Base química: diferència entre les revisions
Contingut suprimit Contingut afegit
Línia 10:
[[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 àcid-base de Lewis|teoria de Lewis]], una base és aquella substància que pot cedir un parell d'[[electrons]]. L'ió OH<sup>-</sup>, igual que altres ions o molècules com el NH<sub>3</sub>, H<sub>2</sub>O, 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 [[teoria àcid-base de Brønsted-Lowry|Brønsted-Lowry]] són al seu torn bases de Lewis.
* Exemples de [[teoria àcid-base d'Arrhenius|bases d'Arrhenius]]: [[hidròxid sòdic]] (NaOH), [[hidròxid de potassi]] (KOH), [[hidròxid d'alumini]] (Al(OH)<sub>3</sub>).▼
* Exemples de [[teoria àcid-base de Brønsted-Lowry|bases de Brønsted-Lowry]]: [[amoníac]] (NH<sub>3</sub>), S<sup>2-</sup>, HS<sup>-</sup>.▼
Algunes de les propietats generals de les bases són:<ref>[[#fiq|Física i química]], p. 264</ref>
Linha 27 ⟶ 24:
Els [[electròlit]]s es classifiquen en [[àcids]], [[base (química)|base]]s i [[sal (química)|sal]]s. Segons Arrhenius. En concret, les [[base (química)|base]]s són substàncies que en dissolució aquosa donen anions [[hidroxil]], OH<sup>-</sup>, això és, contenen un o més grups [[hidroxil]] que poden ser substituits per radicals àcids negatius per formar sals. per exemple:
<center><big>''NaOH {{Equilibri}} Na<sup>+</sup> + OH<sup>-</sup>''</big></center>
▲* Exemples de [[teoria àcid-base d'Arrhenius|bases d'Arrhenius]]: [[hidròxid sòdic]] (NaOH), [[hidròxid de potassi]] (KOH), [[hidròxid d'alumini]] (Al(OH)<sub>3</sub>).
=== Teoria àcid-base de Brønsted-Lowry ===
El químic danès [[Johannes Nicolaus Brønsted]] i l'anglès [[Thomas Martin Lowry]], el [[1923]], publicaren de forma independent, una teoria sobre el comportament dels [[àcids]] i de les bases que superava la vigent, en aquells anys, [[teoria àcid-base d'Arrhenius]] ja que podia aplicar-se a qualsevol tipus de [[dissolvent]] mentre que la d'[[Svante August Arrhenius|Arrhenius]] només podia emprar-se per dissolucions aquoses.<ref>{{Citar publicació |cognom=Brønsted |nom=J.N. |enllaçautor=Johannes Nicolaus Brønsted |article=Some Remarks on the Concept of Acids and Bases |url=http://www.chemteam.info/Chem-History/Bronsted-Article.html |llengua=anglès, traducció de l'original en francès |publicació=Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas |lloc=Països Baixos |volum=42 |exemplar= |data=1923 |pàgines=718-728 }}
</ref><ref>{{Citar publicació |cognom=Lowry |nom=T.M |enllaçautor=Thomas Martin Lowry |article= |llengua= |consulta= |publicació=Chem. Ind. |lloc=Londres |volum=42 |exemplar=43 |data=1923 }} </ref> Segons aquesta nova teoria, ''un àcid és una substància que pot cedir protons, i una base és una substància que en pot acceptar''. Un [[àcid]] i una [[base (química)|base]] són ''conjugats'' quan estan relacionats per l'equació:
<center>àcid {{Equilibri}} protó + base </center>
Com exemples tenim:
<center> CH<sub>3</sub>COOH {{Equilibri}} H<sup>+</sup> + CH<sub>3</sub>COO<sup>-</sup>
NH<sub>4</sub><sup>+</sup> {{Equilibri}} H<sup>+</sup> + NH<sub>3</sub>
CO<sub>3</sub>H<sup>-</sup> {{Equilibri}} H<sup>+</sup> + CO<sub>3</sub><sup>2-</sup></center>
Els [[àcids]] i les [[base (química)|bases]] poden ser ions o molècules neutres.
Si se té en compte la [[solvatació]] del protó, H<sup>+</sup>, per part del [[dissolvent]], la relació entre ''parelles conjugades'' en dissolució aquosa és:
<center>A + H<sub>2</sub>O {{Equilibri}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + B</center>
en aquest cas l'[[aigua]] actua com un acceptor de [[protó|protons]], és a dir, com una [[base (química)|base]]. El canvi es pot generalitzar així:
<div style="float:right;margin-right:5px;margin-bottom:5px;margin-top:5px;text-align:center">
<gallery widths="175px" heights="225px" perrow="2">
Fitxer:Johannes Brønsted.jpg|Johannes Nicolaus Brønsted
Fitxer:Thomas Martin Lowry2.jpg|Thomas Martin Lowry</gallery>
</div>
<center> àcid 1 + base 2 {{Equilibri}} àcid 2 + base 1</center>
on l'àcid 1 és conjugat a la base 1 i l'àcid 2 ho és a la base 2. Cal observar que l'[[aigua]] pot actuar com [[àcid]] o com [[base (química)|base]].
▲* Exemples de [[teoria àcid-base de Brønsted-Lowry|bases de Brønsted-Lowry]]: [[amoníac]] (NH<sub>3</sub>), S<sup>2-</sup>, HS<sup>-</sup>.
== Bases i pH ==
| |||