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Las bases fuertes son una clase de compuestos químicos muy común y de gran utilidad tanto en la industria como en el hogar. Su importancia radica en el gran número de reacciones químicas importantes y de índole aparentemente diferente que se pueden clasificar como reacciones ácido-base. Además, también son importantes debido a la gran cantidad de reacciones cuyo mecanismo de reacción comienza o implica, en alguna etapa del proceso, una reacción ácido-base en la que la base debe ser fuerte para poder reaccionar con un ácido considerablemente débil.
En adelante, discutiremos qué son las bases y qué hace que una base se considere fuerte. Además, veremos ejemplos de las bases fuertes más comunes, así como de una categoría de bases incluso más fuertes denominadas superbases.
Concepto de base
En la química existen tres teorías sobre las reacciones ácido-base, cada una de las cuales define a las bases de una manera diferente:
- La teoría ácido-base de Arrhenius
- La teoría ácido-base de Brønsted-Lowry
- La teoría ácido-base de Lewis
Bases de Arrhenius
La teoría más antigua es la de Arrhenius, según la cual una base es cualquier sustancia capaz de liberar iones hidróxido al disociarse en disolución acuosa. En este sentido, el concepto de bases de Arrhenius implica que las únicas bases son los hidróxidos iónicos de los diferentes metales y metaloides, los cuales se disocian en agua según la siguiente ecuación:
Donde X representa la valencia del catión metálico. A pesar de que todas las sustancias químicas que se ajustan a la reacción anterior son, en efecto, bases, no todas las sustancias que se comportan como bases poseen iones hidróxido como parte de su estructura. Por lo tanto, el concepto de bases de Arrhenius es incompleto.
Bases de Brønsted-Lowry
Brønsted y Lowry desarrollaron una teoría ácido-base que cambia la manera en la que vemos las reacciones ácido-base y, por extensión, cómo vemos a los ácidos y las bases. Según estos autores, los ácidos y las bases no pueden disociarse por separado dando origen a iones hidróxido o protones, según indicaba Arrhenius. Por el contrario, para que una sustancia pueda actuar como base, debe obligatoriamente reaccionar con un ácido, razón por la que se les denomina reacciones ácido-base.
La idea de Brønsted y Lowry fue definir a un ácido como una sustancia capaz de donar un protón (ion H+) y a una base como una sustancia capaz de aceptar un protón. De esta manera, las bases ya no están obligadas a liberar iones hidróxido directamente, sino que pueden generarlos en una disolución acuosa al quitarle un protón al agua, según la siguiente ecuación:
Este concepto abarca a las bases tradicionales de Arrhenius, ya que los iones hidróxido provenientes de una base de Arrhenius pueden quitarle un protón al agua para generar otros iones hidróxido. También incluye a otras sustancias como el amoníaco, el cual, a pesar de no poseer iones OH– en su estructura, puede generar estos iones en disolución acuosa por medio de la reacción antes mostrada.
Bases de Lewis
En último lugar, Lewis desarrolló una teoría del enlace químico que no solo concuerda con el concepto de las reacciones ácido-base planteadas por Brønsted y Lowry, sino que además les da una explicación. Según Lewis, las bases son sustancias ricas en electrones y que poseen por lo menos un par de electrones libres que pueden donar a un ácido para así formar un enlace covalente coordinado o dativo. Por otro lado, un ácido de Lewis es aquella sustancia deficiente en electrones que es capaz de aceptar el par de electrones de la base.
El concepto de ácidos y bases de Lewis es el más amplio y preciso de todos, ya que, además de aplicar a las reacciones ácido-base en fase acuosa (que es donde la acidez y la basicidad encontraron sus primeras aplicaciones). también permite entender el comportamiento de los ácidos y las bases en otros medios y solventes diferentes.
Justamente gracias a este hecho se logran caracterizar y definir una familia de bases mucho más fuertes que las bases que típicamente consideramos bases fuertes, y que, por lo tanto, se denominaron superbases.
