Kimikan,base batprotoiak onar ditzakeen edozein substantzia da. Definizio hau azidoei eta baseei buruzkoBrønsted-Lowry teorian finkatutakoa da. Haatik, badaude baseen beste definizio batzuk, hala nolaelektroi-bikoteen emaileak direla (Lewis),hidroxidoanioieen iturri direla (Arrhenius) edo, zentzu zabalean,uretan disolbatzen direnean 7.0ko baliotik gorakopH-a daukatendisoluzioak sortzen dituzten substantziak direla. Base arrunten adibide dira, esaterako,sodio hidroxidoa etaamoniakoa.
Lehen hurbilketa batean, substantziak, disoluzio urtsuan, ioiak ematen dizkio baliabideari[1]. Adibide garbi batpotasio hidroxidoa da,KOH: formularekin.
Base etaazido kontzeptuak kontrajartzen dira. Baliabidearen basikotasuna (edoalkalinitatea) neurtzeko,pOH kontzeptua erabiltzen da, zeinapHrekin osatzen den; era horretan,, (CNPTn-ren berdina da. Hori dela eta, azido zein baseetarako pH-a erabiltzea oso zabalduta dago[2][3].
Basearen kontzeptuaGuillaume François Rouelle kimikarifrantziarrak sortu zuen 1754an. Likidolarrunkorrak ziren azidoak (adibidez,azido azetikoa) substantzia jakin batzuekin nahastean gatz solido bihurtzen zirela ikusi zuen. Substantzia hauek gatza eratzekobasea (oinarria)[4] zirela erabaki zuen. Hain zuzen, hortik datorkio izena.
Baseak, kimikoki,azidoen kontrakoak dira. Azido baten eta base baten arteko erreakzioarineutralizazio diotsote. Azidoekhidronio-ioiaren (H3O+) kontzentrazioa handitzen dute, eta baseek txikitu egiten dute. Baseek eta azidoek, elkarrekin erreakzionatzean, ura etagatzak (edo beren disoluzioak) ekoizten dituzte.
Guztizhidrolizatzen den eta pH-a 14 ingurura igotzen den baseari base indartsu deitzen zaio. Base indartsuek, azido indartsuek bezala, ehun biziak erasotzen dituzte, eta erredura larriak eragin ditzakete. Baseak ahulak ere izan daitezke, esaterako, azalerak garbitzeko erabiltzen den amoniakoa.Arrhenius baseek, uretan disolbagarriak izanik, pH-a 7.0tik gora daukaten disoluzioak sortzen dituzte.Alkaliak baseen azpimultzo berezia osatzen dute: beren ezaugarri nagusia da uretan disolbaturik hidroxido-ioiak (OH-) ematen dituztela.
Hasierako definizioaSvante August Arrheniusek[5], 1887an, adierazitakoa da.Brønsted-Lowryren azido-base teoriak, Brønsted eta Lowryk 1923an formulatuak, dio substantzia alkalino bat (H+) protoi bat hartzeko gai dena dela[6]. Definizio horrek aurrekoa barne hartzen du: aurreko adibidean, KOH-a OH− ioien disoluzio batean disoziatzean, horiek dira basea protoi bat onartu ahal izateko. Teoria hori disolbatzaile ez-urtsuetan ere aplika daiteke[6].
Lewis-ek, 1923an, gehiago zabaldu zuen azidoen eta baseen definizioa, nahiz eta teoria horrek ez zuen eraginik izango urte batzuk geroago arte. Lewisen teoriaren arabera, basea elektroi pare bat eman dezakeen substantzia da[7]. OH− ioiak, beste ioi edo molekulek NH3, H2O, etab. bezalako beste ioi edo molekulek bezala, loturarik gabeko elektroi-pare bat dute; beraz, base dira. Arrheniusen edo Brønsted eta Lowryren teoriaren araberako base guztiak Lewisen baseak dira.
