En química, se considera que una base es una sustancia que puede aceptar protones o cualquier compuesto químico que produzca iones de hidróxido (OH -) en solución. También se conoce comúnmente como cualquier sustancia que puede reaccionar con un ácido para disminuir o neutralizar sus propiedades ácidas, cambiar el color de los indicadores (p. ej. volver azul el papel tornasol rojo), sentirse resbaladizo al tacto cuando está en solución, sabor amargo, reaccionar con ácidos para formar sales y promover ciertas reacciones químicas (por ejemplo, catálisis de bases). Ejemplo de bases simples son el hidróxido de sodio y el amoníaco. El hidróxido de sodio (NaOH), también conocido como sosa cáustica o lejía, se disocia en agua para formar iones hidróxido (OH -) e iones sodio (Na+).

Las bases tienen muchos usos prácticos, y varias de ellas se encuentran comúnmente en el hogar. El amoníaco doméstico es un agente de limpieza familiar. La lejía se utiliza para limpiar zuecos y desagües de fregadero. El hidróxido de potasio, también llamado potasa cáustica, se usa para hacer jabón suave que se disuelve en agua con facilidad. El hidróxido de magnesio en agua (también llamado leche de magnesia) se usa como antiácido o laxante.

Álcali y base

Orígenes de los conceptos

El término «álcali» se deriva de la palabra árabe al qalīy, que significa «cenizas calcinadas».»Se consideraba que estas cenizas vegetales tenían propiedades como la capacidad de revertir la acción de los ácidos y tener poder detergente. Por lo tanto, un álcali se pensó inicialmente como la antítesis de un ácido. La formación de sales a partir de la reacción ácida y alcalina llevó a la opinión de que las sales pueden derivarse de dos constituyentes de naturalezas opuestas.

Sin embargo, no todos los componentes no ácidos poseían propiedades alcalinas. Ejemplos de ello son los óxidos e hidróxidos de metales pesados. Así nació el concepto de «base». Este concepto fue introducido por primera vez por el químico francés Guillaume François Rouelle en 1754. Señaló que los ácidos, que en esos días eran principalmente líquidos volátiles, como el ácido acético, se convertían en sales sólidas solo cuando se combinaban con sustancias específicas. Estas sustancias formaban una base de hormigón para la sal, y de ahí el nombre.

Confusión entre base y álcali

Los términos «base» y «álcali» a menudo se usan indistintamente, porque las bases más comunes son álcalis. Es común hablar de» medir la alcalinidad del suelo » cuando lo que realmente se quiere decir es la medición del pH (propiedad de la base). Del mismo modo, las bases que no son álcalis, como el amoníaco, a veces se denominan erróneamente alcalinas.

Tenga en cuenta que no todas o incluso la mayoría de las sales formadas por metales alcalinos son alcalinas; esta designación se aplica solo a aquellas sales que son básicas.

Mientras que la mayoría de los óxidos metálicos electropositivos son básicos, solo los óxidos de metales alcalinos solubles y alcalinotérreos se pueden llamar correctamente álcalis.

Esta definición de álcali como sal básica de un metal alcalino o alcalinotérreo parece ser la más común, según las definiciones del diccionario, sin embargo, existen definiciones contradictorias del término álcali. Estos incluyen:

• Cualquier base que sea soluble en agua, Kalí, Farlex, 2008. Consultado el 8 de abril de 2008.</ref> Esto se llama más exactamente una base de Arrhenius.
• La solución de una base en agua.

Definiciones de ácidos y bases

Los ácidos y bases forman pares complementarios, por lo que sus definiciones deben considerarse juntas. Hay tres grupos comunes de definiciones: las definiciones de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis, en orden de generalidad creciente.

