Base química

De Viquipèdia

Dreceres ràpides: navegació, cerca
Àcids i Bases:

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 de potassi (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 Arrhenius. La teoria de Brönsted-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.

Gilbert Newton 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 Brønsted-Lowry són al seu torn bases de Lewis.

Taula de continguts

[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 de potassi) és d'una base forta.

KOH → OH- + K+ (en dissolució aquosa)

Exemples de bases fortes són els hidròxids dels metalls alcalins i les terres alcalines:

[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}]}

[edita] Neutralització dels àcids

Quan una base forta, com l'hidròxid de sodi, es dissol en aigua es descompon en ions hidròxid (-OH) i ions de sodi:

NaOH → Na+ + OH−

de manera similar, l'àcid clorhídric o clorur d'hidrogen es dissol en aigua formant ions hidroni (H3 O+) i ions de clor:

HCl + H2O → H3O+ + Cl−

Quan barregem les dues solucions, els ions H3O+ i OH- es combinen per formar molècules d'aigua:

H3O+ + OH− → 2 H2O

Si dissolem quantitats iguals de NaOH i Hcl, la base i l'àcid es neutralitzen de manera exacta, deixant només NaCl, sal comuna, en solució.

Les bases febles, com la soda o la clara d'ou, poden ser utilitzades per neutralitzar els vessaments d'àcid. La utilització de bases fortes com l'hidròxid de sodi o l'hidròxid de potassi podrien causar una reacció exotèrmica violenta amb uns efectes més perillosos que el vessament d'àcid original.

[edita] Enllaços externs

Viquipèdia:Llista dels 1000 articles fonamentals#Química
Obtingut de «http://ca.wikipedia.org/wiki/Base_qu%C3%ADmica»