Los conceptos de base yácido son contrapuestos. Para medir la basicidad (oalcalinidad) de un medio acuoso se utiliza el concepto depOH, que se complementa con el depH, de forma tal que, ( enCNPT es igual a). Por este motivo, está generalizado el uso de pH tanto para ácidos como para bases.[2][3]
La definición inicial corresponde a la formulada en 1887 porSvante August Arrhenius.[4] Lateoría ácido-base de Brønsted-Lowry, formulada porBrønsted yLowry en 1923, dice que una sustancia alcalina es aquella capaz de aceptar unprotón (H+).[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. Esta teoría también se puede aplicar endisolventes no acuosos.[5]
Lewis en 1923 amplió aún más la definición deácidos y bases, aunque esta teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. Según lateoría de Lewis una base es aquella sustancia que puede donar un par deelectrones.[6] El ion OH−, al igual que otros iones o moléculas como elNH3,H2O, etc., tienen un par de electrones no enlazantes, por lo que son bases. Todas las bases según la teoría de Arrhenius o la de Brønsted y Lowry son a su vez bases de Lewis.
Ejemplos de bases de Arrhenius:,,
Ejemplos de bases de Brønsted y Lowry:,,.
Algunas de las propiedades generales de las bases son:[7]
Cuando se presentan en una elevadaconcentración, o son bases fuertes, son cáusticas, corrosivas de la materia orgánica, y reaccionan violentamente con las sustancias ácidas.
Se disuelven en agua y, al hacerlo, se disocian en iones y son sustancias conductoras de laelectricidad.
Con losindicadores reaccionan de la siguiente manera: vuelven moratón el papel detornasol y en la prueba de lafenolftaleína aparece el color rosa.
Loselectrólitos se clasifican enácidos,bases ysales. Según Arrhenius, en concreto, lasbases son sustancias que en disolución acuosa dan anioneshidroxilo, OH-, esto es, contienen uno o más gruposhidroxilo que pueden ser sustituidos por radicales ácidos negativos para formar sales. Por ejemplo:
El químico danésJohannes Nicolaus Brønsted y el inglésThomas Martin Lowry, en 1923, publicaron de forma independiente, una teoría sobre el comportamiento de losácidos y de las bases que superaba la vigente, en aquellos años,teoría ácido-base de Arrhenius, puesto que podía aplicarse a cualquier tipo dedisolvente mientras que la deArrhenius solo podía emplearse por disoluciones acuosas.[9][10] Según esta nueva teoría,un ácido es una sustancia que puede ceder protones, y una base es una sustancia que puede aceptar. Unácido y unabase sonconjugados cuando están relacionados por la ecuación:
Como ejemplos tenemos:
Losácidos y lasbases pueden ser iones o moléculas neutras. Si esté en cuenta lasolvatación del protón, H+, por parte deldisolvente, la relación entreparejas conjugadas en disolución acuosa es:
en este caso elagua actúa como un aceptor deprotones, es decir, como unabase. El cambio se puede generalizar así:
Johannes Nicolaus Brønsted
Thomas Martin Lowry
donde el ácido 1 es conjugado en la base 1 y el ácido 2 lo está en la base 2. Hay que observar que elagua puede actuar comoácido o cómobase.
La teoría deBrønsted y Lowry no es suficientemente amplia para comprender todos los casos de comportamiento ácido o básico de las sustancias, puesto que es limitado a las reacciones con intercambio deprotones. Hay sustancias que no tienenhidrógeno y tienen comportamientoácido, por ejemplo eldióxido de carbono, CO2, o eltrióxido de azufre, SO3, se comportan comoácidos, puesto que en presencia deóxidos básicos, como por ejemplo elóxido de calcio, CaO, o elóxido de sodio, Na2O, en ausencia dedisolvente y, por lo tanto, sin transferencia de protones, reaccionan para formarsales, elcarbonato de sodio, CaCO3 o elsulfato de sodio, Na2SO4,por ejemplo. Las reacciones podemos representarlas con las siguientes ecuaciones químicas:
Estos hechos llevaron aGilbert Newton Lewis a enunciar en 1923[11] y a desarrollar en 1938 una teoría más general de ácido y bases, en la cual se define que:
Un ácido es toda sustancia, molecular o iónica, que puede aceptar una pareja de electrones.
Una base es toda sustancia que puede ceder una pareja de electrones.
La teoría de Lewis no proporciona, pero, una estimación cuantitativa de la reacción de las bases con los ácidos. Por este motivo, se acostumbra a aplicar una evaluación cualitativa conocida comoTeoría ácido-base dura-blanda de Pearson (conocida con las siglas HSAB), que describe como los ácidosblandos reaccionan más rápidamente y formanenlaces másfuertes con basesblandas, mientras que los ácidosduros reaccionan más rápido y forman enlaces más fuertes con basesduras, manteniéndose iguales todos los otros factores.[12] La clasificación al trabajo original estaba basada en lasconstantes de equilibrio para las reacciones de dosbases de Lewis compitiendo por unácido de Lewis.
Clasificación de las bases y los ácidos en el principio de HSAB
La mayoría son irritantes para lapiel (cáusticos) ya que disuelven la grasa cutánea. Son destructivos en distintos grados para los tejidos humanos. Los polvos, nieblas y vapores provocan irritación respiratoria, de piel, ojos, y lesiones del tabique de la nariz.