• Arrhenius: Según esta definición, un ácido es una sustancia que aumenta la concentración de iones hidronio (H3O+) cuando se disuelve en agua, mientras que las bases son sustancias que aumentan la concentración de iones hidróxido (OH-). Esta definición limita los ácidos y las bases a las sustancias que pueden disolverse en agua. Alrededor de 1800, muchos químicos franceses, incluido Antoine Lavoisier, creían incorrectamente que todos los ácidos contenían oxígeno. De hecho, la palabra alemana moderna para oxígeno es Sauerstoff (lit. sustancia ácida). Los químicos ingleses, incluido Sir Humphry Davy, al mismo tiempo creían que todos los ácidos contenían hidrógeno. El químico sueco Svante Arrhenius utilizó esta creencia para desarrollar esta definición de ácido.
• Brønsted-Lowry: De acuerdo con esta definición, un ácido es un donante de protones (núcleo de hidrógeno) y una base es un receptor de protones (núcleo de hidrógeno). Se dice que el ácido se disocia después de la donación del protón. Un ácido y la base correspondiente se conocen como pares ácido-base conjugados. Brønsted y Lowry formularon esta definición, que incluye sustancias insolubles en agua que no figuran en la definición de Arrhenius.
• Lewis: De acuerdo con esta definición, un ácido es un aceptor de pares de electrones y una base es un donante de pares de electrones. (Estos se conocen con frecuencia como «ácidos de Lewis» y «bases de Lewis», y son electrofilos y nucleófilos, respectivamente, en química orgánica; las bases de Lewis también son ligandos en química de coordinación. Los ácidos de Lewis incluyen sustancias con protones no transferibles (es decir, iones de hidrógeno H+), como el cloruro de hierro(III), y por lo tanto la definición de ácido de Lewis tiene una aplicación más amplia que la definición de Brønsted-Lowry. La definición de Lewis también se puede explicar con la teoría de orbitales moleculares. En general, un ácido puede recibir un par de electrones en su orbital desocupado más bajo (LUMO) del orbital ocupado más alto (HOMO) de una base. Es decir, el HOMO de la base y el LUMO del ácido se combinan para formar un orbital molecular de enlace. Esta definición fue desarrollada por Gilbert N. Lewis.

Propiedades generales

Algunas propiedades generales de las bases incluyen:

• Sabor: Sabor amargo (opuesto al sabor amargo de los ácidos y el dulzor de los aldehídos y las cetonas)
• Tacto: Sensación viscosa o jabonosa en los dedos
• Reactividad:Cáustica sobre materia orgánica, reacciona violentamente con sustancias ácidas o reducibles
• Conductividad eléctrica: Las soluciones acuosas o las bases fundidas se disocian en iones y conducen la electricidad
• Prueba de tornasol: Las bases se vuelven de color rojo papel tornasol azul.

Características químicas

Constantes de ionización de bases y pH

Se puede escribir una ecuación general para la aceptación de iones H+ del agua por una base molecular, B, para formar su ácido conjugado, BH+.

B(aq) + H2O(l) ⇌ BH+(aq) + OH-(aq)

K b = ⋅ {\displaystyle K_{b}={\cdot \over }}Entonces, K b = ⋅ {\displaystyle K_{b}={\cdot \over }}

La constante de equilibrio Kb es también llama la Base de la Constante de Ionización. Se refiere a la reacción en la que una base forma su ácido conjugado eliminando un ion H+ del agua.

El pH del agua (impura) es una medida de su acidez. En agua pura, aproximadamente una de cada diez millones de moléculas se disocian en iones de hidronio (H3O+) e iones de hidróxido(OH−), de acuerdo con la siguiente ecuación:

2H2O(l) H H3O+(aq) + OH-(aq)

Una base acepta (elimina) iones de hidronio (H3O+) de la solución, o dona iones de hidróxido (OH-) a la solución. Ambas acciones reducirán la concentración de iones de hidronio y, por lo tanto, aumentarán el pH. Por el contrario, un ácido dona iones H3O+ a la solución o acepta OH−, lo que reduce el pH.

Por ejemplo, si se disuelve 1 mol de hidróxido de sodio (40 g) en 1 litro de agua, la concentración de iones de hidróxido se convierte en = 1 mol/L. Por lo tanto = 10-14 mol/L, y pH = −log 10-14 = 14.

La constante de basicidad o pKb es una medida de basicidad y relacionada con la pKa por la relación simple pKa + pKb = 14.

Fuerza de la base

Una «Base fuerte» es aquella que hidroliza completamente, desprotonando ácidos en una reacción ácido-base, por lo tanto, elevando el pH de la solución a 14. Los compuestos con un pH de más de 13 se denominan bases fuertes. Las bases fuertes, como los ácidos fuertes, atacan el tejido vivo y causan quemaduras graves. Reaccionan de manera diferente a la piel que los ácidos, mientras que los ácidos fuertes son corrosivos, decimos que las bases fuertes son cáusticas. Ejemplos comunes de bases fuertes son los hidróxidos de metales alcalinos y metales alcalinotérreos como NaOH y Ca(OH)2. Bases muy fuertes incluso son capaces de desprotonar grupos C-H muy débilmente ácidos en ausencia de agua.Las superbases son una clase de compuestos especialmente básicos y las bases de arpones son una clase especial de bases fuertes con poca nucleofilicidad.

Ejemplos de Bases fuertes (compuestos de hidróxido) en fuerza descendente:

• Hidróxido de potasio (KOH)
• Hidróxido de bario (Ba(OH)2)
• Hidróxido de cesio (CsOH)
• Hidróxido de sodio (NaOH)
• Hidróxido de estroncio (Sr(OH)2)
• Hidróxido de calcio (Ca(OH)2)
• Hidróxido de litio (LiOH)
• Hidróxido de rubidio (RbOH)

Los cationes de estas bases fuertes aparecen en los grupos 1 y 2 de la tabla periódica (metales alcalinos y alcalinotérreos).

