Base

Guztiz hidrolizatzen den eta pH-a 14 ingurura igotzen den baseari base indartsu deitzen zaio. Base indartsuek, azido indartsuek bezala, ehun biziak erasotzen dituzte, eta erredura larriak eragin ditzakete. Baseak ahulak ere izan daitezke, esaterako, azalerak garbitzeko erabiltzen den amoniakoa. Arrhenius baseek, uretan disolbagarriak izanik, pH-a 7.0tik gora daukaten disoluzioak sortzen dituzte. Alkaliak baseen azpimultzo berezia osatzen dute: beren ezaugarri nagusia da uretan disolbaturik hidroxido-ioiak (OH^-) ematen dituztela.

Baseen propietate nagusiak hauek dira:

• Zapore mingotsa (azidoek zapore garratza daukate, eta aldehido eta zetonek zapore gozoa daukate).
• Ukitu lirdingatsu edo xaboitsua, giza azaleko gantzen saponifikazioarenondorioz.
• Base kontzentratu edo indartsuak korrosiboak dira materia organikoarekin, eta bortizki erreakzionatzen dute substantzia azidoekin.
• Ur-disoluzioak edo base urtuek ioietan banantzen dira, eta elektrizitatearen eroaleak dira.

Hasierako definizioa Svante August Arrheniusek[5], 1887an, adierazitakoa da. Brønsted-Lowryren azido-base teoriak, Brønsted eta Lowryk 1923an formulatuak, dio substantzia alkalino bat (H⁺) protoi bat hartzeko gai dena dela[6].​ Definizio horrek aurrekoa barne hartzen du: aurreko adibidean, KOH-a OH⁻ ioien disoluzio batean disoziatzean, horiek dira basea protoi bat onartu ahal izateko. Teoria hori disolbatzaile ez-urtsuetan ere aplika daiteke[6].

Lewis-ek, 1923an, gehiago zabaldu zuen azidoen eta baseen definizioa, nahiz eta teoria horrek ez zuen eraginik izango urte batzuk geroago arte. Lewisen teoriaren arabera, basea elektroi pare bat eman dezakeen substantzia da[7]. OH⁻ ioiak, beste ioi edo molekulek NH₃, H₂O, etab. bezalako beste ioi edo molekulek bezala, loturarik gabeko elektroi-pare bat dute; beraz, base dira. Arrheniusen edo Brønsted eta Lowryren teoriaren araberako base guztiak Lewisen baseak dira.

• Arrhenius baseen adibideak: ${\displaystyle {\ce {NaOH}}}$, ${\displaystyle {\ce {KOH}}}$, ${\displaystyle {\ce {Al(OH)3}}}$
• Brønsted eta Lowry baseen adibideak: ${\displaystyle {\ce {NH3}}}$, ${\displaystyle {\ce {S2-}}}$, ${\displaystyle {\ce {HS-}}}$.

Oinarrien propietate orokor batzuk hauek dira[3]:

• Hatzekin tratatzen direnean, biskositate edo xaboizko sentsazioa ematen dute, giza larruazaleko lipidoen saponifikazioaren ondorioz.
• Kontzentrazio handian daudenean edo base sendoak direnean, kaustikoak dira; materia organikoarekiko korrosiboak, eta, substantzia azidoekin, bortizki erreakzionatzen dute.
• Uretan disolbatzen dira, eta, horrela, ioietan disoziatzen dira, eta substantzia elektriko eroaleak dira.
• Adierazleekin honela erreakzionatzen dute: tintaroi-papera urdin bihurtzen dute, eta, fenolftaleina proban, kolore arrosa agertzen da.
• Zapore garratza dute[8].
• Kaustikoak dira.