Para crear una base usando diversas nomenclaturas para ellas tomadas a partir de los nombres de los elementos y juntándolos con union hidroxilo (OH), tomando el número de valencia del elemento y combinarlos (cambiándolos de posición) como se muestra en la tabla:
Fórmula
Tradicional
Stock
IUPAC
CuOH
Hidróxido cuproso
Hidróxido de cobre (I)
Hidróxido de cobre
Cu(OH)2
Hidróxido cúprico
Hidróxido de cobre (II)
Dihidróxido de cobre
Cuando un elemento tiene más de dos valencias no se le pone nomenclatura tradicional. Al usar la menor valencia, el elemento termina enoso y cuando se usa la mayor termina enico.[15][16] En la nomenclaturaIUPAC 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 ().[17]
ElpH de una muestraacuosa es una medida de su acidez.[18] En el agua pura, aproximadamente uno de cada diez millones de moléculas de disociar en iones de oxoni (H3O+) y los iones de hidróxido (OH-), de acuerdo con la siguiente ecuación:
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 10−7M. El pH se define como −log [H3O+], por lo cual el agua pura tiene un pH de 7. Estos números son correctos a 23 °C y son ligeramente diferentes a otras temperaturas.
Una base acepta (saca) hydronium iones (H3O+) de la solución, o mujer de los iones de hidróxido (OH−) a la solución. 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.
Por ejemplo, si 1 mol de hidróxido de sodio (40 g) se disuelve en agua para hacer 1 litro de solución, la concentración de los iones de hidróxido se convierte en [[OH−]] = 1 mol/L. Por lo tanto [H+] = 10−14 mol/L, i pH = −log 10−14 = 14. Tened en cuenta que en este cálculo, se supone que la actividad es equivalente a la concentración, que no es realista en las concentraciones de más de 0.1 mol dm−3.
La base de la disociación o constando Kb es una medida de basicidad. PKB es la negativa de registro de Kb y los relativos a la de los valores de pKa por la simple relación de los valores de pKa + pKb = 14.
Laalcalinidad es una medida de la capacidad de una solución para neutralizar los ácidos a la equivalencia de puntos de carbonatos o hidrogenocarbonados.
Cuando se disuelve en el agua una base fuerte, como el hidróxido de sodio, esta se disocia totalmente, liberando union hidróxido. 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 formanhidrogeniones 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 formarmoléculas 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. De forma general se puede decir que:[19]
ácido + base → sal + agua
Para neutralizar los derramamientos de cualquier ácido se tienen que utilizar bases débiles, como por ejemplo el bicarbonato de sodio. Si se intenta neutralizar el derramamiento de un ácido con una base fuerte como el hidróxido de sodio o el hidróxido de potasio, se puede provocar una violenta reacción exotérmica y la acción de la misma base puede causar tanto de mal como el derramamiento de ácido.
No todas las bases químicas son hidróxidos. Según las teorías deBrønsted y Lowry y la deLewis 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-. Ambos compuestos aceptan H+ cuando se disuelven en el agua:
Elcarbono puede actuar como base, y también lonitrógeno y eloxígeno. Esto sucede habitualmente en compuestos como butilo de litio, alcóxidos y amidas de metales, como la almida desodio. Las bases de carbono, nitrógeno y oxígeno sin la resonancia estabilizada suelen ser muy fuertes; se denominansuperbases, y no pueden existir en una solución de agua debido a la misma acidez del agua. La estabilización de la resonancia, pero, lo permite en bases más débiles como los carboxilatos; por ejemplo, el acetato de sodio es una base débil.
Una base fuerte es la que sedisocia 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.
(en disolución acuosa)
La teoría de Bronsted - Lowry cuantifica la fuerza de las bases, es decir, su capacidad para escindir un protón del ácido. Se mide mediante la constanteKb - laconstante de equilibrio de la reacción con la base de ácido de comparación. 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. Habitualmente la constante de basicidad se expresa como el índice de basicidad constantespKb. Por ejemplo, el amoníaco como una base de Bronsted puede ser descrito:
Para bases polibásicas se pueden obtener varios valores de las constantes de disociaciónKb1,Kb2, etc Por ejemplo, un ion fosfato puede estar protonado tres veces
La potencia de la base también se puede caracterizar por laconstante de acidez de su ácido conjugadoKa (BH+), donde la basicidad del producto es constanteKb por una constanteKa (BH+), elproducto iónico del agua para soluciones acuosas, y la constante deautoprotólisis del disolvente general.
Una base débil también aporta ionesOH− 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 enequilibrio (descomponiéndose y formándose continuamente) con los iones que genera. La constante de basicidad (Kb) de una base indica su grado de disociación.
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 laconcentración con la constante de basicidad;
Valores de pKb y pKa del ácido conjugado en soluciones acuosas diluidas
Las sales del grupo 1 decarbaniones,amidas yhidruros tienden a ser unas bases todavía más fuertes debido a la extrema debilidad de sus ácidos conjugados, que sonhidrocarburos,aminas ydihidrógenos, respectivamente. Normalmente, estas bases se crean añadiendo metales alcalinos puros –tales como el sodio– al ácido conjugado.[20] Se denominansuperbases y no es posible mantenerlas en disolución acuosa debido al hecho que son bases más fuertes que el ion hidróxido, por lo cualdesprotonan el agua del ácido conjugado. Por ejemplo, el ion etòxid (base conjugada deletanol) en presencia de agua experimenta la siguiente reacción:
