Ejemplos de bases: hidróxidos, carbonatos y aminas
Compara 23 ejemplos con fórmulas y nombres. Diez casos explicados te ayudan a distinguir fuerza, solubilidad, anfoterismo y comportamiento ácido-base.
23 ejemplos de bases por familias
Las bases no forman una sola familia de compuestos. Estas 23 sustancias ilustran hidróxidos, carbonatos, bicarbonatos, amoníaco y aminas. Algunas son poco solubles o tienen comportamiento anfótero; esos matices acompañan a cada fórmula.
Hidróxidos
Hidróxidos
Sustancia
Fórmula
Cómo interpretar el ejemplo
Hidróxido de litio
LiOH
Un OH⁻ por Li⁺; base fuerte en agua.
Hidróxido de sodio
NaOH
Base fuerte soluble; también llamado sosa cáustica.
Hidróxido de potasio
KOH
Base fuerte soluble; también llamado potasa cáustica.
Hidróxido de magnesio
Mg(OH)₂
Poco soluble; puede consumir ácido aunque quede sólido sin disolver.
Hidróxido de calcio
Ca(OH)₂
Solubilidad limitada; la fracción disuelta aporta Ca²⁺ y dos OH⁻.
Hidróxido de estroncio
Sr(OH)₂
Base fuerte en disolución; dos OH⁻ por unidad de fórmula.
Hidróxido de aluminio
Al(OH)₃
Anfótero: reacciona con ácido y con exceso de base fuerte.
Hidróxido de zinc
Zn(OH)₂
Anfótero y poco soluble en agua.
Hidróxido de hierro(II) o ferroso
Fe(OH)₂
Poco soluble; no se confunde con Fe(OH)₃, hidróxido de hierro(III).
Hidróxido de cobre(II) o cúprico
Cu(OH)₂
Poco soluble; neutraliza ácido. Es distinto de CuOH.
OH⁻ es el ion hidróxido, no un radical libre. En un sólido iónico, la fórmula expresa proporciones de iones; no implica moléculas aisladas M–OH. Al(OH)₃ y Zn(OH)₂ reaccionan como bases frente a ácidos, pero también muestran comportamiento ácido frente a bases fuertes.
La base que acepta H⁺ es CO₃²⁻; el sodio es el contraión.
Carbonato de potasio
K₂CO₃
Sal soluble que da una disolución básica por reacción del carbonato con agua.
Hidrogenocarbonato de sodio o bicarbonato
NaHCO₃
HCO₃⁻ es anfiprótico; en su disolución acuosa habitual predomina el carácter ligeramente básico.
Hidrogenocarbonato de potasio o bicarbonato
KHCO₃
Contiene HCO₃⁻; no tiene la misma proporción de K y carbonato que K₂CO₃.
Carbonato de magnesio
MgCO₃
Poco soluble; consume ácido y puede liberar CO₂ en exceso de ácido.
Carbonato de calcio
CaCO₃
Componente principal de muchas calizas; su reacción con ácido no exige que sea muy soluble en agua.
Carbonato, CO₃²⁻, e hidrogenocarbonato, HCO₃⁻, tienen cargas y propiedades distintas. Una sal puede dar una disolución básica aunque no tenga OH en su fórmula. La baja solubilidad de MgCO₃ y CaCO₃ no impide su reacción con un ácido.
Acepta H⁺ por el par libre del nitrógeno; forma NH₄⁺.
Metilamina o metanamina
CH₃NH₂
Amina primaria; forma CH₃NH₃⁺ al aceptar un protón.
Etilamina o etanamina
CH₃CH₂NH₂
Amina primaria de dos carbonos.
Propan-1-amina o n-propilamina
CH₃(CH₂)₂NH₂
Se especifica cadena lineal y amino en C1: C₃H₇NH₂ solo no distingue isómeros.
Butan-1-amina o n-butilamina
CH₃(CH₂)₃NH₂
Cadena lineal de cuatro carbonos y grupo amino terminal.
Pentan-1-amina o n-pentilamina
CH₃(CH₂)₄NH₂
Cadena lineal de cinco carbonos; no es una amina con cinco nitrógenos.
Anilina o fenilamina
C₆H₅NH₂
Amina aromática; el par del nitrógeno se deslocaliza con el anillo.
Las aminas primarias se representan como RNH₂; las secundarias, R₂NH; y las terciarias, R₃N. R puede ser un grupo carbonado alifático o aromático. «Primaria, secundaria o terciaria» no cuenta los protones que recibe un mismo nitrógeno.
