Base (química)
En química, hay tres definiciones de uso común de la palabra base, conocidas como 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 de hidróxido OH−. Estos iones pueden reaccionar con iones de hidrógeno (H+ según Arrhenius) a partir 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. Tales soluciones acuosas de hidróxido también fueron descritas por ciertas propiedades características. Son resbaladizos al tacto, pueden tener un sabor amargo y cambiar el color de los indicadores de pH (p. ej., vuelven azul el papel de tornasol rojo).
En el agua, al alterar el equilibrio de autoionización, las bases producen soluciones en las que la actividad de los iones de hidrógeno es menor que en el agua pura, es decir, el agua tiene un pH superior a 7,0 en condiciones estándar. Una base soluble se llama álcali si contiene y libera iones OH− cuantitativamente. Los óxidos, hidróxidos y especialmente los alcóxidos metálicos son básicos, y las bases conjugadas de ácidos débiles son bases débiles.
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. concentración. Una reacción entre soluciones acuosas de un ácido y una base se llama neutralización, produciendo una solución de agua y una sal en la que la sal se separa en los iones que la componen. Si la solución acuosa está saturada con un soluto de sal dado, cualquier sal adicional precipita fuera de la solución.
En la teoría ácido-base más general de Brønsted-Lowry (1923), una base es una sustancia que puede aceptar cationes de hidrógeno (H+), también conocidos como protones. Esto incluye hidróxidos acuosos ya que OH− reacciona con 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). Estas bases no contienen un ion hidróxido pero, sin embargo, reaccionan con el agua, dando como resultado un aumento en la concentración de ion hidróxido. Además, algunos disolventes no acuosos contienen bases de Brønsted que reaccionan con protones solvatados. Por ejemplo, en el amoníaco líquido, NH2− es la especie de ion básico que acepta protones de NH4+, las especies ácidas en este solvente.
G. N. 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. En la teoría de Lewis, una base es un donante de un par de electrones que puede compartir un par de electrones con un aceptor de electrones que se describe como un ácido de Lewis. 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 vacante bajo que puede aceptar un par de electrones. Un ejemplo notable es el trifluoruro de boro (BF3).
Algunas otras definiciones de bases y ácidos se han propuesto en el pasado, pero hoy en día no se usan comúnmente.
Propiedades
Las propiedades generales de las bases incluyen:
- Las bases concentradas o fuertes son causticas en materia orgánica y reaccionan violentamente con sustancias ácidas.
- Soluciones acuosas o bases fundidas se disocian en iones y conducen la electricidad.
- Reacciones con indicadores: las bases giran papel rojo litmo azul, fenolphthalein rosa, mantener el bromothymol azul en su color natural de azul, y girar metil naranja-amarillo.
- El pH de una solución básica en condiciones estándar es mayor de siete.
- Las bases son amargas.
Reacciones entre bases y agua
La siguiente reacción representa la reacción general entre una base (B) y agua para producir un ácido conjugado (BH+) y una base conjugada (OH−):
- Kb=[BH+][OH− − ][B]{displaystyle ¿Qué? B.
![{displaystyle K_{b}={frac {[BH^{+}][OH^{-}]}{[B]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/de7d95e634a1ba7312137590076cad060dafa085)
En esta ecuación, la base (B) y la base extremadamente fuerte (la base conjugada OH−) compiten por el protón. Como resultado, las bases que reaccionan con el agua tienen valores constantes de equilibrio relativamente pequeños. La base es más débil cuando tiene un valor de constante de equilibrio más bajo.
