Bases: características y ejemplos
Las bases son todos aquellos compuestos químicos que pueden aceptar protones o donar electrones. En la naturaleza o artificialmente existen bases tanto inorgánicas, como orgánicas. Por ello su comportamiento puede preverse para muchas moléculas o sólidos iónicos.
No obstante, lo que diferencia una base del resto de las sustancias químicas es su marcada tendencia a donar electrones frente a, por ejemplo, especies pobres en densidad electrónica. Esto es posible solamente si el par electrónico se encuentra localizado. Como consecuencia de esto, las bases tienen regiones ricas en electrones, δ-.
¿Qué propiedades organolépticas permiten identificar a las bases? Por lo general son sustancias cáusticas, las cuales provocan graves quemaduras mediante contacto físico. Al mismo tiempo, tienen un tacto jabonoso, y disuelven las grasas con facilidad. Además, sus sabores son amargos.
¿Dónde se encuentran en la vida diaria? Una fuente comercial y rutinaria de las bases son los productos de limpieza, desde los detergentes, hasta los jabones de tocador. Por esta razón la imagen de unas burbujas suspendidas en el aire puede ayudar a recordar a las bases, aun cuando detrás de ellas hay muchos fenómenos fisicoquímicos involucrados.
Muchas bases exhiben propiedades totalmente distintas. Por ejemplo, algunas despiden olores nauseabundos e intensos, como el de las aminas orgánicas. Otros en cambio, como los del amoníaco, resultan penetrantes e irritantes. Pueden asimismo ser líquidos incoloros, o sólidos blancos iónicos.
Sin embargo, todas las bases tienen algo en común: reaccionan con los ácidos, para producir así sales solubles en solventes polares, como el agua.
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A parte de lo ya mencionado, ¿qué características específicas deben tener todas las bases? ¿Cómo pueden aceptar protones o donar electrones? La respuesta radica en la electronegatividad de los átomos de la molécula o ion; y entre todos ellos, el oxígeno es el predominante, en especial cuando se encuentra como ion oxidrilo, OH–.
Las bases poseen un sabor agrio y a excepción del amoniaco, carecen de olor. Su textura es resbalosa y tiene la capacidad de cambiar el color del papel tornasol a azul, el naranja de metilo a amarillo y la fenolftaleína a púrpura.
Las bases se clasifican en bases fuertes y bases débiles. La fortaleza de una base se asocia con su constante de equilibrio, de allí que para el caso de las bases, dichas constantes se nombran constantes de basicidad Kb.
Así, las bases fuertes tienen una constante de basicidad grande por lo que tienden a disociarse completamente. Ejemplo de estos ácidos son los álcalis como el hidróxido de sodio o de potasio cuyas constantes de basicidad son tan grandes que no se pueden medir en agua.
Por otra parte, una base débil es aquel cuya constante de disociación es baja por lo que se encuentra en equilibrio químico.
Ejemplos de estas son el amoniaco y las aminas cuyas constantes de acidez están al orden de 10-4. En la figura 1 se muestra las distintas constantes de acidez para diferentes bases.
La escala de pH mide el nivel de alcalinidad o acidez de una solución. La escala varía de cero a 14. Un pH menor que 7 es ácido. Un pH mayor que 7 es básico. El punto medio 7 representa un pH neutro. Una solución neutra no es ni ácida ni un alcalina.
La escala del pH se obtiene en función de la concentración de H+ en la solución y es inversamente proporcional a esta. Las bases, al disminuir la concentración de protones, aumentan el pH de una solución.
Arrhenius, en su teoría, propone que los ácidos, al poder generar protones, reaccionan con los hidroxilos de las bases para formar sal y agua de la manera:
HCl + NaOH → NaCl + H2O.
A esta reacción se le llama neutralización y es la base de la técnica analítica llamada titulación.
Dada su capacidad de producir especies cargadas, las bases se usan como medio para la transferencia de electrones en reacciones redox.
Las bases también tienen la tendencia a oxidarse puesto que poseen la capacidad de donar electrones libres.
