Diferència entre revisions de la pàgina «Base química»

100 octets eliminats ,  fa 6 anys
m
Robot: Reemplaçament automàtic de text (-  + )
m (Corregit: són vists com contraris -> són vists com a contraris)
m (Robot: Reemplaçament automàtic de text (-  + ))
{{Àcids i Bases}}
En [[química]], una '''base''' és una [[substància]] que pot absorbir [[ió hidrogen|ions hidrogen]] ([[protó|protons]], H<sup>+</sup>) del medi o, d'una manera més general, cedir parells d'electrons. A una base soluble se l'anomena [[àlcali]] si conté i cedeix [[hidròxid|ions hidròxid]] (OH<sup>-</sup>) [[estequiometria|quantitativament]]. La [[teoria de Brønsted-Lowry]] defineix les bases com acceptants de [[protó|protons]] (ions hidrogen), mentre que la teoria de Lewis, més general, defineix les bases com a cedents de [[parell d'electrons|parells d'electrons]], cosa que permet que s'hi incloguin altres [[àcid de Lewis|àcids de Lewis]] a part dels protons.<ref name="Chemistry 9E">[[#whitten|''Chemistry'']], p. 363</ref> La [[Teoria àcid-base d'Arrhenius|teoria d'Arrhenius]] defineix les bases com [[anió|anions]] hidròxid,<ref name="whitten349">[[#whitten|''Chemistry'']], p. 349</ref> la qual cosa només és estricament aplicable als àlcalis. En aigua, si se n'altera l'[[equilibri químic|equilibri]] d'[[autoionització de l'aigua|autoionització]], les bases donen solucions amb una [[activitat química]] dels ions hidrogen menor que en aigua pura; per exemple, dissolent una base en aigua s'obté un [[pH]] més elevat que 7 en condicions estàndard. Un exemple clar de base és l'[[hidròxid de potassi]] (KOH), que prové de la reacció química KOH&nbsp; &nbsp; {{quím|OH|-}}&nbsp; +&nbsp; {{quím|K|+}} (en dissolució aquosa); també és un exemple de base l'[[amoníac]]. Els [[Òxid|òxids]] metàl·lics, els hidròxids i, especialment, els [[alcòxid|alcòxids]] són bàsics, i els contraanions dels [[àcid feble|àcids febles]] són bases febles.
 
Les bases es poden entendre com l'oposat químic dels [[Àcid|àcids]]. La reacció entre un àcid i una base s'anomena [[neutralització (química)|neutralització]]. Les bases i els àcids són vists com a contraris perquè l'efecte d'un àcid és incrementar la [[concentració (química)|concentració]] en aigua dels [[ió hidroni|ions hidroni]] (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>), mentre que l'efecte de les bases és justament fer-la decréixer. Les bases i els àcids se solen trobar en [[dissolució aquosa|dissolucions aquoses]]; les solucions aquoses bàsiques reaccionen amb solucions aquoses àcides per produir [[aigua]] i [[sal (química)|sals]], les quals se separen en els seus ions components. Si la dissolució aquosa és una [[solució saturada]] respecte un [[solut]] donat, qualsevol sal addicional d'aquest tipus present a la solució formarà un [[precipitat (química)|precipitat]].
:2H<sub>2</sub>O(l) → H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>(aq) + OH<sup>−</sup>(aq)
 
La concentració, mesurada en molaritat (M o mols per dm³), de la qual s'indica com ions [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] i [OH<sup>−</sup>], i el seu producte és la constant de dissociació de l'aigua i té el valor 10<sup>−7</sup> ''M''. El pH és defineix com −log&nbsp; [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>], per la qual cosa l'aigua pura té un pH de 7. Aquests números són correctes a 23 ° C i són lleugerament diferents a altres temperatures.
 
Una base accepta (treu) hydronium ions (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) de la solució, o dona dels ions d'hidròxid (OH<sup>−</sup>) a la solució. Ambdues accions es baixa la concentració d'ions hydronium i, per tant, augmentar el pH. Per contra, un àcid dona ions H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> a la solució o l'accepta OH<sup>−</sup>, per tant, un descens de pH.
 
Per exemple, si 1 mol d'hidròxid de sodi (40 g) es dissol en aigua per fer 1 litre de solució, la concentració dels ions d'hidròxid es converteix en [OH<sup>−</sup>]&nbsp; =&nbsp; 1&nbsp; mol/L. Per tant [H<sup>+</sup>]&nbsp; =&nbsp; 10<sup>−14</sup>&nbsp; mol/L, and pH&nbsp; =&nbsp; −log&nbsp; 10<sup>−14</sup>&nbsp; =&nbsp; 14. Tingueu en compte que en aquest càlcul, se suposa que l'activitat és equivalent a la concentració, que no és realista en les concentracions de més de 0.1&nbsp; mol dm<sup>−3</sup>.
 
La base de la dissociació o constant K<sub>b</sub> és una mesura de basicitat. PKB és la negativa de registre de Kb i els relatius a la dels valors de pKa per la simple relació dels valors de pK<sub>a</sub>&nbsp; +&nbsp; pK<sub>b</sub>&nbsp; =&nbsp; 14.
 
L'[[alcalinitat]] és una mesura de la capacitat d'una solució per a neutralitzar els àcids a l'equivalència de punts de carbonats o bicarbonats.
[[Fitxer:Potassium hydroxide.jpg|thumb|Hidròxid de potassi (KOH)]]
Una base forta és la que es [[Dissociació química|dissocia]] completament en l'aigua, és a dir, aporta el màxim nombre d'ions OH<sup>-</sup>. Per exemple, l'hidròxid de potassi és una base forta.
: KOH&nbsp; &nbsp; {{quím|OH|-}}&nbsp; +&nbsp; {{quím|K|+}} (en dissolució aquosa)
 
La teoria de Bronsted - Lowry quantifica la força de les bases, és a dir, la seva capacitat per a escindir un protó de l'àcid. Es mesura mitjançant la constant ''K<sub>b</sub>'' - la [[constant d'equilibri]] de la reacció amb la base d'àcid de comparació. Com més gran sigui la constant de basicitat, més gran serà la força de la base i més gran és la seva capacitat per escindir els protons. Habitualment la constant de basicitat s'expressa com l'índex de basicitat constants p''K<sub>b</sub>''. Per exemple, l'amoníac com una base de Bronsted pot ser descrit:
851.856

modificacions