Hatzekin tratatzen direnean, biskositate edo xaboizko sentsazioa ematen dute, giza larruazaleko lipidoen saponifikazioaren ondorioz.
Kontzentrazio handian daudenean edo base sendoak direnean, kaustikoak dira; materia organikoarekiko korrosiboak, eta, substantzia azidoekin, bortizki erreakzionatzen dute.
Uretan disolbatzen dira, eta, horrela, ioietan disoziatzen dira, eta substantziaelektriko eroaleak dira.
Adierazleekin honela erreakzionatzen dute:tintaroi-papera urdin bihurtzen dute, eta,fenolftaleina proban, kolore arrosa agertzen da.
Svante August Arrhenius kimikari suediarrak disoziazio elektrolitikoaren teoria proposatu zuen1887an[9], zeineanelektrolitoak, ur-disoluzio edo ardatzetan, partzialki elektrikoki kargatutako ioietan disoziatzen ziren.
Elektrolitoakazido, base etagatzetan sailkatzen dira. Arrheniusen arabera, zehazki,baseak, ur-disoluzioan,hidroxilo anioiak, OH−, ematen dituzten substantziak dira; hau da, azido erradikal negatiboez ordezka daitezkeen hidroxilo talde bat edo gehiago dituzte gatzak sortzeko. Adibidez:
Johannes Nicolaus Brønsted kimikari daniarrak eta Thomas Martin Lowry ingelesak,1923an, modu independentean, egungoa gainditzen zuenazidoen etabaseen portaerari buruzko teoria bat argitaratu zuten, urte haietan Arrhenius azido-basearen teoria, zeina edozein motatakodisobatzaileari aplika zitekeen, Arrheniusena ur-disoluzioetarako soilik erabil zitekeen bitartean[10][11]. Teoria berri horren arabera,azido bat protoiak eman ditzakeen substantzia da, etabase bat onar ditzakeen substantzia da.Azido bat etabase bat elkartuak dira ekuazioaren bidez erlazionatzen direnean:
azido⇌ protoi + base
Adibide gisa ditugu:
CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO-
NH4+ ⇌ H+ + NH3
CO3H- ⇌ H+ + CO32-
Azidoak etabaseak ioiak edo molekula neutroak izan daitezke.H+ protoiarensolbatazioa kontuan hartutadisolbatzailea,bikote elkartu arteko erlazioa ur-disoluziotan, hauxe da:
A + H2O ⇌ H3O+ + B
kasu honetan,urakprotoien hartzaile gisa jokatzen du, hau da,base bezala. Aldaketa honela orokortu daiteke:
Johannes Nicolaus Brønsted
Thomas Martin Lowry
azido 1 + base 2 ⇌ azido 2 + base 1
non 1. azidoa 1. basearekin elkartzen den eta 2. azidoa 2. basearekin. Kontuan izan,urakazido edobase gisa joka dezakeela.
Erreakzio horiekoxigenoatomo batetik beste atomo bateraelektroi bikote bat (lotura kobalente datiboaren bitartez) partzialki lagatzea dakarte.
Gertaera horien ondorioz,Gilbert Newton Lewisek1923an[12] adierazi zuen eta1938an azidoaren eta baseen teoria orokorragoa garatu zuen. Teoria horren arabera:
Azido bat elektroi bikote batek onar dezakeen substantzia oro da, molekularra edo ionikoa.
Basea elektroi bikote batek laga dezakeen substantzia oro da.
Baina Lewisen teoriak ez du ematen baseek azidoekin duten erreakzioaren zenbatespen kuantitatiboa. Hori dela eta, Pearsonen Teoria azido-base gogorra-biguna (HSAB siglekin ezaguna) izeneko ebaluazio kualitatiboa aplikatu ohi da. Ebaluazio horrek azido bigunek azkarrago erreakzionatzen dutela eta base bigunekin lotura sendoagoak eratzen dituztela deskribatzen du. Azido gogorrek, berriz, azkarrago erreakzionatzen dute, eta, base gogorrekin, lotura sendoagoak eratzen dituzte. Beste faktore guztiak berdin mantentzen dira[13]. Jatorrizko lanerako sailkapena oreka-konstanteetan oinarrituta zegoen Lewisen bi baseren erreakzioetarako Lewisen azido batengatik lehiatuz.
