As 7 características das bases mais importantes

Algumas das características das bases mais proeminentes são a capacidade de gerar hidroxilos, a sua força ou o pH superior a 7.

As bases são substâncias químicas com a capacidade de doar um íon hidroxila (OH ) em um meio aquoso, ou capaz de formar ligações com íons hidrônio, ou qualquer substância capaz de doar um par de elétrons.

As 7 características das bases mais importantes 1

As bases geralmente têm a fórmula geral de BOH, onde OH é o próton e “B” é o termo genérico associado à parte da base não hidroxílica.

As bases foram tipicamente definidas e estudadas por sua capacidade de neutralizar ácidos e, portanto, seguidas por trás de ácidos em sua caracterização química.

Sua terminologia mais rígida (alcalina) é derivada de uma palavra raiz árabe associada a “brindar” devido ao fato de que as primeiras bases foram caracterizadas pelas substâncias saboneteiras obtidas da torrefação de cinzas e pelo tratamento com água e cal cortada. (LESNEY, 2003).

Na década de 1890, Svante August Arrhenius (1859-1927) finalmente definiu as bases como “substâncias que fornecem ânions hidroxila à solução”.

Ele também propôs que o mecanismo pelo qual ácidos e bases interagiam para se neutralizar formavam água e o sal apropriado (Encyclopædia Britannica, 1998).

Principais características das bases

1- Propriedades físicas

As bases têm um sabor amargo e, com exceção da amônia, elas não têm cheiro. Sua textura é escorregadia e tem a capacidade de alterar a cor do papel de tornassol para azul, laranja de metila para amarelo e fenolftaleína para roxa (Propriedades de ácidos e bases, SF).

2- Capacidade de gerar hidroxilos

No ano de 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o químico inglês Thomas Martin Lowry expandiram a teoria de Arrhenius introduzindo a teoria de Brønsted e Lowry, onde se afirmava que qualquer composto que pode aceitar um próton de qualquer outro composto é um base (Encyclopædia Britannica, 1998). Por exemplo, amônia:

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NH 3 + H + → NH 4 +

Amônia e aminas são consideradas bases de Brønsted / Lowry. Em 1923, o químico americano Gilbert N.

Lewis introduz sua teoria, na qual uma base é considerada como qualquer composto com um par de elétrons disponível (Encyclopædia Britannica, 1998).

Dessa forma, amônia e aminas também são consideradas bases de Lewis, pois possuem pares de elétrons livres e reagem com a água para produzir OH :

NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH

3- Força de uma base

As bases são classificadas em bases fortes e bases fracas. A força de uma base está associada à sua constante de equilíbrio; portanto, no caso das bases, essas constantes são denominadas constantes de basicidade Kb.

Assim, bases fortes têm uma grande constante de basicidade e tendem a se dissociar completamente. Exemplos desses ácidos são álcalis, como hidróxido de sódio ou potássio, cujas constantes de basicidade são tão grandes que não podem ser medidas em água.

Por outro lado, uma base fraca é aquela cuja constante de dissociação é baixa, portanto está em equilíbrio químico.

Exemplos disso são amônia e aminas cujas constantes de acidez são da ordem de 10 -4 . A Figura 1 mostra as diferentes constantes de acidez para diferentes bases.

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Figura 1: constantes de dissociação da base.

5- pH maior que 7

A escala de pH mede o nível de alcalinidade ou acidez de uma solução. A escala varia de zero a 14. Um pH menor que 7 é ácido.

Um pH maior que 7 é básico. O ponto médio 7 representa um pH neutro. Uma solução neutra não é ácida nem alcalina.

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A escala de pH é obtida com base na concentração de H + na solução e é inversamente proporcional a ela. As bases, diminuindo a concentração de prótons, aumentam o pH de uma solução.

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4- Capacidade de neutralizar ácidos

Arrhenius, em sua teoria, propõe que os ácidos, capazes de gerar prótons, reajam com os hidroxilos das bases para formar sal e água no caminho:

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O.

Essa reação é chamada neutralização e é a base da técnica analítica chamada titulação (Bruce Mahan, 1990).

6- Capacidade de redução de óxido

Dada sua capacidade de produzir espécies carregadas, as bases são usadas como um meio de transferência de elétrons em reações redox.

As bases também têm a tendência de oxidar, pois têm a capacidade de doar elétrons livres.

As bases contêm íons OH-. Eles podem agir para doar elétrons. O alumínio é um metal que reage com as bases.

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2NaAl (OH) 4 + 3H 2

Eles não corroem muitos metais, porque os metais tendem a perder, em vez de aceitar elétrons, mas as bases são altamente corrosivas para substâncias orgânicas, como as que compõem a membrana celular.

Tais reações geralmente são exotérmicas, o que causa queimaduras graves em contato com a pele, portanto esse tipo de substância deve ser manuseado com cuidado. A Figura 3 é o código de segurança quando uma substância é corrosiva.

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Figura 3: Sinalização de substâncias corrosivas.

7- Catálise básica

A aceleração de uma reação química pela adição de uma base é conhecida como catálise básica. A referida base não é consumida na reação.

A reação catalítica pode ser geral ou específica para a base, como na adição de cianeto de hidrogênio a aldeídos e cetonas na presença de hidróxido de sódio .

O mecanismo das reações catalisadas por ácidos e bases é explicado em termos do conceito de ácidos e bases de Brønsted-Lowry como aquele em que há uma transferência inicial de prótons do reagente para um catalisador básico (Encyclopædia Britannica, 1998).

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Geralmente, as reações em que um nucleófilo está envolvido são catalisadas em meio básico, quer adições ou substituições eletrofílicas.

Também em reações de eliminação, como a condensação reversa de álcoois (catálise básica específica) ou uma substituição nucleofílica (catálise geral), como mostrado na Figura 4 (Base Catalysis, 2004).

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Figura 4: Exemplos de catálise básica específica na condensação reversa de álcoois (acima) e catálise básica geral na substituição nucleofílica (abaixo).

Referências

  1. Base de catálise . (2004). Obtido em everyscience.com.
  2. Bruce Mahan, RM (1990). Curso universitário de química quarta edição. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana SA
  3. Encyclopædia Britannica. (20 de julho de 1998). Ácido – base de catálise . Obtido em britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (21 de dezembro de 1998). Teoria de Arrhenius . Obtido em britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (20 de julho de 1998). Brønsted – teoria de Lowry . Obtido em britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (20 de julho de 1998). teoria de Lewis . Obtido em britannica.com.
  7. LESNEY, MS (março de 2003). Crônicas de química Uma história básica do ácido – de Aristóteles a Arnold. Obtido em pubs.acs.org.
  8. Propriedades de ácidos e bases. (SF). Obtido de sciencegeek.net

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