Las bases contienen iones OH-. Pueden actuar para donar electrones. El aluminio es un metal que reacciona con las bases.
2Al + 2NaOH + 6H2O→2NaAl(OH)4+3H2
No corroen muchos metales, porque los metales tienden a perder en lugar de aceptar electrones, pero las bases son altamente corrosivas para sustancias orgánicas como las que conforman la membrana celular.
Dichas reacciones suelen ser exotérmicas lo que produce quemaduras graves al contacto con la piel por lo que este tipo de sustancia debe manejarse con cuidado. La figura 3 es el indicativo de seguridad cuando una sustancia es corrosiva.
Para empezar, el OH– puede estar presente en muchos compuestos, principalmente en los hidróxidos metálicos, pues en compañía de los metales tiende a “arrebatar” protones para formar agua. Así, una base puede ser cualquier sustancia que libere este ion en solución mediante un equilibrio de solubilidad:
M(OH)2 => M2+ + 2OH–
Si el hidróxido es muy soluble el equilibrio está totalmente desplazado a la derecha de la ecuación química y se habla de una base fuerte. M(OH)2 , en cambio, es una base débil, ya que no libera completamente sus iones OH– en el agua. Una vez el OH– se produce puede neutralizar cualquier ácido que se encuentre en su alrededor:
OH– + HA => A– + H2O
Y así el OH– desprotona al ácido HA para transformarse en agua. ¿Por qué? Porque el átomo de oxígeno es muy electronegativo y además, tiene un exceso de densidad electrónica debido a la carga negativa.
El O tiene tres pares de electrones libres, y puede donar cualquiera de ellos al átomo de H con carga parcial positiva, δ+. Asimismo, la gran estabilidad energética de la molécula de agua favorece la reacción. En otras palabras: H2O es mucho más estable que HA, y cuando esto sea cierto ocurrirá la reacción de neutralización.
Bases conjugadas
¿Y qué hay con respecto a OH– y A–? Ambos son bases, con la diferencia de que A– es la base conjugada del ácido HA. Además, A– es una base mucho más débil que OH–. De aquí se llega a la siguiente conclusión: una base reacciona para generar otra más débil.
Base Fuerte + Ácido Fuerte => Base Débil + Ácido Débil
Como puede apreciarse en la ecuación química general, lo mismo aplica para los ácidos.
La base conjugada A– puede desprotonar una molécula en una reacción conocida como hidrólisis:
A– + H2O => HA + OH–
Sin embargo, a diferencia de OH–, establece un equilibrio cuando se neutraliza con el agua. Nuevamente se debe a que A– es una base mucho más débil, pero lo suficiente para producir un cambio en el pH de la solución.
Por lo tanto, todas aquellas sales que contengan a A– son conocidas como sales básicas. Un ejemplo de ellas es el carbonato de sodio, Na2CO3, la cual tras disolverse basifica la solución mediante la reacción de hidrólisis:
CO32– + H2O => HCO3– + OH–
Una base no sólo se trata de sólidos iónicos con aniones OH– en su red cristalina, sino que también pueden tener otros átomos electronegativos como el nitrógeno. Este tipo de bases pertenecen a la química orgánica, y entre las más comunes se encuentran las aminas.
¿Cuál es el grupo amina? R–NH2. Sobre el átomo de nitrógeno hay un par electrónico sin compartir, el cual puede, así como el OH–, desprotonar una molécula de agua:
R–NH2 + H2O => RNH3+ + OH–
El equilibrio se encuentra muy desplazado a la izquierda, ya que la amina, aunque básica, es mucho más débil que el OH–. Nótese que la reacción es parecida a la que se da para la molécula de amoníaco:
NH3 + H2O => NH4+ + OH–
Solamente que las aminas no pueden formar propiamente el catión, NH4+; aunque RNH3+ es el catión amonio con una monosubstitución.
¿Y puede reaccionar con otros compuestos? Sí, con cualquiera que posea un hidrógeno lo suficientemente ácido, aunque la reacción no se produzca por completo. Es decir, solo una amina muy fuerte reacciona sin establecer el equilibrio. Asimismo, las aminas pueden donar su par de electrones a otras especies aparte de H (como radicales alquílicos: –CH3).
