Base química

De Viquipèdia

Àcids i Bases:

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

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 dissolució 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. Dissolent una base en aigua, sempre obtindrem una dissolució de pH superior a 7.

La definició inicial correspon a la formulada el 1887 per Arrehnius. La teoria de Brönsted i Lowry d'àcids i bases, formulada el 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 el 1923 va ampliar encara més la definició d'àcids i bases, encara que la seva teoria 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), S^2-, 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 dissolució 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 contínuament) 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 dissoldre-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;

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