Gehienak narritagarriak diralarruazalarentzat (kaustikoak), larruazaleko gantza disolbatzen baitute. Hainbat mailatan, suntsitzaileak dira giza ehunentzat. Hautsek, lainoek eta lurrunek narritadura eragiten dute arnasan, azalean eta begietan, eta lesioak, sudur-trenkadan.
Basebat sortzeko erabili elementuen izenetatik hartutako nomenklaturak, eta elkartuioi hidroxilo (OH) batekin elementuaren balentzia-zenbakia hartuz eta konbinatuz (posizioa aldatuz), taulan erakusten den bezala:
Formula
Tradizionala
Stock
IUPAC
CuOH
Hidroxido kuprosoa
Kobre hidroxidoa (I)
Kobre hidroxidoa
Cu(OH)2
Hidroxido kuprikoa
Kobre hidroxidoa (II)
Kobre dihidróxidoa
Elementu batek bi balentzia baino gehiago dituenean, ez zaio nomenklatura tradizionalik jartzen. Balentzia txikiena erabiltzean,oson amaitzen da elementua hartzean, eta handiena erabiltzean,ikon[16][17].IUPAC nomenklaturan, aurrizkien konformazio bat emango zaio elementuari erabilitako balentziaren arabera (Mono, Di, Tri, Tetra, Penta, Hexa, etab.), -hidroxi edo -oxidrilo amaierarekin batera, zeina () OH −1 kargadun ioia den[18].
Lagin urtsu baten pH-a haren azidotasunaren neurri bat da[19]. Ur puruan, oxoni (H3O+) ioietan eta hidroxido (OH-) ioietan disoziatutako hamar milioi molekulatik bat, gutxi gorabehera, honako ekuazio honen arabera:
2H2O(l) → H3O+(aq) + OH−(aq)
Kontzentrazioa, molaritatean neurtua (M edo moleak dm³-ko), zeinaren ioiak [H3O+] eta [OH−] eta bere produktua uraren disoziazio konstantea den eta 10−7 balioa duenM. pH-a honela definitzen da: −log [H3O+], beraz, ur puruak 7ko pH-a du. Zenbaki horiek zuzenak dira 23° C-ra, eta, beste tenperatura batzuetan, zertxobait ezberdinak dira.
Base batek disoluzioaren hydronium ionak (H3O+) onartzen (hartzen) ditu, edo hidroxido ioiak (OH−) ematen dizkio disoluzioari. Bi ekintza horiek hydronium ioien kontzentrazioa jaisten dute, eta, beraz, pH-a handitzen dute. Aitzitik, azido batek H3O+ ioiak ematen dizkio disoluzioari, edo OH−-ak onartzen du. beraz, pH-a jaitsi egiten da.
Adibidez, sodio hidroxido mol bat (40 g) uretan disolbatzen bada disoluzio litro bat egiteko, hidroxido ioien kontzentrazioa [OH−] = 1 mol/L bihurtzen da. Beraz, [H+] = 10−14 mol/L, eta pH = −log 10−14 = 14. Kontuan izan, kalkulu horretan, jarduera kontzentrazioaren baliokide dela suposatzen dela, eta kontzentrazio hori ez dela errealista 0,1 mol dm−3 baino gehiagoko kontzentrazioetan.
Disoziazioarenbaseaedo Kb konstantea basikotasun-neurri bat da. PKB pKaren erregistroaren ezezkotasuna da, eta, pKa + pKb = 14 balioen harreman sinplearen ondorioz, pKa balioekin lotutakoa.
Alkalinotasuna da disoluzio batek azidoak karbonato edo hidrogenokarbonatu puntuen baliokidetasunarekin neutralizatzeko duen ahalmenaren neurri bat.