Neutralización de ácidos
Las bases reaccionan con los ácidos para neutralizarse entre sí a un ritmo rápido tanto en agua como en alcohol. Cuando se disuelve en agua, la base fuerte de hidróxido de sodio se ioniza en hidróxido e iones de sodio:
- Na+ + OH-}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">NaOHrestablecimiento restablecimiento Na++Oh.− − {displaystyle {ce {fnMicrosoft Sans Serif} Na+
Na+ + OH-}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d0be7ac39a8167aaafd1b3a5bc715b0f8f6c02d6" style="vertical-align: -0.505ex; width:23.871ex; height:2.676ex;"/>
y de manera similar, en el agua, el cloruro de hidrógeno ácido forma iones hidronio y cloruro:
- H3O+ + Cl-}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">HCl+H2Orestablecimiento restablecimiento H3O++Cl− − {displaystyle {ce {cHCl + H2O - titulada H3O+ + Cl-}}
H3O+ + Cl-}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fa17193050878685d90bd56cc28913ff67034635" style="vertical-align: -1.005ex; width:29.402ex; height:3.176ex;"/>
Cuando se mezclan las dos soluciones, la H
3O+
y OH−
Los iones se combinan para formar moléculas de agua:
- 2H2O}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">H3O++Oh.− − restablecimiento restablecimiento 2H2O{displaystyle {ce {e {cH3O+ + OH-Inglés 2H2O}}
2H2O}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2471fe8254457f8b04e812c1940c22288406608e" style="vertical-align: -1.005ex; width:25.27ex; height:3.176ex;"/>
Si se disuelven cantidades iguales de NaOH y HCl, la base y el ácido se neutralizan exactamente, dejando solo NaCl, efectivamente sal de mesa, en solución.
Se deben usar bases débiles, como bicarbonato de sodio o clara de huevo, para neutralizar cualquier derrame de ácido. La neutralización de derrames de ácido con bases fuertes, como hidróxido de sodio o hidróxido de potasio, puede causar una reacción exotérmica violenta, y la base en sí misma puede causar tanto daño como el derrame de ácido original.
Alcalinidad de los no hidróxidos
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 solventes próticos como el agua:
- 2Na+ + HCO3- + OH-}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">Na2CO3+H2Orestablecimiento restablecimiento 2Na++HCO3− − +Oh.− − {displaystyle {ce {Na2CO3 + H2O - titulada 2Na+ + HCO3- + OH-}}
2Na+ + HCO3- + OH-}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9c6d93d8c88877c5bfe18f71949fc943a171f052" style="vertical-align: -1.005ex; width:44.491ex; height:3.176ex;"/>
- NH4+ + OH-}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">NH3+H2Orestablecimiento restablecimiento NH4++Oh.− − {displaystyle {ce {NH3 + H2O - titulada NH4+ + OH-}}
NH4+ + OH-}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4d95b324fc6a6499ef45dfea29f71effb7899741" style="vertical-align: -1.005ex; width:29.982ex; height:3.176ex;"/>
A partir de esto, se puede calcular un pH o acidez para soluciones acuosas de bases.
Una base también se define como una molécula que tiene la capacidad de aceptar un enlace de un par de electrones al ingresar a la capa de valencia de otro átomo a través de la posesión de un par de electrones. Hay un número limitado de elementos que tienen átomos con la capacidad de proporcionar una molécula con propiedades básicas. El carbono puede actuar como base, así como el nitrógeno y el oxígeno. El flúor y, a veces, los gases raros también poseen esta capacidad. Esto ocurre típicamente en compuestos como butillitio, alcóxidos y amidas metálicas como la amida 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 de agua debido a la acidez del agua. La estabilización por resonancia, sin embargo, permite bases más débiles como los carboxilatos; por ejemplo, el acetato de sodio es una base débil.
Bases fuertes
Una base fuerte es un compuesto químico básico que puede eliminar un protón (H+) de (o desprotonar) una molécula incluso de un ácido muy débil (como agua) en una reacción ácido-base. Los ejemplos comunes de bases fuertes incluyen hidróxidos de metales alcalinos y metales alcalinotérreos, como NaOH y Ca(OH)
2, respectivamente. Debido a su baja solubilidad, algunas bases, como los hidróxidos alcalinotérreos, pueden utilizarse cuando no se tiene en cuenta el factor de solubilidad. 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". Estos compuestos tienen baja solubilidad y tienen la capacidad de detener un aumento en la concentración del ion hidróxido, previniendo el daño de los tejidos en la boca, el esófago y el estómago. A medida que continúa la reacción y las sales se disuelven, el ácido del estómago reacciona con el hidróxido producido por las suspensiones. Las bases fuertes se hidrolizan en agua casi por completo, dando como resultado el efecto nivelador." En este proceso, la molécula de agua se combina con una base fuerte, debido a la capacidad anfótera del agua; y se libera un ion hidróxido. Las bases muy fuertes pueden incluso desprotonar grupos C-H muy débilmente ácidos en ausencia de agua. Aquí hay una lista de varias bases fuertes:
| Hidroxido de litio | LiOH |
| Hidróxido de sodio | NaOH |
| Hidróxido de potasio | KOH |
| Hidroxido Rubidio | RbOH |
| Hidroxido de cesio | CsOH |
| Hidroxido de magnesio | Mg(OH) 2 |
| Hidróxido de calcio | Ca (OH) 2 |
| Hidróxido de estroncio | Sr(OH) 2 |
| Hidróxido de bario | Ba(OH) 2 |
| Hidróxido de tetramethylammonium | N(CH) 3) 4Oh. |
| Guanidine | HNC(NH) 2) 2 |
Los cationes de estas bases fuertes aparecen en el primer y segundo grupo 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 que es excepcionalmente estable cuando se protona, de forma análoga a la razón por la que el ácido perclórico y el ácido sulfúrico son ácidos muy fuertes.