Boyleren arabera, honako propietate hauek dituzten substantziak dira baseak:

• Zapore mingots bereizgarria dute.
• Bere disoluzioek korronte elektrikoaren eroaleak dira.
• Tintaroi paper gorria urdinera aldatzen dute.
• Gehienak narritagarriak dira larruazalarentzat (kaustikoak), larruazaleko gantza disolbatzen baitute. Hainbat mailatan, suntsitzaileak dira giza ehunentzat. Hautsek, lainoek eta lurrunek narritadura eragiten dute arnasan, azalean eta begietan, eta lesioak, sudur-trenkadan.
• Ukimen xaboitsua dute.
• Uretan disolbagarriak dira (hidroxidoak batez ere)
• Azidoekin erreakzionatzen dute gatza eta ura osatuz[14].

Base sendo bat uretan erabat banatzen dena da; hau da, gehieneko ${\displaystyle {\ce {OH-}}}$ ioi-kopurua ematen du. Potasio hidroxidoa base indartsu baten adibidea da.

Base ahul batek ere ${\displaystyle {\ce {OH-}}}$ioiak ekartzen dizkio medioari, baina molekula disoziatuen kopurua orekan dago ez daudenekin.

${\displaystyle {\rm {Al(OH)_{3}\rightleftharpoons 3OH^{-}+Al^{3+}}}}$

Kasu horretan, aluminio hidroxidoa orekan dago (deskonposatuz eta osatuz) sortzen dituen ioiekin.

Base bat sortzen da oxido metaliko batek urarekin erreakzionatzen duenean (hidrolisia)[15]:

${\displaystyle {\rm {MgO+H_{2}O\rightarrow Mg(OH)_{2}\,}}}$, beraz,

${\displaystyle {\rm {Al_{2}O_{3}+3H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}\,}}}$ da.

Base bat sortzeko erabili elementuen izenetatik hartutako nomenklaturak, eta elkartu ioi hidroxilo (OH) batekin elementuaren balentzia-zenbakia hartuz eta konbinatuz (posizioa aldatuz), taulan erakusten den bezala:

Elementu batek bi balentzia baino gehiago dituenean, ez zaio nomenklatura tradizionalik jartzen. Balentzia txikiena erabiltzean, oson amaitzen da elementua hartzean, eta handiena erabiltzean, ikon[16][17]. IUPAC nomenklaturan, aurrizkien konformazio bat emango zaio elementuari erabilitako balentziaren arabera (Mono, Di, Tri, Tetra, Penta, Hexa, etab.), -hidroxi edo -oxidrilo amaierarekin batera, zeina (${\displaystyle {\ce {OH-}}}$) OH −1 kargadun ioia den[18].

Baseen adibide batzuk dira:

• Soda kaustikoa edo sosa kaustikoa (NaOH, sodio hidroxidoa)
• Magnesio-esnea (Mg(OH)₂, magnesio-hidroxidoa)
• Igerilekuko kloroa (NaCIO, sodio hipokloritoa)
• Antiazidoak orokorrean (adibidez: AI(OH)₃, aluminio hidroxidoa)
• Garbiketa-produktuak
• Amoniakoa (NH₃)
• Xaboia eta detergenteak
• Sodio bikarbonatoa (NaHCO₃)

Lagin urtsu baten pH-a haren azidotasunaren neurri bat da[19]. Ur puruan, oxoni (H₃O⁺) ioietan eta hidroxido (OH-) ioietan disoziatutako hamar milioi molekulatik bat, gutxi gorabehera, honako ekuazio honen arabera:

2H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)

Kontzentrazioa, molaritatean neurtua (M edo moleak dm³-ko), zeinaren ioiak [H₃O⁺] eta [OH⁻] eta bere produktua uraren disoziazio konstantea den eta 10⁻⁷ balioa duen M. pH-a honela definitzen da: −log [H₃O⁺], beraz, ur puruak 7ko pH-a du. Zenbaki horiek zuzenak dira 23° C-ra, eta, beste tenperatura batzuetan, zertxobait ezberdinak dira.

Base batek disoluzioaren hydronium ionak (H₃O⁺) onartzen (hartzen) ditu, edo hidroxido ioiak (OH⁻) ematen dizkio disoluzioari. Bi ekintza horiek hydronium ioien kontzentrazioa jaisten dute, eta, beraz, pH-a handitzen dute. Aitzitik, azido batek H₃O⁺ ioiak ematen dizkio disoluzioari, edo OH⁻-ak onartzen du. beraz, pH-a jaitsi egiten da.

