As bases fracas são substâncias químicas que em solução aquosa não se dissociam completamente em íons. Isso significa que apenas uma pequena porcentagem da base se ioniza, resultando em uma baixa condutividade elétrica da solução. Neste texto, iremos abordar a dissociação das bases fracas, suas propriedades e fornecer alguns exemplos de substâncias que se enquadram nessa categoria.
Entenda o conceito de dissociação de bases fracas e sua importância na química.
As bases fracas são substâncias que, em solução aquosa, não se dissociam completamente em íons. Isso significa que apenas uma pequena quantidade de íons hidroxila (OH-) é liberada. A dissociação de bases fracas é um processo em que essas substâncias se ionizam parcialmente, gerando íons hidroxila em solução.
A importância da dissociação de bases fracas na química está relacionada com a sua capacidade de neutralizar ácidos e formar sais. Por exemplo, quando uma base fraca reage com um ácido, ocorre uma reação de neutralização em que os íons hidroxila da base reagem com os íons hidrogênio do ácido, formando água e um sal.
Um exemplo de base fraca é o hidróxido de alumínio (Al(OH)3). Quando dissolvido em água, apenas uma pequena quantidade de íons hidroxila é liberada, o que o torna um exemplo de base fraca. Outros exemplos incluem o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) e o hidróxido de ferro (III) (Fe(OH)3).
Em resumo, a dissociação de bases fracas é um processo em que essas substâncias se ionizam parcialmente em solução aquosa, gerando íons hidroxila. Essa propriedade é importante na química devido à capacidade das bases fracas de neutralizar ácidos e formar sais, contribuindo para diversos processos químicos e reações.
Exemplos de bases fracas e sua definição para melhor compreensão.
As bases fracas são substâncias que em solução aquosa não se dissociam completamente, ou seja, liberam poucos íons hidroxila (OH-) em comparação com as bases fortes. Isso significa que as bases fracas têm uma capacidade limitada de neutralizar ácidos em solução. Além disso, as bases fracas tendem a ser menos corrosivas e menos perigosas do que as bases fortes.
Um exemplo clássico de base fraca é o hidróxido de amônio (NH4OH). Quando dissolvido em água, o NH4OH libera íons hidroxila em uma quantidade limitada, tornando-o uma base fraca. Outro exemplo comum é o hidróxido de alumínio (Al(OH)3), que também apresenta baixa capacidade de dissociar-se em íons hidroxila.
As bases fracas são utilizadas em diversos produtos do dia a dia, como produtos de limpeza, medicamentos e cosméticos. Por não serem tão agressivas quanto as bases fortes, as bases fracas são frequentemente escolhidas para aplicações em que se deseja um pH levemente alcalino ou em que se pretende evitar danos à pele ou aos materiais.
Base forte e base fraca: entenda as diferenças entre elas através de exemplos práticos.
Quando falamos em bases, é importante entender a diferença entre uma base forte e uma base fraca. As bases fortes são aquelas que se dissociam completamente em solução aquosa, liberando íons hidroxila (OH-) de forma eficiente. Por outro lado, as bases fracas são aquelas que se dissociam parcialmente em solução aquosa, resultando em uma concentração menor de íons hidroxila.
Um exemplo claro de base forte é o hidróxido de sódio (NaOH), que se dissocia completamente em água, liberando íons hidroxila de forma rápida e eficaz. Já um exemplo de base fraca é o hidróxido de amônio (NH4OH), que se dissocia parcialmente em água, resultando em uma concentração menor de íons hidroxila.
As bases fracas possuem propriedades diferentes das bases fortes. Por exemplo, as bases fracas têm menor condutividade elétrica em solução aquosa, devido à sua baixa taxa de dissociação. Além disso, as bases fracas podem sofrer reações de equilíbrio químico em solução aquosa, o que não é comum nas bases fortes.
Em resumo, as bases fortes se dissociam completamente em solução aquosa, liberando íons hidroxila de forma eficiente, enquanto as bases fracas se dissociam parcialmente, resultando em uma concentração menor de íons hidroxila e propriedades diferentes. É importante compreender essas diferenças para entender melhor o comportamento das bases em solução aquosa.
Quais são alguns exemplos de substâncias que atuam como bases na química?
As bases são substâncias químicas que atuam como acceptors de prótons, ou seja, são capazes de receber íons H+ em uma reação química. Alguns exemplos de substâncias que atuam como bases na química incluem hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de potássio (KOH), amônia (NH3) e carbonato de sódio (Na2CO3).
O hidróxido de sódio, também conhecido como soda cáustica, é uma base forte que é amplamente utilizada na indústria química para a fabricação de diversos produtos. O hidróxido de potássio, por sua vez, é uma base forte que também é utilizada em diversas aplicações industriais, como na produção de sabões e detergentes.
