Bases débiles

¿Qué son las bases débiles?

Las bases débiles son especies que no se disocian completamente al disolverse en agua, tienen con poca tendencia a donar electrones, o aceptar protones. El prisma con que se analizan sus características viene regido por la definición surgida por los estudios de varios científicos célebres.

Por ejemplo, de acuerdo a la definición de Bronsted-Lowry, una base débil es aquella que acepta de manera muy reversible (o nula) un ion hidrógeno H⁺. En agua, su molécula de H₂O es la que dona un H⁺ a la base circundante. Si en lugar de agua fuera un ácido débil HA, entonces la base débil apenas podría neutralizarlo.

Una base fuerte no solo neutralizaría todos los ácidos del medio, sino que además podrían participar en otras reacciones químicas con consecuencias adversas (y mortales).

Es por esta razón que algunas bases débiles, como la leche magnesia, o comprimidos de sales de fosfatos o bicarbonato de sodio, se utilizan como antiácidos.

Todas las bases débiles tienen en común la presencia de un par de electrones o una carga negativa estabilizada en la molécula o ion. Así, el CO₃^– es una base débil frente al OH^–, y aquella base que produzca menos OH^– en su disociación (definición de Arrenhius) será la base más débil.

Propiedades de las bases débiles

• Las bases débiles aminas poseen un sabor amargo característico, presente en los peces y neutralizado con el uso del limón.
• Tienen una constante de disociación baja, por lo que originan una baja concentración de iones en solución acuosa. Por esta razón, no son buenas conductoras de la electricidad.
• En solución acuosa originan un pH alcalino moderado, por lo que cambian el color del papel tornasol de rojo a azul.
• En su mayoría son aminas (bases débiles orgánicas).
• Algunas son las bases conjugadas de ácidos fuertes.
• Las bases débiles moleculares contienen estructuras capaces de reaccionar con el H⁺.

Disociación

Una base débil puede escribirse como BOH o B. Se dice que sufre una disociación cuando ocurren con ambas bases las siguientes reacciones en fase líquida (aunque puede darse en gases, o incluso sólidos):

BOH <=> B⁺ + OH^–

B + H₂O <=> HB⁺ + OH^–

Nótese que aunque ambas reacciones puedan parecer diferentes, tienen en común la producción de OH^–. Además, las dos disociaciones establecen un equilibrio, por lo que son incompletas, es decir, solo un porcentaje de la base se disocia realmente (lo cual no ocurre con bases fuertes como el NaOH o KOH).

La primera reacción se “apega” más a la definición de Arrenhius para las bases: disociación en agua para dar especies iónicas, especialmente el anión hidroxilo OH^–.

Mientras que la segunda reacción, obedece la definición de Bronsted-Lowry, ya que B se está protonando o acepta H⁺ del agua.

No obstante, a las dos reacciones, cuando establecen un equilibrio, se les considera disociaciones de una base débil.

Amoníaco

El amoníaco es quizás la base débil más común de todas. Su disociación en agua puede esquematizarse de la forma siguiente:

NH₃ (ac)      +       H₂O (l)   <=>   NH₄⁺ (ac)      +        OH^– (ac)

Por lo tanto, el NH₃ entra en la categoría de bases representadas con ‘B’.

La constante de disociación del amoníaco, K_b, viene dada por la expresión siguiente:

K_b = [NH₄⁺][OH^–] / [NH₃]

La cual a 25 °C en agua es aproximadamente 1,8 x 10^-5. Calculando entonces su pK_b se tiene:

pK_b =  – log K_b

=  4,74

En la disociación del NH₃ este recibe un protón proveniente del agua, por lo que puede considerarse al agua como un ácido de acuerdo a Bronsted-Lowry.

La sal formada en el lado derecho de la ecuación es hidróxido de amonio, NH₄OH, la cual está disuelta en agua y no es otra cosa que amoníaco acuoso. Es por esta razón que la definición de Arrenhius para una base se cumple con el amoníaco: su disolución en agua produce los iones NH₄⁺ y OH^–.

El NH₃ es capaz de donar un par de electrones sin compartir ubicados en el átomo de nitrógeno. Es aquí donde entra la definición Lewis para una base [H₃N:].

Ejemplo de cálculo

La concentración de la disolución acuosa de la base débil metilamina (CH₃NH₂) es la siguiente: [CH₃NH₂] antes de la disociación = 0,010 M; [CH₃NH₂] después de la disociación = 0,008 M.

Calcule K_b, pK_b, pH y porcentaje de ionización.