Adibidez, sodio hidroxido mol bat (40 g) uretan disolbatzen bada disoluzio litro bat egiteko, hidroxido ioien kontzentrazioa [OH⁻] = 1 mol/L bihurtzen da. Beraz, [H⁺] = 10⁻¹⁴ mol/L, eta pH = −log 10⁻¹⁴ = 14. Kontuan izan, kalkulu horretan, jarduera kontzentrazioaren baliokide dela suposatzen dela, eta kontzentrazio hori ez dela errealista 0,1 mol dm⁻³ baino gehiagoko kontzentrazioetan.

Disoziazioaren basea edo K_b konstantea basikotasun-neurri bat da. PKB pKaren erregistroaren ezezkotasuna da, eta, pK_a + pK_b = 14 balioen harreman sinplearen ondorioz, pKa balioekin lotutakoa.

Alkalinotasuna da disoluzio batek azidoak karbonato edo hidrogenokarbonatu puntuen baliokidetasunarekin neutralizatzeko duen ahalmenaren neurri bat.

Base indartsu bat uretan disolbatzen denean, sodio hidroxidoa kasu, hura deskonposatu egiten da (kasu horretan, sodio ioietan eta hidroxidoan):

NaOH → Na⁺ + OH⁻

Era berean, azido bat uretan disolbatzen bada disoziatu ere egiten da; adibidez, hidrogeno kloruroa (azido klorhidrikoa) disolbatzean, oxoni ioiak eta ioi kloruroak sortzen dira:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻

Bi disoluzioak ioi disoziatuekin nahasten direnean, H₃O⁺ ioiak eta OH⁻ ioiak konbinatu egiten dira ur molekulak sortzeko:

H₃O⁺ + OH⁻ → 2H₂O

Sodio hidroxido eta azido klorhidriko kopuru berberak disolbatzen badira, basea eta azidoa elkar neutralizatzen dute zehatz-mehatz, eta NaCl bakarrik uzten da hauspeakin ([gatz arrunta]) eta ur moduan. Modu orokorrean esan daiteke ezen[20]:

azidoa + basea → gatza + ura

Edozein azidoren isuriak neutralizatzeko, base ahulak erabili behar dira, hala nola sosa edo arrautza-zuringoa. Azido baten isurketa base indartsu batekin neutralizatzen saiatuz gero, hala nola sodio hidroxidoarekin edo potasio hidroxidoarekin, erreakzio exotermiko bortitza eragin daiteke, eta base beraren ekintzak azidoaren isurketa bezain txarra eragin dezake.

Baseak, oro har, azido ugari neutralizatu ditzaketen konposatuak dira. Amoniakoa eta sodio karbonatoa baseak dira, baina substantzia horietako bakar batek ere ez du OH^? multzorik. Bi konposatuek H⁺ onartzen dute uretan disolbatzen direnean:

Na₂CO₃ + H₂O → 2 Na⁺ + HCO₃⁻ + OH⁻

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH⁻

Hortik abiatuta, pH-a edo azidotasuna baseetako ur-soluzioetarako kalkula daiteke. Baseak emaile elektroniko bikote gisa ere zuzenean jarduteko:

CO₃²⁻ + H⁺ → HCO₃⁻

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

Karbonoak base gisa jardun dezake, baita nitrogenoak eta oxigenoak ere. Hori gertatu ohi da litiozko butilo, alkoxido eta metalen amidetan, hala nola sodiozko amidan. Erresonantzia egonkorturik gabeko karbono-, nitrogeno- eta oxigeno-baseak oso indartsuak izaten dira; superbase diotsete, eta uraren azidotasun beragatik ezin dira egon ur-disoluzio batean. Erresonantzia egonkortzeak, baina, base ahulagoetan ahalbidetzen du, hala nola karboxilatoetan; adibidez, sodio azetatoa base ahula da.

