Base química

De Viquipèdia

Àcids i Bases
Teories àcid-base
pH
Autoionització de l'aigua
Tampons
Nomenclatura sistemàtica
Reaccions Redox
Electroquímica
Àcids forts
Àcids febles
Bases febles
Bases fortes

Una base és, en primera aproximació, qualsevol substància que en dissolució aquosa aporta ions hidroxil (OH-), o absorbeix ions hidrogen del medi. Un exemple clar és l'hidròxid potàssic (KOH):

KOH --> OH- + K+ (en disoluciño aquosa)

Els conceptes de base i àcid són contraposats. Les bases, normalment són solubles en aigua, i solen tenir un gust amargant.

Per a mesurar la basicitat d'un medi aquós s'utilitza el concepte de pOH, que es complementa amb el de pH, de forma tal que pH + pOH = 14. Per aquest motiu, està generalitzat l'ús de pH tant per a àcids com per a bases. Disolent una base en aigua, sempre obtindrem una dissolució de pH superior a 7.

La definició inicial correspon a la formulada al 1887 per Arrehnius. La teoria de Brönsted i Lowry d'àcids i bases, formulada en 1923, diu que una base és aquella substància capaç d'acceptar un protó (H+). Aquesta definició engloba l'anterior: en l'exemple anterior, el KOH al dissociar-se en dissolució dóna ions OH-, que són els que actuen com a base al poder acceptar un protó. Aquesta teoria també es pot aplicar en dissolvents no aquosos.

Lewis en 1923 va ampliar encara més la definició d'àcids i bases, encara que la teoria de Lewis no tindria repercussió fins a anys més tard. Segons la teoria de Lewis una base és aquella substància que pot cedir un parell d'electrons. L'ió OH-, igual que altres ions o molècules com el NH3, H2O, etc., tenen un parell d'electrons no enllaçats, per la qual cosa són bases. Totes les bases segons la teoria d'Arrehnius o la de Brönsted i Lowry són al seu torn bases de Lewis.

  • Exemples de bases d'Arrehnius: hidròxid sòdic (NaOH), hidròxid potàssic (KOH), Hidròxid d'alumini (Al(OH)3).
  • Exemples de bases de Brönsted i Lowry: amoníac (NH3), S2-, HS-.

[edita] Base forta

Una base forta és la que es dissocia completament en l'aigua, és a dir, aporta el màxim nombre d'ions OH-. L'exemple anterior (hidròxid potàssic) és d'una base forta.

KOH --> OH- + K+ (en disoluciño aquosa)

[edita] Base feble

Una base feble, també aporta ions OH- al medi, però està en equilibri el nombre de molècules dissociades amb les que no ho estan.

Al(OH)3 <=> 3OH- + Al+

En aquest cas, l'hidròxid d'alumini està en equilibri (descomponent-se i formant-se continuament) amb els ions que genera. La Constant de basicitat (Kb) d'una base ens indica el seu grau de dissociació.

Donada una base B, al disoldre-la en aigua, obtenim el seu àcid conjugat BH+;

B(aq) + H2O(l) --> BH+(aq) + OH-(aq)

I serà valida la següent equació (només per bases febles), que ens relaciona la concentració amb la constant de basicitat;

\mbox{Kb} = {[\mbox{BH}^+]\cdot[\mbox{OH}^-] \over [\mbox{B}]}