Bases con anillos aromáticos
Las aminas también pueden tener anillos aromáticos. Si su par de electrones puede “perderse” dentro del anillo, debido a que éste atrae densidad electrónica, entonces su basicidad disminuirá. ¿Por qué? Porque mientras más localizado esté dicho par dentro de la estructura, más rápido reaccionará con la especie pobre en electrones.
Por ejemplo, el NH3 es básico porque su par de electrones no tiene adónde ir. Del mismo modo ocurre con las aminas, ya sean primarias (RNH2), secundarias (R2NH) o terciarias (R3N). Estas son más básicas que el amoníaco porque, además de lo recién expuesto, el nitrógeno atrae mayor densidades electrónicas de los sustituyentes R, incrementando así δ-.
Pero cuando hay un anillo aromático, dicho par puede entrar en resonancia dentro del mismo, imposibilitando su participación en la formación de enlaces con los H u otras especies. Por lo tanto, las aminas aromáticas tienden a ser menos básicas, a menos que el par electrónico permanezca fijo sobre el nitrógeno (como ocurre con la molécula de piridina).
El hidróxido de sodio es una de las bases más utilizadas a nivel mundial. Sus aplicaciones son innumerables, pero entre ellas pueden mencionarse su uso para saponificar algunas grasas y así fabricar sales básicas de ácidos grasos (jabones).
Estructuralmente la acetona puede parecer que no acepta protones (o dona electrones), y sin embargo lo hace aunque es una base muy débil. Esto se debe a que el átomo electronegativo de O atrae las nubes electrónicas de los grupos CH3, acentuando la presencia de sus dos pares de electrones (: O :).
Aparte del NaOH, los hidróxidos de los metales alcalinos también son bases fuertes (con la ligera excepción del LiOH). Así, entre otras bases se tienen las siguientes:
-KOH: hidróxido de potasio o potasa cáustica, es una de las bases más empleadas en el laboratorio o en la industria, debido a su gran poder desengrasante.
-RbOH: hidróxido de rubidio.
-CsOH: hidróxido de cesio.
-FrOH: hidróxido de francio, cuya basicidad se presume, teóricamente, que sea de las más fuertes jamás conocidas.
-CH3CH2NH2: etilamina.
-LiNH2: amida de litio. Junto con la amida de sodio, NaNH2, son unas de las bases orgánicas más fuertes. En ellas el anión amiduro, NH2– es la base que desprotona al agua o reacciona con los ácidos.
-CH3ONa: metóxido de sodio. Aquí la base es el anión CH3O–, el cual puede reaccionar con ácidos para originar metanol, CH3OH.
-Los reactivos de Grignard: poseen un átomo metálico y un halógeno, RMX. Para este caso, el radical R es la base, pero no porque precisamente arrebate un hidrógeno ácido, sino porque cede su par de electrones que comparte con el átomo metálico. Por ejemplo: bromuro de etilmagnesio, CH3CH2MgBr. Son de gran utilidad en síntesis orgánicas.
El bicarbonato de sodio se utiliza para neutralizar la acidez en condiciones suaves, por ejemplo, en el interior de la boca como aditivo en las pastas dentales.
- Merck KGaA. (2018). Organic Bases. Tomado de: sigmaaldrich.com
- Wikipedia. (2018). Bases (química). Tomado de: es.wikipedia.org
- Chemistry 1010. Acids and Bases: What They Are and Where They Are Found. [PDF]. Tomado de: cactus.dixie.edu
- Acids, Bases, and the pH Scale. Tomado de: 2.nau.edu
- The Bodner Group. Definitions of Acids and Bases and the Role of Water. Tomado de: chemed.chem.purdue.edu
- Chemistry LibreTexts. Bases: Properties and Examples. Tomado de: chem.libretexts.org
- Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgánica. En Ácidos y Bases. (cuarta edición). Mc Graw Hill.
- Helmenstine, Todd. (04 de Agosto de 2018). Names of 10 Bases. Recuperado de: thoughtco.com