Potasio hidroxidoa (KOH)

Base sendo bat uretan erabat banatzen dena da, hau da, OH^- ioien kopuru handiena ematen duena. Adibidez, potasio hidroxidoa oinarri sendoa da.

KOH → OH^- +  K⁺ (ur disoluzioan)

Bronsted-Lowry teoriak baseen indarra kuantifikatzen du, hau da, azidoaren protoi bat bereizteko gaitasuna. K_b konstantearen bidez neurtzen da, erreakzioaren oreka-konstantea azidoaren basearen konparazioarekin. Basikotasunaren konstantea zenbat eta handiagoa izan, orduan eta handiagoa izango da basearen indarra, eta, handiagoa, protoiak bereizteko duen gaitasuna. Oro har, basikotasun-konstantea pK_b konstanteen basikotasun-indize gisa adierazten da. Adibidez, amoniakoa Bronsted-en base gisa deskriba daiteke:

${\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {NH_{4}^{+}+OH^{-}}}}$

${\displaystyle K_{b}={\frac {[{\mathsf {NH_{4}^{+}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf {NH_{3}}}]}}=1{,}79\cdot 10^{-5};}$

${\displaystyle \ \mathrm {p} K_{b}=-\log K_{a}=4{,}75.}$

Base polibasikoetarako, K_b1, K_b2, eta abarren disoziazio-konstanteen hainbat balio lor daitezke. Adibidez, ion fosfato bat hiru aldiz protonatuta egon daiteke.

${\displaystyle {\mathsf {PO_{4}^{3-}+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {HPO_{4}^{2-}+OH^{-}}};K_{\mathrm {b1} }={\frac {[{\mathsf {HPO_{4}^{2-}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf {PO_{4}^{3-}}}]}}=2{,}10\cdot 10^{-2};}$

${\displaystyle {\mathsf {HPO_{4}^{2-}+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}+OH^{-}}};K_{\mathrm {b2} }={\frac {[{\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf {HPO_{4}^{2-}}}]}}=1{,}58\cdot 10^{-7};}$

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}+H_{2}O}}\rightleftharpoons {\mathsf {H_{3}PO_{4}+OH^{-}}};K_{\mathrm {b3} }={\frac {[{\mathsf {H_{3}PO_{4}}}]\cdot [{\mathsf {OH^{-}}}]}{[{\mathsf {H_{2}PO_{4}^{-}}}]}}=1{,}32\cdot 10^{-12}.}$

Basearen potentziaren ezaugarria da, halaber, bere K_a (BH⁺) azido konjugatuaren azidotasun konstantea, non produktuaren basikotasuna K_b konstantea baita K_a (BH⁺) konstante batengatik, uraren produktu ionikoa soluzio urtsuentzat eta disolbatzaile orokorraren autoprotolisi konstantea.

${\displaystyle K_{a}\mathrm {(NH_{4}^{+})} ={\frac {[{\mathsf {NH_{3}}}]\cdot [{\mathsf {H^{+}}}]}{[{\mathsf {NH_{4}^{+}}}]}}=5{,}62\cdot 10^{-10};}$

${\displaystyle {K_{a}\mathrm {(NH_{4}^{+})} }\cdot {K_{b}\mathrm {(NH_{3})} }=K_{w}=1\cdot 10^{-14};}$

${\displaystyle {\mathrm {p} K_{a}\mathrm {(NH_{4}^{+})} }+{\mathrm {p} K_{b}\mathrm {(NH_{3})} }=\mathrm {p} K_{w}=14}$

Base sendoen beste adibide batzuk metal alkalinoen hidroxidoak eta lur alkalinoak dira:

• Potasio hidroxidoa (KOH) edo potasa kaustikoa
• Bario hidroxidoa (Ba(OH)₂)
• Zesio hidroxidoa (CsOH)
• Sodio hidroxidoa (NaOH) edo soda kaustikoa
• Estrontzio hidroxidoa (Sr(OH)₂)
• Kaltzio hidroxidoa (Ca(OH)₂), kare hila edo kare itzalia ere deitua
• Litio hidroxidoa (LiOH)
• Rubidio hidroxidoa (RbOH)
• Magnesio hidroxidoa (Mg(OH)₂)

Oinarri ahul batek ere OH_- ioiak ematen dio medioari, baina orekan dago molekula disoziatuen eta ez daudenen kopurua.