¿Qué son las bases fuertes?
Una base fuerte es una base de Arrhenius que se disocia completamente en disolución acuosa. En otras palabras, son bases fuertes aquellos hidróxidos que sean electrolitos fuertes, y que, al disolverse en agua, se ionicen completamente generando así la máxima cantidad posible de iones hidróxido (OH–) y de su correspondiente catión metálico.
Podemos ver la ionización de una base fuerte como una reacción de disociación que solo ocurre en un sentido, por lo que la totalidad de la base que se disuelve pasa al estado acuoso en forma de iones:
Esto distingue a las bases fuertes de las bases débiles, las cuales o bien son sólidos poco solubles que se saturan rápidamente, estableciéndose un equilibrio de solubilidad como el siguiente:
O son compuestos que, al disolverse, solo una parte de las moléculas se disocian, debido a que se establece un equilibrio homogéneo como alguno de los siguientes:
El concepto de base fuerte se aplica principalmente al comportamiento de las bases en disolución acuosa y, por lo general, se limita solo a algunas bases de Arrhenius.
Factores que determinan que una base sea fuerte o débil
El carácter básico de una sustancia viene determinado por varios factores. Para comenzar, en el caso de los hidróxidos, la basicidad está directamente relacionada con su solubilidad, la cual, a su vez, depende de los iones que los conforman. Mientras menor es la electronegatividad del catión de un hidróxido, mayor será el carácter iónico de su enlace con el grupo hidróxido, lo que facilita su ionización.
Considerando que la electronegatividad es una propiedad periódica que disminuye hacia la izquierda a lo largo de un período y hacia abajo a lo largo de un grupo, al comparar la basicidad de los hidróxidos metálicos, mientras más a la izquierda y abajo se encuentre el metal, más básico será el hidróxido.
En el caso de las bases que se pueden disolver en agua sin necesidad de disociarse (solubilidad molecular), la basicidad está determinada por un balance entre la estabilidad de la base original comparada con la estabilidad de su ácido conjugado, y por la capacidad del agua de solvatar una u otra especie química.
Ejemplos de bases fuertes comunes
La información de la sección anterior nos proporciona una pista clara para identificar a las bases fuertes. De hecho, las bases fuertes más comunes corresponden a los hidróxidos de los metales alcalinos (el grupo 1 de la tabla periódica) y a algunos de los hidróxidos de los metales alcalinotérreos (grupo 2). Esto se debe a que estos metales corresponden a los menos electronegativos de la tabla periódica. La lista completa de las bases fuertes más comunes se presenta en la siguiente tabla:
| Hidróxido de litio (LiOH) | Hidróxido de sodio (NaOH) | Hidróxido de potasio (KOH) |
| Hidróxido de rubidio (RbOH) | Hidróxido de cesio (CsOH) | Hidróxido de calcio (Ca(OH)2) |
| Hidróxido de estroncio (Sr(OH)2) | Hidróxido de bario (Ba(OH)2) |
Cabe resaltar que los tres hidróxidos de los metales alcalinotérreos (calcio, estroncio y bario) son poco solubles en agua, por lo que solo pueden considerarse bases fuertes si su concentración está por debajo de su solubilidad, lo que implica disoluciones con una concentración menor que 0,01 M.
Las superbases
Al disolver distintas bases fuertes en agua no es posible distinguir cuál de ellas es más fuerte que la otra. Es por esta razón que se clasifican a todas como bases fuertes y, para efectos prácticos, se acepta que todas son igualmente fuertes. Esto se debe a que el agua ejerce un efecto nivelador sobre las bases fuertes (y sobre los ácidos también) ya que cualquier base fuerte que se disocie en agua inmediatamente reacciona con el agua, arrancándole su protón y generando así iones hidróxido.
