Bases

¿Qué son las bases?

Las bases son todos aquellos compuestos químicos que pueden aceptar protones o donar electrones y tienen propiedades alcalinas. En la naturaleza, o artificialmente, existen bases inorgánicas y 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. En consecuencia, las bases tienen regiones ricas en electrones, δ-.

Por lo general son sustancias cáusticas, que causan graves quemaduras al contacto físico. Al mismo tiempo, tienen un tacto jabonoso, y disuelven las grasas fácilmente. Además, sus sabores son amargos.

Una fuente comercial y rutinaria de las bases son los productos de limpieza, desde los detergentes hasta los jabones de tocador. 

Muchas bases exhiben propiedades totalmente distintas. Por ejemplo, algunas despiden olores nauseabundos e intensos, como el de las aminas orgánicas. Otros, 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 sales solubles en solventes polares, como el agua.

Características de las bases

– Capacidad de aceptar protones o donar electrones. La electronegatividad de los átomos de la molécula o ion determina esta capacidad. Aporta iones OH^– al medio. 

– Propiedades físicas. 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.

– Fortaleza de una base. Se clasifican en bases fuertes y débiles. La fortaleza de una base se asocia con su constante de equilibrio, de allí que para 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. Una base débil es aquella cuya constante de disociación es baja, por lo que se encuentra en equilibrio químico. Ejemplos son el amoniaco y las aminas, cuyas constantes de acidez están en el orden de 10^-4. 

– pH mayor a 7. 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 a 7 es básico. El punto medio 7 representa un pH neutro. Una solución neutra no es ni ácida ni 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.

– Capacidad de neutralizar ácidos. 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.

– Capacidad de óxido-reducción. Dada su capacidad de producir especies cargadas, las bases se usan como medio para la transferencia de electrones en reacciones redox. También tienen la tendencia a oxidarse, puesto que poseen la capacidad de donar electrones libres. 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 estos 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 eso este tipo de sustancia debe manejarse con cuidado. 

– Liberan OH^–. 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. Esto, 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 es cierto ocurre la neutralización.

Ejemplos de bases

• NaOH. 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 fabricar jabones.
• CH₃OCH₃. 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 :).
• Hidróxidos alcalinos. 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, 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.
• Bases orgánicas
  • 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.
• NaHCO₃. 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.

Referencias

1. Organic Bases. Recuperado de sigmaaldrich.com.
2. Bases (química). Recuperado de es.wikipedia.org.
3. Acids, Bases, and the pH Scale. Recuperado de 2.nau.edu.
4. Bases: Properties and Examples. Recuperado de chem.libretexts.org.
5. Helmenstine, T. Names of 10 Bases. Recuperado de thoughtco.com.