Una base de Brønsted–Lowry acepta H⁺ de otra especie. Una base de Lewis aporta un par electrónico para formar un enlace. En el tratamiento acuoso de Arrhenius se relaciona la basicidad con el aumento de OH⁻: NaOH lo aporta al disolverse; NH₃ lo genera por reacción con agua.
En una disolución acuosa básica predomina la actividad del hidróxido sobre la del hidronio. El pH neutro es aproximadamente 7 a 25 °C, pero depende de la temperatura. El pH pertenece a la disolución; no es un número fijo que acompañe a la fórmula de cada sustancia.
Diez casos desarrollados muestran por qué una sustancia se comporta como base y qué límites tiene cada interpretación. (s) indica sólido, (l) líquido y (aq) disuelto en agua; ⇌ indica equilibrio. Las ecuaciones son explicaciones químicas, no instrucciones experimentales.
EJEMPLO 1
NaOH y KOH: hidróxidos solubles
NaOH · sosa cáustica; KOH · potasa cáustica
Al disolverse, estos sólidos iónicos liberan los iones que componen su red. Por cada mol de NaOH disuelto se obtiene aproximadamente un mol de OH⁻ en el modelo de disolución diluida.
NaOH(s) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq) — disolución en agua.
KOH(s) → K⁺(aq) + OH⁻(aq) — disolución en agua.
La fórmula general de un hidróxido metálico simple es M(OH)ₙ cuando el catión tiene carga n+. No todos tienen proporción M:OH de 1:1.
Mg(OH)₂: poca solubilidad no significa poca capacidad de neutralizar
Mg(OH)₂ · hidróxido de magnesio
El equilibrio de solubilidad limita cuánto sólido se disuelve. Al consumir OH⁻ con un ácido, puede disolverse más hidróxido; la neutralización global consume dos protones por unidad de fórmula.
Mg(OH)₂(s) ⇌ Mg²⁺(aq) + 2 OH⁻(aq)
Mg(OH)₂(s) + 2 H₃O⁺(aq) → Mg²⁺(aq) + 4 H₂O(l)
La solubilidad, la fuerza ácido-base y la velocidad de disolución son propiedades diferentes. No se estima el pH suponiendo que cualquier masa añadida se ha disuelto por completo.
Frente a un ácido consume protones. En exceso de base fuerte puede disolverse formando tetrahidroxidoaluminato, [Al(OH)₄]⁻. Su comportamiento depende del medio.
Al(OH)₃(s) + 3 H₃O⁺(aq) → Al³⁺(aq) + 6 H₂O(l)
Al(OH)₃(s) + OH⁻(aq) ⇌ [Al(OH)₄]⁻(aq) — en medio fuertemente básico.
Zn(OH)₂ también es anfótero. Por eso incluir un hidróxido en una colección de bases no significa que solo pueda actuar como base en todas las reacciones.
El ion HCO₃⁻ puede aceptar H⁺ y transformarse en ácido carbónico, o ceder H⁺ para formar carbonato. Es anfiprótico. Con suficiente ácido, el balance neto produce CO₂ y agua.
HCO₃⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ H₂CO₃(aq) + OH⁻(aq)
HCO₃⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ CO₃²⁻(aq) + H₃O⁺(aq)
HCO₃⁻(aq) + H₃O⁺(aq) → CO₂(g) + 2 H₂O(l) — cuando el gas se desprende.
En agua, su equilibrio básico predomina sobre el ácido en condiciones habituales. La disolución resulta ligeramente básica; eso no convierte HCO₃⁻ en una especie exclusivamente básica.
El carbonato de calcio consume dos protones por cada unidad de fórmula en la reacción global con exceso de ácido. El dióxido de carbono puede desprenderse como gas.
Una sustancia poco soluble también puede reaccionar en la superficie del sólido. La basicidad de un material no basta para juzgar si su polvo o sus impurezas son seguros.
El nitrógeno utiliza su par libre para enlazar un protón. En agua se establece un equilibrio que produce NH₄⁺ y OH⁻; no es la disociación de una molécula de hidróxido metálico.
NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)
NH₃(aq) + H₃O⁺(aq) → NH₄⁺(aq) + H₂O(l)
NH₃/NH₄⁺ es un par base/ácido conjugado. A 25 °C, Kᵦ ≈ 1,8 × 10⁻⁵: la reacción con agua es parcial, lo cual no implica que comience lentamente.