A amônia é uma base fraca que é comumente encontrada em produtos de limpeza doméstica, sendo utilizada como agente de limpeza e desodorizante. O carbonato de sódio, por sua vez, é uma base fraca que é frequentemente utilizada na indústria de alimentos e na fabricação de produtos de limpeza.
Em resumo, as bases são substâncias químicas que atuam como acceptors de prótons em uma reação química. Alguns exemplos de bases incluem hidróxido de sódio, hidróxido de potássio, amônia e carbonato de sódio.
Bases fracas: dissociação, propriedades e exemplos
As bases fracas são as espécies com pouca tendência para doar electrões dissociar em soluções aquosas, ou prótons aceitar. O prisma com o qual suas características são analisadas é governado pela definição que emergiu dos estudos de vários cientistas famosos.
Por exemplo, de acordo com a definição de Bronsted-Lowry, uma base fraca é aquela que aceita um íon H + de hidrogênio de uma maneira muito reversível . A molécula de água de H 2 O que é doa H + para a base circundante. Se, em vez de água, houvesse uma HA de ácido fraco, a base fraca dificilmente poderia neutralizá-la.
Uma base forte não apenas neutralizaria todos os ácidos do ambiente, como também poderia participar de outras reações químicas com consequências adversas (e fatais).
É por esse motivo que algumas bases fracas, como magnésia do leite ou comprimidos de sais de fosfato ou bicarbonato de sódio, são usadas como antiácidos (imagem acima).
Todas as bases fracas têm em comum a presença de um par de elétrons ou uma carga negativa estabilizada na molécula ou íon. Assim, CO 3 – é uma base fraca contra OH – ; e essa base que produz menos OH – em sua dissociação (definição de Arrenhius) será a base mais fraca.
Dissociação
Uma base fraca pode ser escrita como BOH ou B. Diz-se que sofre uma dissociação quando as seguintes reações ocorrem nas duas fases líquidas (embora possa ocorrer em gases ou mesmo sólidos):
BOH <=> B + + OH –
B + H 2 O <=> HB + + OH –
Observe que, embora ambas as reações possam parecer diferentes, elas têm em comum a produção de OH – . Além disso, as duas dissociações estabelecem um equilíbrio, portanto são incompletas; isto é, apenas uma porcentagem da base realmente se dissocia (o que não ocorre com bases fortes como NaOH ou KOH).
A primeira reação está “mais ligada” à definição de Arrenhius para as bases: dissociação em água para dar espécies iônicas, especialmente o ânion hidroxil OH – .
Enquanto a segunda reação, obedece à definição de Bronsted-Lowry, uma vez que B está sendo protonado ou aceita H + da água.
No entanto, as duas reações, quando estabelecem um equilíbrio, são consideradas dissociações de uma base fraca.
Amoníaco
A amônia é talvez a base fraca mais comum de todas. Sua dissociação em água pode ser esquematizada da seguinte forma:
NH 3 (aq) + H 2 O (l) <=> NH 4 + (aq) + OH – (aq)
Portanto, o NH 3 se enquadra na categoria de bases representadas por ‘B’.
A constante de dissociação de amônia, K b , é dada pela seguinte expressão:
K b = [NH 4 + ] [OH – ] / [NH 3 ]
Que a 25 ° C em água é aproximadamente 1,8 x 10-5 . Calculando então seu pK b, você tem:
pK b = – log K b
= 4,74
Na dissociação do NH 3, ele recebe um próton da água, de modo que a água pode ser considerada como um ácido, de acordo com Bronsted-Lowry.
O sal formado no lado direito da equação é o hidróxido de amónio, NH 4 OH, o qual é dissolvido em água e não é nada mais do que a amónia aquosa. É por esse motivo que a definição de Arrenhius para uma base é atendida por amônia: sua dissolução na água produz os íons NH 4 + e OH – .
O NH 3 é capaz de doar um par de elétrons não compartilhados localizados no átomo de nitrogênio; É aqui que entra a definição de Lewis para uma base, [H 3 N:].
Exemplo de cálculo
A concentração da solução aquosa de metilamina a base fraca (CH 3 NH 2 ) é: [CH 3 NH 2 ] antes de dissociação = 0,010 M; [CH 3 NH 2 ], após dissociação = 0,008 M.
Calcule K b , pK b , pH e porcentagem de ionização.
K b
Primeiro, a equação de sua dissociação em água deve ser escrita:
CH 3 NH 2 (aq) + H 2 O (l) <=> CH 3 NH 3 + (aq) + OH – (aq)
Seguindo a expressão matemática de K b
K b = [CH 3 NH 3 + ] [OH – ] / [CH 3 NH 2 ]
No equilíbrio que detém que [CH 3 NH 3 + ] = [OH – ]. Estes iões vêm da dissociação de CH 3 NH 2 , em que a concentração destes iões é dada pela diferença entre a concentração de CH 3 NH 2 , antes e depois de se dissociam.
