₃ , KNH ₂ sobre alúmina; NaOH, KOH montados sobre sílice sobre alúmina ^{[ 15 ]}
• Productos químicos inorgánicos: BaO, KNaCO ₃ , BeO, MgO, CaO, KCN ^{[ 15 ]}
• Resinas de intercambio aniónico ^{[ 15 ]}
• Carbón vegetal que ha sido tratado a 900 grados Celsius o activado con N ₂ O, NH ₃ , ZnCl ₂ -NH ₄ Cl-CO ₂ ^{[ 15 ]}

Dependiendo de la capacidad de una superficie sólida para formar con éxito una base conjugada mediante la absorción de un ácido eléctricamente neutro, se determina la fuerza básica de la superficie. ^{[ 16 ]} El "número de sitios básicos por unidad de área superficial del sólido" se utiliza para expresar cuánta fuerza básica se encuentra en un catalizador básico sólido. ^{[ 16 ]} Los científicos han desarrollado dos métodos para medir la cantidad de sitios básicos: uno, la titulación con ácido benzoico utilizando indicadores y la adsorción de ácido gaseoso. ^{[ 16 ]} Un sólido con suficiente fuerza básica absorberá un indicador ácido eléctricamente neutro y hará que el color del indicador ácido cambie al color de su base conjugada. ^{[ 16 ]} Cuando se realiza el método de adsorción de ácido gaseoso, se utiliza óxido nítrico . ^{[ 16 ]} Los sitios básicos se determinan luego calculando la cantidad de dióxido de carbono que se absorbe. ^{[ 16 ]}

Las sustancias básicas pueden utilizarse como catalizadores heterogéneos insolubles para reacciones químicas . Algunos ejemplos son los óxidos metálicos como el óxido de magnesio , el óxido de calcio y el óxido de bario , así como el fluoruro de potasio sobre alúmina y algunas zeolitas . Muchos metales de transición son buenos catalizadores, muchos de los cuales forman sustancias básicas. Los catalizadores básicos se utilizan en la hidrogenación , la migración de enlaces dobles , la reducción de Meerwein-Ponndorf-Verley , la reacción de Michael y muchas otras. Tanto el CaO como el BaO pueden ser catalizadores altamente activos si se calientan a altas temperaturas. ^{[ 16 ]}

• El hidróxido de sodio se utiliza en la fabricación de jabón, papel y la fibra sintética rayón .
• El hidróxido de calcio (cal apagada) se utiliza en la fabricación de polvo blanqueador.
• El hidróxido de calcio también se utiliza para limpiar el dióxido de azufre , que es causado por los gases de escape, que se encuentra en centrales eléctricas y fábricas. ^{[ 10 ]}
• El hidróxido de magnesio se utiliza como "antiácido" para neutralizar el exceso de ácido en el estómago y curar la indigestión.
• El carbonato de sodio se utiliza como sosa para lavar y para ablandar el agua dura.
• El bicarbonato de sodio (o hidrogenocarbonato de sodio) se utiliza como levadura en polvo para cocinar, para elaborar levadura en polvo, como antiácido para curar la indigestión y en extintores de incendios de ácido sódico.
• El hidróxido de amonio se utiliza para eliminar las manchas de grasa de la ropa.

Las bases con un solo ion hidróxido ionizable (OH⁻ ⁾ por unidad de fórmula se denominan monopróticas, ya que pueden aceptar un protón (H⁺ ⁾ . Las bases con más de un ion OH⁻ por unidad de fórmula son polipróticas . ^{[ 17 ]}

El número de iones hidróxido ionizables (OH ⁻ ) presentes en una unidad de fórmula de una base también se denomina acidez de la base. ^{[ 18 ] [ 19 ]} En función de su acidez, las bases se pueden clasificar en tres tipos: monoácidas, diácidas y triácidas.

Bases monoácidas

Cuando una molécula de una base, mediante ionización completa, produce un ion hidróxido , se dice que la base es monoácida o monoprótica . Ejemplos de bases monoácidas son:

Hidróxido de sodio , hidróxido de potasio , hidróxido de plata , hidróxido de amonio , etc.

Bases diácidas

Cuando una molécula de base, mediante ionización completa , produce dos iones hidróxido , se dice que la base es diácida o diprótica . Ejemplos de bases diácidas son:

hidróxido de bario , hidróxido de magnesio , hidróxido de calcio , hidróxido de zinc , hidróxido de hierro(II) , hidróxido de estaño(II) , hidróxido de plomo(II) , hidróxido de cobre(II) , etc.

• Riqueza de bases (utilizado en ecología, en referencia a entornos)
• Valoración

• Definición de base en el diccionario Wikcionario