La clasificación cuenta cuántos grupos carbonados están unidos al nitrógeno: uno, dos o tres. Las tres aminas tienen un par libre y pueden aceptar un protón en ese nitrógeno.
CH₃NH₂(aq) + H₂O(l) ⇌ CH₃NH₃⁺(aq) + OH⁻(aq)
(CH₃)₃N(aq) + H₃O⁺(aq) → (CH₃)₃NH⁺(aq) + H₂O(l)
«Terciaria» no significa aceptar tres protones. Tras protonar un centro amina, se obtiene un ion amonio sustituido; la estructura y el medio determinan su basicidad.
En la anilina el par libre del nitrógeno puede deslocalizarse con el anillo bencénico. Está menos disponible para aceptar H⁺ que en una amina alifática como la metilamina.
C₆H₅NH₂(aq) + H₂O(l) ⇌ C₆H₅NH₃⁺(aq) + OH⁻(aq)
Ambas son bases débiles en agua, pero no tienen la misma fuerza. La anilina es materia prima para fabricar ciertos colorantes; no debe confundirse con el colorante terminado.
NH₃ aporta su par libre para formar un enlace N–B en el aducto H₃N→BF₃. Es donación de un par para un enlace, no expulsión de electrones sueltos.
NH₃ + BF₃ → H₃NBF₃ — esquema de formación de aducto, sin disolvente especificado.
No cambian los estados de oxidación de B (+III) ni de N (−III). Esta reacción de Lewis no es una reducción. El esquema describe especies moleculares y no presupone agua como disolvente.
CuOH: fórmula de hidróxido de cobre(I), no un reactivo estable de uso común
CuOH corresponde formalmente a Cu⁺ y OH⁻. No es Cu(OH)₂: este último contiene cobre(II). Los estudios del sistema cobre–oxígeno–hidrógeno muestran que la transformación de CuOH hacia Cu₂O y agua es termodinámicamente favorable en las condiciones estudiadas.
Por eso CuOH no se presenta aquí como un frasco de hidróxido estable equivalente a NaOH. La fórmula es útil para distinguir estados de oxidación, pero por sí sola no demuestra estabilidad, disponibilidad ni comportamiento en una disolución.
CO₂: un contraejemplo en la clasificación acuosa habitual
El dióxido de carbono se clasifica como óxido ácido. Disuelto en agua participa en equilibrios que pueden acidificarla. Frente a OH⁻ lo consume y puede formar bicarbonato o carbonato, según las proporciones y el medio.
Que una fórmula termine en oxígeno o aparezca junto a carbonatos no convierte a esa sustancia en base. CO₂, CO₃²⁻ y HCO₃⁻ son especies diferentes.
Fuerza: describe el equilibrio ácido-base en un medio. Concentración: indica cuánto soluto hay. Solubilidad: limita cuánto puede disolverse. Velocidad: describe qué tan deprisa ocurre un proceso. Ninguna de estas propiedades sustituye a las otras.
A 25 °C, en el modelo ideal de disolución diluida, NaOH 1,0 × 10⁻⁵ mol/L tiene pH ≈ 9,00: una base fuerte no está confinada al intervalo 10–14. NH₃ 0,100 mol/L, con Kᵦ = 1,8 × 10⁻⁵, da pH ≈ 11,12: una base débil tampoco está limitada a 8–10. Los cálculos se desarrollan en los ejercicios.
Una neutralización no termina necesariamente en pH 7 ni en la media de los pH iniciales. Importan la estequiometría, el exceso de reactivo y los equilibrios de las especies que quedan. Con ácidos y bases débiles también cuentan sus constantes, no solo cuál es más abundante.
Valoraciones: disoluciones estandarizadas de bases permiten determinar cuánto ácido contiene una muestra. Su concentración se conoce con una incertidumbre de medida.
Control industrial de pH: se dosifica una base bajo condiciones y controles definidos. Una ecuación de neutralización no justifica verter una base sobre un derrame desconocido.
Jabones: la saponificación de grasas es una hidrólisis básica de ésteres que produce glicerol y sales de ácidos grasos. Neutralizar un ácido graso libre, como el esteárico, también forma una sal, pero es otra reacción.