Los ácidos con una pKa de más de 13 se consideran muy débiles y sus bases conjugadas son bases fuertes.
Superbases
Las sales del grupo 1 de carbaniones, iones amida e hidruros tienden a ser bases aún más fuertes debido a la extrema debilidad de sus ácidos conjugados, que son hidrocarburos estables, aminas y dihidrógeno. Por lo general, estas bases se crean agregando metales alcalinos puros como el sodio al ácido conjugado. Se llaman superbases, y es imposible mantenerlas en soluciones acuosas porque son bases más fuertes que el ion hidróxido (ver el efecto nivelador). Por ejemplo, el ion etóxido (base conjugada de etanol) sufre esta reacción cuantitativamente en presencia de agua.
- CH3CH2OH + OH-}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">CH3CH2O− − +H2Orestablecimiento restablecimiento CH3CH2Oh.+Oh.− − {displaystyle {ce {cH3CH2O- + H2O] CH3CH2OH + OH-}}
CH3CH2OH + OH-}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4d3748eabce0e42ac3d560576e7de3b62fe89d35" style="vertical-align: -1.005ex; width:45.216ex; height:3.176ex;"/>
Ejemplos de superbases comunes son:
- Litio de butilo (n-C4H9Li)
- Lithium diisopropylamide (LDA) [(CH)3)2CH]2NLi
- Lithium diethylamide (LDEA) (C)
2H
5)
2NLi - Sodium amide (NaNH2)
- Hidruro de sodio (NaH)
- Lithium bis(trimethylsilyl)amide [CH]
3)
3Si!
2NLi
Las superbases más fuertes se sintetizan solo en fase gaseosa:
- Ortho-diethynylbenzene dianion (C6H4(C)2)2)2 - 2 (Esta es la superbase más fuerte jamás sintetizada)
- Meta-dietilbenzene dianion (C6H4(C)2)2)2 - 2 (segunda superbase más fuerte)
- Dianion para-dietilbenceno (C)6H4(C)2)2)2 - 2 (tercera superbase más fuerte)
- Anión de monóxido de litio (LiO−) fue considerado la superbase más fuerte antes de que diethynylbenzene dianions fueron creados.
Bases débiles
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 transfiere un protón al agua según la ecuación
- NH3()aq)+H2O()l)⇌ ⇌ NH4+()aq)+OH− − ()aq){displaystyle NH_{3}(aq)+H_{2}O(l)rightleftharpoons NH_{4} {+}(aq)+OH^{-}(aq)}
La constante de equilibrio para esta reacción a 25 °C es 1,8 x 10−5, por lo que la extensión de la reacción o el grado de ionización es bastante pequeño.
Bases de Lewis
Una base de Lewis o donante de pares de electrones es una molécula con uno o más pares de electrones solitarios de alta energía que se pueden compartir con un orbital vacante de baja energía en una molécula aceptora para formar un efectuar la aducción. 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 como Ag2+, Fe3+ y Mn7+. Los aductos que involucran iones metálicos generalmente se describen como complejos de coordinación.
Según la formulación original de Lewis, cuando una base neutra forma un enlace con un ácido neutro, se produce una condición de tensión eléctrica. El ácido y la base comparten el par de electrones que antes pertenecía a la base. Como resultado, se crea un momento dipolar alto, que solo puede reducirse a cero reorganizando las moléculas.