Al(OH)
3 ⇔ 3OH−
+ Al+

Kasu horretan, aluminio hidroxidoa orekan dago (etengabe deskonposatuz eta osatuz) sortzen dituen ioiekin. Base baten basikotasun-konstanteak (K_b) haren disoziazio-maila adierazten du.

B base bat emanda, uretan disolbatzean, bere BH⁺ azido konjugatua lortzen da:

B(aq) + H₂O(l) → BH⁺(aq) + OH^-(aq)

Eta baliozkoa izango da hurrengo ekuazioa (soilik base ahulen bidez), zeinak kontzentrazioa basikotasunaren konstantearekin lotzen duen:

${\displaystyle {\mbox{Kb}}={[{\mbox{BH}}^{+}]\cdot [{\mbox{OH}}^{-}] \over [{\mbox{B}}]}}$

Karbanioien, amiden eta hidruroen 1. taldeko gatzak base are indartsuagoak izaten dira, haien azido konjokatuak oso ahulak direlako: hidrokarburoak, aminak eta dihidrogenoak, hurrenez hurren. Normalean, base horiek sortzen dira metal alkalino puruak gehituz –sodioa, esaterako– azido konjokatuari[21]. Superbase diotse eta ezin dira disoluzio urtsuan mantendu ioi hidroxidoa baino base indartsuagoak direlako, eta, beraz, ura azido konjokatutik desprotonatzen dute. Adibidez, ioi etòxidak (etanolaren base konjugatua) delakoak uraren presentzian erreakzio hau izaten du:

CH
3CH
2O−
+ H
2O → CH
3CH
2OH + OH−

Zenbait superbase dira:

• N-butilo-litioa (n-BuLi)
• Litiozko diisopropilamida (C
  6H
  14LiN)
• Litiozko dietilamida
• Sodio amida (NaNH₂)
• Sodio hidruroa (NaH)
• Bis(trimetilsilil) litio amida (((CH
  3)
  3Si)
  2NLi)

Base sendo bat, sodio hidroxidoa adibidez, uretan disolbatzen denean, hidroxido ioietan (^-OH) eta sodio ioietan deskonposatzen da:

NaOH → Na⁺ + OH⁻

Antzera, azido klorhidrikoa edo hidrogeno kloruroa uretan disolbatzen da oxonio ioiak (H₃ O⁺) eta kloro ioiak osatuz:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻

Bi disoluzioak nahasten ditugunean, H₃O⁺ eta OH^- ioiak konbinatu egiten dira ur-molekulak sortzeko:

H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O

NaOH eta HCl kantitate berdinak disolbatzen baditugu, basea eta azidoa modu zehatzean neutralizatzen dira, NaCl bakarrik utziz (gatz arrunta) disoluzioan.

Base ahulak, hala nola soda edo arrautza-zuringoa, azido-isuriak neutralizatzeko erabil daitezke. Base sendoak erabiltzeak, hala nola sodio hidroxidoa edo potasio hidroxidoa, erreakzio exotermiko bortitza eragin lezake, jatorrizko azidoa isurtzea baino ondorio arriskutsuagoekin.

Oinarrizko substantziak erreakzio kimikoen disolbaezintasun-katalizatzaile heterogeneoak izateko erabil daitezke. Adibidez, oxido metalikoak, magnesio oxidoa, kaltzio oxidoa eta bario oxidoa, baita potasio fluoruroa eta zeolita batzuk ere. Trantsizioko metal askok katalizatzaile onak egiten dituzte, eta, horietako askok, oinarrizko substantziak osatzen dituzte. Oinarrizko katalizatzaile batzuk hidrogenazioetarako, lotura bikoitzeko migrazioetarako, Meerwein-Ponndorf-Verley murrizteko, Michaelen erreakziorako eta beste erreakzio askotarako erabili izan dira.

• Azidoak