Base (química)

Ácidos y bases
Número de aceptor Ácido Reacción ácido-base Homeostasis ácido-base Fuerza del ácido Función de acidez Anfoterismo Base Soluciones tampón Constante de disociación Número de donante Química del equilibrio Extracción Función de acidez de Hammett pH Afinidad de protones Autoionización del agua Valoración Catálisis ácida de Lewis Pareja de Lewis frustrada Ácido de Lewis quiral Modelo ECW
Tipos de ácidos
Brønsted–Lowry Ametralladora Mineral Orgánico Óxido Fuerte Superácidos Débil Sólido
Tipos de base
Brønsted–Lowry Ametralladora Orgánico Óxido Fuerte Superbases No nucleofílico Débil
en a mi

En química , existen tres definiciones de uso común de 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) 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 . Estas soluciones acuosas de hidróxido también se describían por ciertas propiedades características. Son resbaladizas al tacto, pueden tener un sabor amargo ^[1] y cambiar el color de los indicadores de pH (por ejemplo, volver azul el papel tornasol rojo ).

En el agua, al alterar el equilibrio de autoionización , las bases producen soluciones en las que la actividad del ion hidrógeno es menor que en el agua pura, es decir, el agua tiene un pH mayor de 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 son bases débiles.

Las bases y los ácidos se consideran opuestos químicos porque el efecto de un ácido es aumentar la concentración de hidronio (H ₃ O ^{+ ) en el agua, mientras que las bases reducen esta concentración. Una reacción entre soluciones acuosas de un ácido y una base se llama} neutralización , y produce una solución de agua y una sal en la que la sal se separa en sus iones componentes. Si la solución acuosa está saturada con un soluto de sal dado , cualquier sal adicional de ese tipo precipita de la solución.

En la teoría ácido-base más general de Brønsted-Lowry (1923), una base es una sustancia que puede aceptar cationes hidrógeno (H ⁺ ), también conocidos como protones . Esto incluye hidróxidos acuosos ya que OH ⁻ reacciona con H ⁺ para formar agua, de modo que las bases de Arrhenius son un subconjunto de bases de Brønsted. Sin embargo, también hay otras bases de Brønsted que aceptan protones, como soluciones acuosas de amoníaco (NH ₃ ) o sus derivados orgánicos ( aminas ). ^[2] Estas bases no contienen un ion hidróxido pero, sin embargo, reaccionan con el agua, lo que resulta en un aumento en la concentración del ion 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 solvente.

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 donante 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 bajo vacante 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 comúnmente.

Las propiedades generales de las bases incluyen:

• Las bases concentradas o fuertes son cáusticas para la materia orgánica y reaccionan violentamente con sustancias ácidas.
• Las soluciones acuosas o bases fundidas se disocian en iones y conducen electricidad.
• Reacciones con indicadores : las bases vuelven azul el papel tornasol rojo, la fenolftaleína rosa, mantienen el azul de bromotimol en su color natural de azul y vuelven amarillo anaranjado el metilo.
• El pH de una solución básica en condiciones estándar es mayor que siete.
• Las bases son amargas. ^[5]

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] La constante de equilibrio, K _b , para esta reacción se puede encontrar utilizando la siguiente ecuación general: ^[3]$${\displaystyle {\ce {{B}_{(aq)}+ {H2O}_{(l)}<=> {BH+}_{(aq)}+ {OH- }_{(aq)}} }}$$

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

En esta ecuación, la base (B) y la base extremadamente fuerte (la base conjugada OH ⁻ ) compiten por el protón. ^[6] Como resultado, las bases que reaccionan con el agua tienen valores de constante de equilibrio relativamente pequeños. ^[6] La base es más débil cuando tiene un valor de constante de equilibrio más bajo. ^[3]

Las bases reaccionan con los ácidos para neutralizarse entre sí a un ritmo rápido tanto en agua como en alcohol. ^[7] 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 y cloruro:

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

Cuando se mezclan las dos soluciones, la H
₃Oh⁺
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 sólo NaCl, efectivamente sal de mesa , en solución.

Se deben utilizar bases débiles, como bicarbonato de sodio o clara de huevo, para neutralizar cualquier derrame de ácido. Neutralizar 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 puede causar tanto daño como el derrame de ácido original.

Las bases son generalmente compuestos que pueden neutralizar una cierta 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 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 par de electrones al ingresar a la capa de valencia de otro átomo a través de su posesión de un par de electrones. ^[7] Hay un número limitado de elementos que tienen átomos con la capacidad de proporcionar a una molécula propiedades básicas. ^[7] 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. ^[7] Esto ocurre típicamente en compuestos como el butil litio , los alcóxidos y las 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. 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 un compuesto químico básico que puede eliminar un protón (H ⁺ ) de (o desprotonar ) una molécula de un ácido muy débil (como el agua) en una reacción ácido-base. Algunos 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. ^[8]

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”; ^[9] 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. ^[9] A medida que la reacción continúa y las sales se disuelven, el ácido del estómago reacciona con el hidróxido producido por las suspensiones. ^[9]

Las bases fuertes se hidrolizan en agua casi por completo, lo que produce el efecto nivelador . ^[7] 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. ^[7] Las bases muy fuertes pueden incluso desprotonar grupos C–H muy débilmente ácidos en ausencia de agua. A continuación se muestra una lista de varias bases fuertes:

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 está protonada, de manera análoga a la razón que hace que el ácido perclórico y el ácido sulfúrico sean ácidos muy fuertes.

Los ácidos con un p K _a de más de aproximadamente 13 se consideran muy débiles y sus bases conjugadas son bases fuertes.