Base indartsu bat uretan disolbatzen denean,sodio hidroxidoa kasu, hura deskonposatu egiten da (kasu horretan, sodio ioietan etahidroxidoan):
NaOH → Na+ + OH−
Era berean, azido bat uretan disolbatzen bada disoziatu ere egiten da; adibidez,hidrogeno kloruroa (azido klorhidrikoa) disolbatzean, oxoni ioiak eta ioi kloruroak sortzen dira:
HCl + H2O → H3O+ + Cl−
Bi disoluzioak ioi disoziatuekin nahasten direnean, H3O+ ioiak eta OH− ioiak konbinatu egiten dira urmolekulak sortzeko:
H3O+ + OH− → 2H2O
Sodio hidroxido eta azido klorhidriko kopuru berberak disolbatzen badira,baseaeta azidoa elkar neutralizatzen dute zehatz-mehatz, eta NaCl bakarrik uzten da hauspeakin ([gatz arrunta]) eta ur moduan. Modu orokorrean esan daiteke ezen[20]:
azidoa + basea → gatza + ura
Edozein azidoren isuriak neutralizatzeko,baseahulak erabili behar dira, hala nola sosa edo arrautza-zuringoa. Azido baten isurketa base indartsu batekin neutralizatzen saiatuz gero, hala nolasodio hidroxidoarekin edopotasio hidroxidoarekin, erreakzio exotermiko bortitza eragin daiteke, eta base beraren ekintzak azidoaren isurketa bezain txarra eragin dezake.
Baseak, oro har, azido ugari neutralizatu ditzaketen konposatuak dira. Amoniakoa eta sodio karbonatoabaseakdira, baina substantzia horietako bakar batek ere ez du OH? multzorik. Bi konposatuek H+ onartzen dute uretan disolbatzen direnean:
Na2CO3 + H2O → 2 Na+ + HCO3− + OH−
NH3 + H2O → NH4+ + OH−
Hortik abiatuta, pH-a edo azidotasuna baseetako ur-soluzioetarako kalkula daiteke.Baseak emaile elektroniko bikote gisa ere zuzenean jarduteko:
CO₃2− + H+ → HCO₃−
NH₃ + H+ → NH₄+
Karbonoakbase gisa jardun dezake, baitanitrogenoak etaoxigenoak ere. Hori gertatu ohi da litiozko butilo, alkoxido eta metalenamidetan, hala nola sodiozko amidan. Erresonantzia egonkorturik gabeko karbono-, nitrogeno- eta oxigeno-baseak oso indartsuak izaten dira;superbase diotsete, eta uraren azidotasun beragatik ezin dira egon ur-disoluzio batean. Erresonantzia egonkortzeak, baina,base ahulagoetan ahalbidetzen du, hala nola karboxilatoetan; adibidez, sodio azetatoabase ahula da.
Base sendo bat uretan erabat banatzen dena da, hau da, OH- ioien kopuru handiena ematen duena. Adibidez, potasio hidroxidoa oinarri sendoa da.
KOH → OH- + K+ (ur disoluzioan)
Bronsted-Lowry teoriak baseen indarra kuantifikatzen du, hau da, azidoaren protoi bat bereizteko gaitasuna.Kb konstantearen bidez neurtzen da, erreakzioaren oreka-konstantea azidoaren basearen konparazioarekin. Basikotasunaren konstantea zenbat eta handiagoa izan, orduan eta handiagoa izango dabasearen indarra, eta, handiagoa, protoiak bereizteko duen gaitasuna. Oro har, basikotasun-konstantea pKb konstanteen basikotasun-indize gisa adierazten da. Adibidez, amoniakoa Bronsted-en base gisa deskriba daiteke:
Base polibasikoetarako,Kb1,Kb2, eta abarren disoziazio-konstanteen hainbat balio lor daitezke. Adibidez, ion fosfato bat hiru aldiz protonatuta egon daiteke.