Las bases aún más fuertes son:

• Hidruro de sodio (NaH)
• Diisopropilamida de litio (LDA) (C6H14LiN)
• Amida de sodio (NaNH2)

Una «Base débil» es aquella que no se ioniza completamente en solución. Cuando una base se ioniza, toma un ion hidrógeno del agua que la rodea, dejando atrás un ion OH. Las bases débiles tienen una concentración de H+ más alta que las bases fuertes. Las bases débiles existen en equilibrio químico de la misma manera que los ácidos débiles. La constante de Ionización de la base Kb indica la fuerza de la base. Los Kb grandes pertenecen a bases más fuertes. El pH de una base es mayor que 7 (donde 7 es el número neutro; debajo de 7 es un ácido), normalmente hasta 14.Un ejemplo común de una base débil es el amoníaco, que se utiliza para la limpieza.

Ejemplos de Bases débiles:

• Alanina (C3H5O2NH2)
• Amoníaco (agua) (NH3 (NH4OH))
• Dimetilamina ((CH3)2NH)
• Etilamina (C2H5NH2)
• Glicina (C2H3O2NH2)
• Hidracina (N2H4)
• Metilamina (CH3NH2)
• Trimetilamina ((CH3)3N)

Neutralización ácido – base

Las bases se pueden considerar como el producto químico opuesto a los ácidos. Una reacción entre un ácido y una base se llama neutralización. Las bases y los ácidos se consideran opuestos porque el efecto de un ácido es aumentar la concentración de iones hidronio (H3O+) en el agua, donde las bases reducen esta concentración. Las bases reaccionan con los ácidos para producir sales y agua.

Un ion positivo de sales proviene de la base y su ion negativo proviene del ácido.Considerando un hidróxido metálico como base, la reacción general es:

HX ( aq) + MOH(aq) → MX(aq) + HOH(l) ácido base agua salada

Sales de bases fuertes y ácidos fuertes

Un ácido clorhídrico fuerte reacciona con una base fuerte NaOH (hidróxido de sodio) para formar NaCl (sal = cloruro de sodio) y agua. Si las cantidades de ácido y de base están en la relación estequiométrica correcta, entonces la reacción experimentará una neutralización completa donde el ácido y la base perderán sus propiedades respectivas.

HCL ( aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) fuerte base ácida de agua salada fuerte

Sales de bases fuertes y ácidos débiles

Una base fuerte NaOH (hidróxido de sodio) añadida a un ácido débil CH3COOH (ácido acético) en 1L de solución, formando NaCH3COO (acetato de sodio) y agua.

CH3COOH (aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO (aq) + H2O(l) Base ácida de agua salada débil débil

Sales de bases débiles y ácidos fuertes

Las bases débiles reaccionan con ácidos fuertes para formar soluciones salinas ácidas. El ácido conjugado de la base débil determina su pH. Por ejemplo, el NH3 (amoníaco) se agrega al HCl (ácido clorhídrico) para formar NH4Cl (cloruro de amonio).

NH3(aq) + HCl(aq) → NH4Cl (aq) ácido base de sal fuerte débil

Tan pronto como se forma la sal, reacciona con el agua, dando como resultado una solución ligeramente ácida.

Las sales de bases débiles y ácidos débiles

Las soluciones salinas que contienen cationes ácidos y aniones básicos como NH4F (fluoruro de amonio) tienen dos reacciones posibles:

NH4+(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + NH3(aq) Ka(NH4+) = 5,6 x 10-10 F-(aq) + H2O(l) ↔ HF(aq) + OH-(aq) Kb(F-) = 1.4 x 10-11

Desde Ka(NH4+) > Kb (F-), la reacción del amoníaco con el agua es más favorable. Por lo tanto, la solución resultante es ligeramente ácida.

Álcalis

Sales alcalinas

La mayoría de las sales básicas son sales alcalinas, de las cuales los ejemplos comunes son:

• hidróxido de sodio (a menudo llamado «sosa cáustica»)
• hidróxido de potasio (comúnmente llamado «potasa»)
• lejía (término genérico, para cualquiera de los dos anteriores, o incluso para una mezcla)
• carbonato de calcio (a veces llamado «cal libre»)
• el hidróxido de magnesio es un ejemplo de álcali atípico: es una base débil (no puede ser detectada por la fenolftaleína) y tiene baja solubilidad en agua.