K_b

Primero debe escribirse la ecuación de su disociación en agua:

CH₃NH₂ (ac)      +       H₂O (l)    <=>     CH₃NH₃⁺ (ac)       +         OH^– (ac)

Seguidamente de la expresión matemática de K_b  

K_b =   [CH₃NH₃⁺][OH^–] / [CH₃NH₂]

En el equilibrio se cumple que [CH₃NH₃⁺] = [OH^–]. Estos iones provienen de la disociación de CH₃NH₂, por lo que la concentración de esos iones viene dada por la diferencia entre la concentración de CH₃NH₂ antes y después de disociarse.

[CH₃NH₂]_disociado = [CH₃NH₂]_inicial – [CH₃NH₂]_equilibrio

[CH₃NH₂]_disociado = 0,01 M – 0,008 M

= 0,002 M

Entonces, [CH₃NH₃⁺] = [OH^–] = 2∙10^-3 M

K_b = (2∙10^-3)² M / (8∙10^-2) M

= 5∙10^-4

pK_b

Calculado K_b, resulta muy sencillo determinar pK_b

pK_b = – log Kb

pK_b = – log 5∙10^-4

= 3,301

pH

Para calcular el pH, dado que se trata de una disolución acuosa, debe calcularse primero el pOH y restarse a 14:

pH = 14 – pOH

pOH = – log [OH^–]

Y como ya se conoce la concentración del OH^–, el cálculo es directo:

pOH = -log 2∙10^-3

=  2,70

pH =  14 – 2,7

= 11,3

Porcentaje de ionización

Para calcularlo, debe determinarse cuánto de la base se ha disociado. Como esto ya se hizo en los puntos anteriores, se aplica la siguiente ecuación:

([CH₃NH₃⁺] / [CH₃NH₂]^°) x 100%

Donde [CH₃NH₂]^° es la concentración inicial de la base, y [CH₃NH₃⁺] la concentración de su ácido conjugado. Calculando entonces:

Porcentaje de ionización = (2∙10^-3 / 1∙10^-2) x 100%

= 20%

Ejemplos de bases débiles

Aminas

• Metilamina, CH₃NH₂, Kb = 5,0∙10^-4, pKb = 3,30
• Dimetilamina (CH₃)₂NH, Kb = 7,4∙10^-4, pKb = 3,13
• Trimetilamina (CH₃)₃N, Kb = 7,4∙10^-5, pKb = 4,13
• Piridina, C₅H₅N, Kb = 1,5∙10^-9, pKb = 8,82
• Anilina, C₆H₅NH₂, Kb = 4,2∙10^-10, pKb = 9,32.

Bases nitrogenadas

Las bases nitrogenadas adenina, guanina, timina, citosina y uracilo son bases débiles con grupos aminos, los cuales forman parte de los nucleótidos de los ácidos nucleicos (ADN y ARN), donde reside la información para la transmisión hereditaria.

La adenina, por ejemplo, forma parte de moléculas como el ATP, principal reservorio energético de los seres vivos. Además, la adenina está presente en coenzimas como la flavin adenil dinucleótido (FAD) y nicotin adenil dinucleótido (NAD), que intervienen en numerosas reacciones de óxido-reducción.

Bases conjugadas

Las siguientes bases débiles, o que pueden cumplir una función como tales, son ordenadas en orden decreciente de basicidad: NH₂ > OH^– > NH₃ > CN^– > CH₃COO^– > F^– > NO₃^– > Cl^– > Br^– > I^– > ClO₄^–.

La ubicación de las bases conjugadas de los hidrácidos en la secuencia dada, indica que mientras mayor sea la fuerza del ácido, menor será la fuerza de su base conjugada.

Por ejemplo, el anión I^– es una base extremadamente débil, mientras que el NH₂ es la más fuerte de la serie.

Por otro lado, para finalizar, la basicidad de algunas bases orgánicas comunes puede ordenarse en la forma siguiente: alcóxido > aminas alifáticas ≈ fenóxidos > carboxilatos = aminas aromáticas ≈ aminas heterocíclicas.

Otros ejemplos

• Bicarbonato de sodio: fórmula NaHCO.
• Benzilamina: fórmula C₇H₉N.
• Etilamina: fórmula C₂H₅NH₂.
• Hidróxido de amonio: fórmula NH₄ OH.
• Hidracina: fórmula NH₂NH₂.
• Hidroxilamina: fórmula NH2 OH.
• Hidróxido de cobre: fórmula Cu(OH)₂.
• Hidróxido de aluminio: fórmula Al(OH)₃.
• Hidróxido de cinc: fórmula Zn(OH)₂.
• Hidróxido de plomo: fórmula Pb(OH)₂.

Referencias

1. Ácidos y bases. [PDF]. Recuperado de uprh.edu.
2. Weak base. Recuperado de en.wikipedia.org.