Por esta razón, el ion hidróxido es la base más fuerte que puede existir en medio acuoso, independientemente de qué tan fuerte sea la base que lo generó. Es como querer comparar la fuerza de dos luchadores en función de su capacidad para vencer a un bebé indefenso. Es evidente que ambos ganarán la pelea fácilmente y el bebé no permitirá distinguir quién es el más fuerte.
Sin embargo, el concepto de ácidos y bases de Lewis amplía nuestro entendimiento de las reacciones ácido-base a otros medios y otros solventes.
La basicidad en medios no acuosos
Si queremos comparar la basicidad de bases muy fuertes, necesitamos entonces disolverlas en medios distintos al agua. Volviendo a nuestro ejemplo anterior, esto equivale a decir que, si queremos determinar qué luchador es más fuerte, debemos enfrentarlo a un luchador igualmente fuerte o incluso más fuerte.
En este sentido, podemos disolver ácidos y bases en otros disolventes que, como el agua, puedan actuar como ácidos al reaccionar con bases, generando así una base conjugada que sea más fuerte que el OH– que se genera en disolución acuosa. En estos medios, el concepto de ácidos y bases de Arrhenius pierde por completo su sentido. Además, si consideramos solventes apróticos (que no pueden donar ni recibir protones) entonces tampoco cabe el concepto ácido-base de Brønsted y Lowry. Sin embargo, en todos los casos, sí sigue aplicándose el concepto de ácidos y bases de Lewis.
Cuando contrastamos la basicidad de muchas sustancias químicas en solventes distintos del agua, descubrimos que, entre las que tradicionalmente consideramos bases fuertes, algunas son mucho más básicas que otras. Los hidróxidos como bases están limitados a la basicidad del ion hidróxido. Sin embargo, otras bases no poseen esta limitación y resultan ser órdenes de magnitud más fuertes que los hidróxidos.
A estas bases se les denomina superbases.
Ejemplos de superbases
La mayoría de las superbases corresponden a las bases conjugadas de sustancias que normalmente consideramos como neutras o que son incluso bases débiles. Recordemos que una base conjugada es lo que se obtiene cuando un ácido pierde un protón, así que la base conjugada de una base débil es lo que se obtiene cuando una base (como por ejemplo el amoníaco o NH3) reacciona como ácido en lugar de como base, como lo muestra la siguiente ecuación:
Es de esperarse que una sustancia neutra que de por sí tiene la tendencia a comportarse como una base difícilmente lo hará como un ácido, por lo que la base conjugada (en el ejemplo anterior, el ion amiduro o NH2–) será una base muy fuerte.
Otros ejemplos de superbases son:
- Las sales de iones alcóxido (las bases conjugadas de los alcoholes) tales como el metóxido, etóxido, propóxido y terbutóxido de sodio o potasio.
- Sales de las bases conjugadas de los alcanos que poseen carbaniones tales como el n-butil litio.
- Los amiduros y demás bases conjugadas de las aminas tales como el amiduro de sodio, el dietilamiduro de potasio y el bis(trimetilssilil)amiduro de litio.
Referencias
Chang, R. (2020). Química (13.a ed.). McGraw-Hill Interamericana.
Diferenciador. (2020, 21 octubre). Diferencia entre ácidos y bases fuertes y débiles (con ejemplos). https://www.diferenciador.com/acidos-y-bases-fuertes-y-debiles/
La Guía de Química. (2010, 4 octubre). Base fuerte. https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/base-fuerte
Mott, V. (s. f.). Strong Bases | Introduction to Chemistry. Lumen Learning. https://courses.lumenlearning.com/introchem/chapter/strong-bases/
Química.ES. (s. f.). Base_fuerte. https://www.quimica.es/enciclopedia/Base_fuerte.html
Químicas.NET. (s. f.). Ejemplos de Base Fuerte. https://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-base-fuerte.html
SciShow. (2017, 2 febrero). The Strongest Bases in the World. YouTube. https://www.youtube.com/watch?v=GrPQv6QEI8Y