Basearen potentziaren ezaugarria da, halaber, bereKa (BH+) azido konjugatuaren azidotasun konstantea, non produktuaren basikotasunaKb konstantea baitaKa (BH+) konstante batengatik, uraren produktu ionikoa soluzio urtsuentzat eta disolbatzaile orokorraren autoprotolisi konstantea.
Base sendoen beste adibide batzuk metal alkalinoen hidroxidoak eta lur alkalinoak dira:
Oinarri ahul batek ere OH- ioiak ematen dio medioari, baina orekan dago molekula disoziatuen eta ez daudenen kopurua.
Al(OH) 3 ⇔3OH− +Al+
Kasu horretan, aluminio hidroxidoaorekan dago (etengabe deskonposatuz eta osatuz) sortzen dituen ioiekin. Base baten basikotasun-konstanteak (Kb) haren disoziazio-maila adierazten du.
B base bat emanda, uretan disolbatzean, bere BH+ azido konjugatua lortzen da:
B(aq) + H₂O(l) → BH+(aq) + OH-(aq)
Eta baliozkoa izango da hurrengo ekuazioa (soilik base ahulen bidez), zeinak kontzentrazioa basikotasunaren konstantearekin lotzen duen:
pKb i pKa azido konjokatuaren disoluzio urtsu diluituetako balioak
Karbanioien, amiden eta hidruroen 1. taldeko gatzak base are indartsuagoak izaten dira, haien azido konjokatuak oso ahulak direlako: hidrokarburoak, aminak eta dihidrogenoak, hurrenez hurren. Normalean, base horiek sortzen dira metal alkalino puruak gehituz –sodioa, esaterako– azido konjokatuari[21]. Superbase diotse eta ezin dira disoluzio urtsuan mantendu ioi hidroxidoa baino base indartsuagoak direlako, eta, beraz, ura azido konjokatutik desprotonatzen dute. Adibidez, ioi etòxidak (etanolaren base konjugatua) delakoak uraren presentzian erreakzio hau izaten du:
Base sendo bat, sodio hidroxidoa adibidez, uretan disolbatzen denean,hidroxido ioietan (-OH) eta sodio ioietan deskonposatzen da:
NaOH → Na+ + OH−
Antzera, azido klorhidrikoa edo hidrogeno kloruroa uretan disolbatzen da oxonio ioiak (H₃ O+) eta kloro ioiak osatuz:
HCl + H₂O → H₃O+ + Cl−
Bi disoluzioak nahasten ditugunean, H₃O+ eta OH- ioiak konbinatu egiten dira ur-molekulak sortzeko:
H₃O+ + OH− → 2 H₂O
NaOH eta HCl kantitate berdinak disolbatzen baditugu, basea eta azidoa modu zehatzean neutralizatzen dira, NaCl bakarrik utziz (gatz arrunta) disoluzioan.
Base ahulak, hala nola soda edoarrautza-zuringoa, azido-isuriak neutralizatzeko erabil daitezke. Base sendoak erabiltzeak, hala nola sodio hidroxidoa edo potasio hidroxidoa, erreakzio exotermiko bortitza eragin lezake, jatorrizko azidoa isurtzea baino ondorio arriskutsuagoekin.
Oinarrizko substantziak erreakzio kimikoen disolbaezintasun-katalizatzaile heterogeneoak izateko erabil daitezke. Adibidez, oxido metalikoak, magnesio oxidoa, kaltzio oxidoa eta bario oxidoa, baita potasio fluoruroa eta zeolita batzuk ere. Trantsizioko metal askok katalizatzaile onak egiten dituzte, eta, horietako askok, oinarrizko substantziak osatzen dituzte. Oinarrizko katalizatzaile batzuk hidrogenazioetarako, lotura bikoitzeko migrazioetarako, Meerwein-Ponndorf-Verley murrizteko, Michaelen erreakziorako eta beste erreakzio askotarako erabili izan dira.