Bases sólidas
Los ejemplos de bases sólidas incluyen:
- Mezclas de óxido: SiO2, Al2O3; MgO, SiO2; CaO, SiO2
- Bases montadas: LiCO3 on silica; NR3, NH3, KNH2 sobre alumina; NaOH, KOH montado sobre sílice sobre alumina
- Productos químicos inorgánicos: BaO, KNaCO3, BeO, MgO, CaO, KCN
- Resinas de intercambio de anión
- Carbón que ha sido tratado a 900 grados Celsius o activa con N2O, NH3, ZnCl2-NH4Cl-CO2
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 resistencia básica de la superficie. El "número de sitios básicos por unidad de superficie del sólido" se utiliza para expresar cuánta fuerza básica se encuentra en un catalizador de base sólida. Los científicos han desarrollado dos métodos para medir la cantidad de sitios básicos: uno, la titulación con ácido benzoico usando indicadores y la adsorción de ácido gaseoso. 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. Cuando se realiza el método de adsorción de ácido gaseoso, se usa óxido nítrico. Luego, los sitios básicos se determinan calculando la cantidad de dióxido de carbono que se absorbe.
Bases como catalizadores
Las sustancias básicas se pueden utilizar 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 para la hidrogenación, la migración de dobles enlaces, en la reducción de Meerwein-Ponndorf-Verley, la reacción de Michael y muchas otras. Tanto CaO como BaO pueden ser catalizadores altamente activos si se calientan a altas temperaturas.
Usos de las bases
- El hidróxido de sodio se utiliza en la fabricación de jabón, papel y el rayón de fibra sintética.
- El hidróxido de calcio (lime esclavizado) 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 el escape, que se encuentra en centrales eléctricas y fábricas.
- El hidróxido de magnesio se utiliza como un 'antacido' para neutralizar el exceso de ácido en el estómago y curar la indigestión.
- El carbonato de sodio se utiliza como lavado de soda y para suavizar el agua dura.
- El bicarbonato de sodio (o carbonato de hidrógeno de sodio) se utiliza como soda de horneado en alimentos para cocinar, para hacer polvos de horneado, como un antiácido para curar la indigestión y en extintor de incendios de ácido de soda.
- Hidroxido de amonio se utiliza para eliminar las manchas de grasa de la ropa
Bases monopróticas y polipróticas
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 OH- por unidad fórmula son polipróticas.
La cantidad de iones de hidróxido ionizable (OH−) presentes en una unidad de fórmula de una base también se denomina acidez de la base. En base a la acidez las bases se pueden clasificar en tres tipos: monoácidas, diacídicas y triácidas.
Bases monoácidas
Cuando una molécula de una base a través de la ionización completa produce un ion hidróxido, se dice que la base es una base 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 por ionización completa produce dos iones de hidróxido, se dice que la base es diacídica o diprótica. Ejemplos de bases diacídicas 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.
Bases triácidas
Cuando una molécula de base por ionización completa produce tres iones de hidróxido, se dice que la base es triácida o triprótica. Ejemplos de bases triácidas son:
Hidróxido de aluminio, hidróxido ferroso, trihidróxido de oro,
Etimología del término
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 para el antiguo término paracelsiano "matrix". De acuerdo con el animismo del siglo XVI, Paracelso había postulado que las sales naturales crecían dentro de la tierra como resultado de un ácido universal o principio seminal habiendo impregnado una matriz o un útero terrenal... Su significado moderno y la introducción general en el vocabulario químico, sin embargo, se atribuye generalmente al químico francés, Guillaume-François Rouelle.... En 1754 Rouelle definió explícitamente una sal neutral como el producto formado por la unión de un ácido con cualquier sustancia, ya sea un alcalino soluble en agua, un alcalino volátil, una tierra absorbente, un metal o un aceite, capaz de servir como "una base" para la sal "por darle una forma concreta o sólida". La mayoría de los ácidos conocidos en el siglo XVIII eran líquidos volátiles o "espíritus" capaces de destilación, mientras que las sales, por su propia naturaleza, eran sólidos cristalinos. De ahí que fue la sustancia que neutralizó el ácido que supuestamente destruyó la volatilidad o el espíritu del ácido y que impartió la propiedad de la solidez (es decir, dio una base concreta) a la sal resultante.
—William B. Jensen, El origen del término "base"