[CH 3 NH 2 ] dissociado = [CH 3 NH 2 ] Inicial – [CH 3 NH 2 ] equilíbrio
[CH 3 NH 2 ] dissociado = 0,01 M – 0,008 M
= 0,002 M
Em seguida, [CH 3 NH 3 + ] = [OH – ] = 2 ∙ 10 -3 M
K b = (2 ∙ 10 -3 ) 2 M / (8 ∙ 10 -2 ) M
= 5 ∙ 10 -4
pK b
K b calculado , é muito fácil determinar pK b
pK b = – log Kb
pK b = – log 5 ∙ 10 -4
= 3.301
pH
Para calcular o pH, uma vez que é uma solução aquosa, o pOH deve primeiro ser calculado e subtraído de 14:
pH = 14 – pOH
pOH = – log [OH – ]
E como a concentração de OH já é conhecida – o cálculo é direto
pOH = -log 2 ∙ 10 -3
= 2,70
pH = 14 – 2,7
= 11,3
Percentagem de ionização
Para calculá-lo, deve-se determinar quanto da base se dissociou. Como isso já foi feito nos pontos anteriores, a seguinte equação se aplica:
([CH 3 NH 3 + ] / [CH 3 NH 2 ] ° ) x 100%
Onde [CH 3 NH 2 ] ° é a concentração inicial da base, e [CH 3 NH 3 + ] concentração do seu ácido conjugado. Calculando então:
Porcentagem de ionização = (2 -3 10 -3 / 1 ∙ 10 -2 ) x 100%
= 20%
Propriedades
-As bases fracas de aminas têm um sabor amargo característico, presente nos peixes e neutralizado com o uso de limão.
-Têm baixa constante de dissociação, causando baixa concentração de íons em solução aquosa. Não sendo, por esse motivo, bons condutores de eletricidade.
-Em solução aquosa, originam um pH alcalino moderado, alterando a cor do papel de tornassol de vermelho para azul.
-Eles são principalmente aminas (bases orgânicas fracas).
-Algumas são as bases conjugadas de ácidos fortes.
-As bases moleculares fracas contêm estruturas capazes de reagir com H + .
Exemplos
Aminas
Metilamina, CH 3 NH 2 , Kb = 5,0 ∙ 10 -4 , pKb = 3,30
-Dimetilamina, (CH 3 ) 2 NH, Kb = 7,4 ∙ 10 -4 , pKb = 3,13
-Trimetilamina, (CH 3 ) 3 N, Kb = 7,4 ± 10 -5 , pKb = 4,13
Piridina, C 5 H 5 N, Kb = 1,5 ∙ 10 -9 , pKb = 8,82
-Anilina, C 6 H 5 NH 2 , Kb = 4,2 ∙ 10 -10 , pKb = 9,32.
Bases nitrogenadas
As bases nitrogenadas adenina, guanina, timina, citosina e uracil são bases fracas com grupos amino, que fazem parte dos nucleotídeos de ácidos nucleicos (DNA e RNA), onde residem as informações para transmissão hereditária.
A adenina, por exemplo, faz parte de moléculas como o ATP, o principal reservatório de energia dos seres vivos. Além disso, a adenina está presente em coenzimas como flavina adenil dinucleotídeo (FAD) e nicotina adenil dinucleotídeo (NAD), que estão envolvidas em inúmeras reações de redução de óxidos.
Bases Conjugadas
As seguintes bases fracas, ou que podem desempenhar uma função como tal, são ordenadas em ordem decrescente de basicidade: NH 2 > OH – > NH 3 > CN – > CH 3 COO – > F – > NO 3 – > Cl – > Br – > I – > ClO 4 – .
A localização das bases conjugadas dos hidrácidos na sequência dada indica que, quanto maior a força do ácido, menor a força da sua base conjugada.
Por exemplo, o ânion I – é uma base extremamente fraca, enquanto o NH 2 é o mais forte da série.
Por outro lado, finalmente, a basicidade de algumas bases orgânicas comuns pode ser ordenada da seguinte forma: alcóxido> aminas alifáticas – fenóxidos> carboxilatos = aminas aromáticas – aminas heterocíclicas.
Referências
- Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Química (8a ed.). Aprendizagem CENGAGE.
- Lleane Nieves M. (24 de março de 2014). Ácidos e bases. [PDF]. Recuperado de: uprh.edu
- Wikipedia (2018). Base fraca. Recuperado de: en.wikipedia.org
- Equipe Editorial (2018). Força de uma base e constante de dissociação básica. Produtos químicos Recuperado de: iquimicas.com
- Chung P. (22 de março de 2018). Ácidos e bases fracos. Libretexts de Química. Recuperado de: chem.libretexts.org