Suelo alcalino

El suelo con un valor de pH superior a 7,4 se denomina normalmente alcalino. Esta propiedad del suelo puede ocurrir de forma natural, debido a la presencia de sales alcalinas. Aunque algunas plantas prefieren un suelo ligeramente básico (incluidas las verduras como la col y el forraje como la hierba búfala), la mayoría de las plantas prefieren un suelo ligeramente ácido (pH entre 6,0 y 6,8), y los suelos alcalinos pueden causar problemas.

Lagos alcalinos

En los lagos alcalinos (un tipo de lago salado), la evaporación concentra las sales alcalinas de origen natural, a menudo formando una corteza de sal ligeramente básica en un área grande.

Ejemplos de lagos alcalinos:

• Redberry Lake, Saskatchewan, Canadá.
• Tramping Lake, Saskatchewan, Canadá.

Alcalinidad de los no hidróxidos

Tanto el carbonato de sodio como el amoníaco son bases, aunque ninguna de estas sustancias contiene grupos OH. Esto se debe a que ambos compuestos aceptan H + cuando se disuelven en agua:

Na2CO3 + H2O → 2 Na+ + HCO3- + OH – NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Bases como catalizadores heterogéneos

Las sustancias básicas se pueden usar como catalizadores heterogéneos insolubles para reacciones químicas. 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 en alúmina y algunas zeolitas. Una gran cantidad de metales de transición son buenos catalizadores, muchos de los cuales forman sustancias básicas. Se han utilizado catalizadores básicos para hidrogenaciones, la migración de enlaces dobles, en la reducción de Meerwein-Ponndorf-Verlay, la reacción de Michael y muchas otras reacciones.

Química de base práctica

Además de sus usos en industrias, las bases tienen muchas aplicaciones en el hogar. Los antiácidos se utilizan para neutralizar la acidez del estómago; los jardineros usan bases como la cal (CaO) para hacer que el suelo sea más básico. Se utilizan bases suaves para limpiar todo, desde platos y ropa hasta vehículos y el perro de la familia.

Neutralizar la acidez estomacal

Un antiácido es una base que se utiliza para neutralizar el exceso de ácido estomacal. La dosis recomendada es la cantidad de base necesaria para neutralizar parte del ácido estomacal, pero no todo.

La Química Ácido – Base de algunos Antiácidos:

Compound	Chemical Formula	Chemical Reaction
Aluminum hydroxide	Al(OH)3	Al(OH)3(s) + 3 HCl(aq) —–> AlCl3(aq) + 3 H2O(l)
Calcium carbonate	CaCO3	CaCO3(s) + 2 HCl(aq) —–> CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Magnesium carbonate	MgCO3	MgCO3(s) + 2 HCl(aq) —–> MgCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Magnesium hydroxide	Mg(OH)2	Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) —–> MgCl2(aq) + 2 H2O(l)
Sodium bicarbonate	NaHCO3	NaHCO3(aq) + HCl(aq) —–> NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)

Household Cleaners

Most cleaning compounds such as dishwashing detergents, scouring powders, laundry detergents, and oven cleaners are basic. Hace muchas décadas, el jabón casero de lejía se usaba para limpiar la ropa y la piel de las personas. Lo más parecido al jabón de lejía que vemos hoy en día es el detergente para lavar platos. Los trabajos de limpieza realmente difíciles en el hogar requieren limpiadores químicamente agresivos. Los limpiadores muy básicos se utilizan para eliminar la suciedad, la grasa o las manchas. Los limpiadores de desagües y hornos se encuentran en el otro extremo del espectro de pH, con un pH de 12 o superior. Por lo general, contienen una base fuerte, como NaOH, que reacciona con las grasas y la grasa para formar un jabón soluble. Todas las soluciones muy básicas, tanto en el laboratorio como en los hogares, son peligrosas y deben manejarse con precaución en todo momento.

Véase también

• Teorías de reacción ácido-base
• Acid

Notas

• Brown, Theodore E., H. Eugene LeMay y Bruce E Bursten. Chemistry: The Central Science (10ª edición). Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall, 2005. ISBN 0131096869
• Corwin, C. H. Introductory Chemistry Concepts & Connections (3rd ed.). Upper Saddle River, Nueva Jersey: Prentice Hall, 2001. ISBN 0130874701
• McMurry, J., and R. C. Fay. Chemistry (4th ed.). Upper Saddle River, Nueva Jersey: Prentice Hall, 2004. ISBN 0131402080
• Moore, J. W., C. L. Stanitski, and P. C. Jurs. Química La Ciencia Molecular. Nueva York: Harcourt College, 2002. ISBN 0030320119
• Oxlade, Chris. Ácidos y Bases (Productos químicos en acción). Biblioteca Heinemann, 2002. ISBN 1588101940

Todos los enlaces recuperados el 13 de mayo de 2016.

• CurTiPot-Diagramas de equilibrio ácido-Base, cálculo de pH y simulación y análisis de curvas de titulación-freeware