10 ejemplos de bases

En química, las bases son las sustancias que al quedar disueltas en agua se disocian en sus iones y aumentan el pH, en un rango entre 8 y 14. Su naturaleza es opuesta a la de los ácidos, que lo reducen debajo del valor neutro 7. Su comportamiento se puede definir según las tres teorías Ácido-Base, formuladas por Svante Arrhenius, Brönsted y Lowry, y Lewis. Cada teoría se concentra en un fenómeno químico que ocurre en las bases y las explica de forma detallada.

Bases según Arrhenius

La Teoría de Arrhenius explica las bases como sustancias que, al disolverse en el agua, para formar una solución acuosa, se separan en sus iones dejando una mayor concentración de aniones hidroxilo (OH). Esto provoca por tanto que el potencial de hidrógeno (pH) de la solución sea mayor, y quede en valores que van del 8 hasta el 14. Es el caso, por ejemplo, de los hidróxidos, que se comportan según la siguiente ecuación:

NaOH –> Na+ + OH

Hidróxido de sodio (NaOH) disuelto en agua se separa en sus iones sodio (Na+) y sus iones hidroxilo (OH). Esto aporta el aumento en el pH.

Bases según Brönsted y Lowry

La Teoría de Brönsted-Lowry define a las bases como sustancias que, al disolverse en el agua, son capaces de aceptar protones, que son lo mismo que iones de hidrógeno (H+). Es el caso del amoníaco NH3, por ejemplo, que puede aceptar un protón para formar cationes amonio NH4+. Este ion puede combinarse con los hidroxilos (OH) del agua para finalmente formar moléculas de hidróxido de amonio NH4OH, que se mantienen también en constante disociación según las siguientes ecuaciones:

Amoníaco recibe protón: NH3 + H+ –> NH4+

Amonio se une a hidroxilo: NH4+ + OH –> NH4OH

Hidróxido de amonio se disocia constantemente: NH4OH –> NH4+ + OH

Gracias a que el hidróxido de amonio libera también su hidroxilo, se mantiene un pH elevado.

Bases según Lewis

La Teoría de Lewis define a las bases como especies químicas que son capaces de entregar electrones. Se apoya en las estructuras de Lewis, en las que se indican los electrones de valencia de cada elemento en una molécula. De esa manera se puede observar cuáles de esos electrones participan en el comportamiento de base.

Se utiliza sobre todo cuando la molécula no lleva un hidroxilo. Esta teoría y la de Brönsted-Lowry tienen un uso más específico y analítico, por lo que cuando la base lleva hidroxilo (OH-), se recurre de inmediato a la de Arrhenius, sin temor a alguna equivocación.

30 ejemplos de bases

  1. Amoníaco NH3
  2. Hidróxido de litio LiOH
  3. Hidróxido de sodio NaOH
  4. Hidróxido de potasio KOH
  5. Hidróxido de rubidio RbOH
  6. Hidróxido de cesio CsOH
  7. Hidróxido de magnesio Mg(OH)2
  8. Hidróxido de calcio Ca(OH)2
  9. Hidróxido de estroncio Sr(OH)2
  10. Hidróxido de bario Ba(OH)2
  11. Hidróxido de aluminio Al(OH)3
  12. Hidróxido de amonio NH4OH
  13. Hidróxido de zinc Zn(OH)2
  14. Hidróxido ferroso Fe(OH)2
  15. Hidróxido férrico Fe(OH)3
  16. Hidróxido cuproso CuOH
  17. Hidróxido cúprico Cu(OH)3
  18. Hidróxido mercuroso HgOH
  19. Hidróxido mercúrico Hg(OH)2
  20. Hidróxido de cadmio Cd(OH)2
  21. Metilamina CH3NH2
  22. Etilamina CH3CH2NH2
  23. Propilamina CH3CH2CH2NH2
  24. Isopropilamina (CH3)2CHNH2
  25. Butilamina CH3CH2CH2CH2NH2
  26. Isobutilamina (CH3)2CHCH2NH2
  27. Terbutilamina (CH3)3CNH2
  28. Fenilamina C6H5NH2
  29. Dimetilamina (CH3)2NH
  30. Trimetilamina (CH3)3N

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Citado APA: (A. . 10 ejemplos de bases. Revista Enciclopedia 10ejemplos.com. Obtenido 01, 2021, de https://10ejemplos.com/10-ejemplos-de-bases/ )

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