Base (química)
Una base o álcali (del árabe: al-qaly القلي ,القالي, 'ceniza') es una sustancia que presenta propiedades alcalinas.
En primera aproximación, sustancia que en disolución acuosa aporta iones
[2][3] La definición inicial corresponde a la formulada en 1887 por Svante August Arrhenius.
[5] Esta definición engloba la anterior: en el ejemplo anterior, el KOH al disociarse en disolución de iones OH−, que son los que actúan como base al poder aceptar un protón.
[5] Lewis en 1923 amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque esta teoría no tendría repercusión hasta años más tarde.
[6] El ion OH−, al igual que otros iones o moléculas como el NH3, H2O, etc., tienen un par de electrones no enlazantes, por lo que son bases.
Algunas de las propiedades generales de las bases son:[7] El químico sueco Svante August Arrhenius propuso una teoría de la disociación electrolítica en 1887[8] que indicaba que los electrólitos, en disolución acuosa o husos, se disocian parcialmente en iones cargados eléctricamente.
Según Arrhenius, en concreto, las bases son sustancias que en disolución acuosa dan aniones hidroxilo, OH-, esto es, contienen uno o más grupos hidroxilo que pueden ser sustituidos por radicales ácidos negativos para formar sales.
Un ácido y una base son conjugados cuando están relacionados por la ecuación:
Los ácidos y las bases pueden ser iones o moléculas neutras.
Por este motivo, se acostumbra a aplicar una evaluación cualitativa conocida como Teoría ácido-base dura-blanda de Pearson (conocida con las siglas HSAB), que describe como los ácidos blandos reaccionan más rápidamente y forman enlaces más fuertes con bases blandas, mientras que los ácidos duros reaccionan más rápido y forman enlaces más fuertes con bases duras, manteniéndose iguales todos los otros factores.
Los ácidos duros y las bases duras tienden a tener: Finalmente, según Boyle, bases son aquellas sustancias que presentan las siguientes propiedades: Una base se forma cuando un óxido metálico reacciona con agua (hidrólisis):[14] igual es: Para crear una base usando diversas nomenclaturas para ellas tomadas a partir de los nombres de los elementos y juntándolos con un ion hidroxilo (OH), tomando el número de valencia del elemento y combinarlos (cambiándolos de posición) como se muestra en la tabla: Cuando un elemento tiene más de dos valencias no se le pone nomenclatura tradicional.
[15][16] En la nomenclatura IUPAC se le va a dar una conformación de prefijos al elemento según su valencia usada (Mono, Di, Tri, Tetra, Penta, Hexa, etc) junto con la terminación -hidroxi u -oxidrilo que es el ion OH con carga −1 (
La concentración, medida en molaridad (M o moles por dm³), de la cual se indica como iones [H3O+] y [OH−], y su producto es la constante de disociación del agua y tiene el valor 10−7 M. El pH se define como −log [H3O+], por lo cual el agua pura tiene un pH de 7.
Ambas acciones se baja la concentración de iones hydronium y, por lo tanto, aumentar el pH.
Por el contrario, un ácido da iones H3O+ a la solución o lo acepta OH−, por lo tanto, un descenso de pH.
En este caso en los iones sodio e hidróxido: Del mismo modo, si se disuelve en agua un ácido también se disocia; por ejemplo, al disolver el cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) se forman hidrogeniones e iones cloruro: Por consiguiente, si las dos soluciones con los iones disociados se mezclan, los iones H+ y los iones OH− se combinan para formar moléculas de agua: Si se disuelven las mismas cantidades molares de hidróxido de sodio y de ácido clorhídrico, la base y el ácido se neutralizan de manera exacta, dejando solo NaCl (sal común) y agua.
Según las teorías de Brønsted y Lowry y la de Lewis existen sustancias con propiedades básicas sin que necesariamente aporten iones OH-.
Existen numerosos ejemplos, algunos muy conocidos como el amoniaco o el carbonato sódico (sosa), que son bases, aunque ninguno de estas sustancias contienen grupos OH-.
Las bases de carbono, nitrógeno y oxígeno sin la resonancia estabilizada suelen ser muy fuertes; se denominan superbases, y no pueden existir en una solución de agua debido a la misma acidez del agua.
Una base fuerte es la que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta el máximo número de iones OH-.
Por ejemplo, el hidróxido de potasio es una base fuerte y por consiguiente.
Cuanto mayor sea la constante de basicidad, más grande será la fuerza de la base y más grande es su capacidad para escindir los protones.
Por ejemplo, el amoníaco como una base de Bronsted puede ser descrito:
Para bases polibásicas se pueden obtener varios valores de las constantes de disociación Kb1, Kb2, etc Por ejemplo, un ion fosfato puede estar protonado tres veces
Otros ejemplos de bases fuertes son los hidróxidos de los metales alcalinos y las tierras alcalinas: Una base débil también aporta iones OH− al medio, pero está en equilibrio el número de moléculas disociadas con las que no lo están.
En este caso, el hidróxido de aluminio está en equilibrio (descomponiéndose y formándose continuamente) con los iones que genera.
Dada una base genérica B, al disolverla en agua se obtiene su ácido conjugado BH+: Y será válida la siguiente ecuación (solo por bases débiles), que relaciona la concentración con la constante de basicidad; Las sales del grupo 1 de carbaniones, amidas y hidruros tienden a ser unas bases todavía más fuertes debido a la extrema debilidad de sus ácidos conjugados, que son hidrocarburos, aminas y dihidrógenos, respectivamente.
Normalmente, estas bases se crean añadiendo metales alcalinos puros –tales como el sodio– al ácido conjugado.
[20] Se denominan superbases y no es posible mantenerlas en disolución acuosa debido al hecho que son bases más fuertes que el ion hidróxido, por lo cual desprotonan el agua del ácido conjugado.
