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.

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Fonte: Midnightcomm [GFDL (http://www.gnu.org/copyleft/fdl.html), CC-BY-SA-3.0 (http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/) ou CC BY 2.5 (https://creativecommons.org/licenses/by/2.5)], do Wikimedia Commons

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 .

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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 ]

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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

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-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

  1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Química (8a ed.). Aprendizagem CENGAGE.
  2. Lleane Nieves M. (24 de março de 2014). Ácidos e bases. [PDF]. Recuperado de: uprh.edu
  3. Wikipedia (2018). Base fraca. Recuperado de: en.wikipedia.org
  4. Equipe Editorial (2018). Força de uma base e constante de dissociação básica. Produtos químicos Recuperado de: iquimicas.com
  5. Chung P. (22 de março de 2018). Ácidos e bases fracos. Libretexts de Química. Recuperado de: chem.libretexts.org

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