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 añadiendo metales alcalinos puros como el sodio al ácido conjugado. Se denominan superbases y es imposible mantenerlas en soluciones acuosas porque son bases más fuertes que el ion hidróxido (véase el efecto nivelador ). Por ejemplo, el ion etóxido (base conjugada del etanol) experimenta esta reacción cuantitativamente en presencia de agua. ^[10]

${\displaystyle {\ce {CH3CH2O- + H2O -> CH3CH2OH + OH-}}}$

Ejemplos de superbases comunes son:

• Butil litio (nC ₄ H ₉ Li)
• Diisopropilamida de litio (LDA) [(CH ₃ ) ₂ CH] ₂ NLi
• Dietilamida de litio (LDEA) (C
  ₂yo
  ₅)
  ₂NLi
• Amida de sodio (NaNH ₂ )
• Hidruro de sodio (NaH)
• Bis(trimetilsilil)amida de litio [(CH
  ₃)
  ₃Si]
  ₂NLi

Las superbases más fuertes se sintetizan únicamente en fase gaseosa:

• Dianión orto-dietinilbenceno (C ₆ H ₄ (C ₂ ) ₂ ) ²⁻ (la superbase más fuerte jamás sintetizada)
• Dianión de meta-dietinilbenceno (C ₆ H ₄ (C ₂ ) ₂ ) ²⁻ (segunda superbase más fuerte)
• Para-dietinilbenceno dianión (C ₆ H ₄ (C ₂ ) ₂ ) ²⁻ (tercera superbase más fuerte)
• El anión monóxido de litio (LiO ⁻ ) se consideraba la superbase más fuerte antes de que se crearan los dianiones de dietinilbenceno.

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 amoniaco transfiere un protón al agua según la ecuación ^[11]

NH3 (ac) + H2O _{( l} ) → NH⁺
₄(ac) + OH ^- (ac)

La constante de equilibrio para esta reacción a 25 °C es 1,8 x 10 ⁻⁵ , ^[12] de modo que la extensión de la reacción o grado de ionización es bastante pequeño.

Una base de Lewis o un donante de pares de electrones es una molécula con uno o más pares de electrones solitarios 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 generalmente se describen como complejos de coordinación . ^[13]

Según la formulación original de Lewis , cuando una base neutra forma un enlace con un ácido neutro, se produce una condición de estrés eléctrico. ^[7] El ácido y la base comparten el par de electrones que anteriormente pertenecía a la base. ^[7] Como resultado, se crea un momento dipolar alto, que solo se puede reducir a cero reordenando las moléculas. ^[7]

Algunos ejemplos de bases sólidas incluyen:

• Mezclas de óxidos: SiO ₂ , Al ₂ O ₃ ; MgO, SiO ₂ ; CaO, SiO ₂ ^[14]
• Bases montadas: LiCO ₃ sobre sílice; NR ₃ , NH ₃ , KNH ₂ sobre alúmina; NaOH, KOH montados sobre sílice sobre alúmina ^[14]
• Productos químicos inorgánicos: BaO, KNaCO ₃ , BeO, MgO, CaO, KCN ^[14]
• Resinas de intercambio aniónico ^[14]
• Carbón vegetal tratado a 900 grados Celsius o activado con N ₂ O, NH ₃ , ZnCl ₂ -NH ₄ Cl-CO ₂ ^[14]

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. ^[15] El "número de sitios básicos por unidad de área de superficie del sólido" se utiliza para expresar cuánta fuerza básica se encuentra en un catalizador de base sólida. ^[15] 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. ^[15] 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. ^[15] Cuando se realiza el método de adsorción de ácido gaseoso, se utiliza óxido nítrico . ^[15] Los sitios básicos se determinan luego calculando la cantidad de dióxido de carbono que se absorbe. ^[15]

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 el CaO como el BaO pueden ser catalizadores muy activos si se calientan a altas temperaturas. ^[15]

• 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 encuentran en las centrales eléctricas y fábricas. ^[9]
• 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 carbonato de sodio y para ablandar el agua dura.
• El bicarbonato de sodio (o hidrogenocarbonato de sodio) se utiliza como bicarbonato de sodio para cocinar alimentos, para hacer polvos para hornear, como antiácido para curar la indigestión y como extintor de incendios con 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 OH- por unidad de fórmula son polipróticas . ^[16]

La cantidad de iones hidróxido ionizables (OH ⁻ ) presentes en una unidad de fórmula de una base también se denomina acidez de la base. ^{[17] [18]} Sobre la base de la acidez, las bases se pueden clasificar en tres tipos: monoácidas, diacídicas y triácidas.

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

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

Cuando una molécula de base, mediante ionización completa, produce dos iones hidróxido , se dice que la base es diácida o diprótica . Algunos 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.

Cuando una molécula de base, mediante ionización completa, produce tres iones hidróxido , se dice que la base es triácida o triprótica . Algunos ejemplos de bases triácidas son:

Hidróxido de aluminio , hidróxido ferroso , trihidróxido de oro , ^[18]

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 antiguo término paracelsiano "matriz". En consonancia 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 que había impregnado una matriz o útero terroso. ... Su significado moderno e introducción general en el vocabulario químico, sin embargo, se atribuye 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 "una base" para la sal "dándole una forma concreta o sólida". La mayoría de los ácidos conocidos en el siglo XVIII eran líquidos volátiles o "alcoholes" capaces de destilarse, 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 la volatilidad o el espíritu del ácido y la que impartía la propiedad de solidez (es decir, daba una base concreta) a la sal resultante.

—  William B. Jensen , El origen del término “base” ^[19]

• Reacciones ácido-base
• Ácidos
• Riqueza de bases (se utiliza en ecología y se refiere a entornos)
• Base conjugada
• Ácidos y bases de Lewis
• Valoración

• La definición del diccionario de base en Wikcionario