Materias primas: el amoníaco se utiliza para fertilizantes y síntesis química, incluidas rutas hacia aminas y compuestos nitrogenados. El nitrato de amonio también tiene aplicaciones reguladas en fertilizantes y explosivos industriales.
Colorantes: la anilina es una materia prima para sintetizar determinados tintes; la molécula de anilina no debe confundirse con el producto colorante final.
El riesgo depende de la sustancia, la concentración, la vía y la duración de la exposición. El amoníaco puede causar daño grave a concentraciones altas; no corresponde afirmar que cualquier traza produzca el mismo efecto. «Débil», «poco soluble» o «metal de transición» tampoco son garantías de seguridad.
Los reactivos se identifican con su etiqueta y ficha de seguridad. No se comprueba la basicidad probando, tocando ni oliendo deliberadamente la sustancia. La protección, la ventilación y el manejo de derrames se determinan mediante el procedimiento correspondiente.
Los hidróxidos comerciales pueden presentarse como gránulos o escamas. Para identificar el reactivo hay que consultar su etiqueta: la apariencia de un sólido no determina su composición ni su fuerza como base.
Errores frecuentes
Una base siempre contiene OH. NH₃, las aminas y CO₃²⁻ aceptan protones sin contener ese grupo.
Fuerte significa rápido o concentrado. Equilibrio, cinética y concentración son conceptos distintos.
Una base débil solo alcanza pH 8–10. El pH depende de concentración y temperatura; NH₃ 0,100 mol/L supera 11 en el modelo indicado.
Todo hidróxido tiene fórmula MOH. La carga metálica exige fórmulas como Mg(OH)₂ o Al(OH)₃.
Una base de Lewis es un reductor. Aportar un par para un enlace no exige una transferencia redox.
Las aminas terciarias reciben tres H⁺ en el N. Terciaria cuenta grupos carbonados, no protones aceptados.
CO₂ es otra base de la familia carbonato. CO₂ es un óxido ácido; CO₃²⁻ es una base y HCO₃⁻ es anfiprótico.
Toda neutralización acaba en pH 7. El exceso y los equilibrios de las especies finales pueden dar otro pH.
Ocho ejercicios para practicar
1. ¿Qué fórmula corresponde al hidróxido de zinc, con Zn²⁺?
Ver respuesta
Zn(OH)₂. Dos OH⁻ compensan la carga +2; ZnOH no sería neutro.
2. ¿Qué especie explica la basicidad de Na₂CO₃ en agua?
Ver respuesta
CO₃²⁻: acepta H⁺ del agua y forma HCO₃⁻ y OH⁻. Na⁺ es el contraión.
3. ¿Una amina terciaria acepta tres protones en su nitrógeno?
Ver respuesta
No. «Terciaria» indica tres grupos carbonados unidos al N; su par libre acepta un protón.
4. A 25 °C, calcula el pH de NaOH 1,0 × 10⁻⁵ mol/L con el modelo ideal diluido.
Ver respuesta
[OH⁻] ≈ 1,0 × 10⁻⁵ mol/L; pOH ≈ 5,00 y pH ≈ 9,00. Sigue siendo una base fuerte aunque el pH sea menor que 10.
5. Para NH₃ 0,100 mol/L y Kᵦ = 1,8 × 10⁻⁵ a 25 °C, calcula aproximadamente el pH.
Ver respuesta
Con x = [OH⁻], Kᵦ = x²/(0,100 − x). La raíz positiva da x ≈ 1,33 × 10⁻³ mol/L. pOH ≈ 2,88; pH ≈ 11,12. Es una base débil con pH mayor que 10.
6. ¿Qué volumen de HCl 0,100 mol/L neutraliza 20,0 mL de NaOH 0,150 mol/L?
Ver respuesta
n(NaOH) = 0,0200 L × 0,150 mol/L = 0,00300 mol. La proporción con HCl es 1:1: V = 0,00300/0,100 = 0,0300 L = 30,0 mL.
7. ¿Cuántos moles de H⁺ consume 0,0100 mol de CaCO₃ en la reacción completa que libera CO₂?
Ver respuesta
0,0200 mol de H⁺: se requieren dos protones por unidad de CaCO₃.
8. ¿Por qué CO₂ no es un buen ejemplo de base acuosa y Al(OH)₃ necesita un matiz?
Ver respuesta
CO₂ se clasifica como óxido ácido en este contexto. Al(OH)₃ es anfótero: consume ácido, pero también puede disolverse en exceso de base fuerte.
