Bases fracas: dissociação, propriedades e exemplos - Ciência - 2023

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As bases fracas são espécies com pouca tendência a doar elétrons, dissociar-se em soluções aquosas ou aceitar prótons. O prisma com o qual suas características são analisadas é regido pela definição decorrente dos estudos de vários cientistas famosos.

Por exemplo, de acordo com a definição de Bronsted-Lowry, uma base fraca é aquela que aceita de forma muito reversível (ou nula) um íon hidrogênio H⁺. Na água, sua molécula H₂O é aquele que doa um H⁺ para a base circundante. Se em vez de água fosse um ácido fraco HA, então a base fraca dificilmente poderia neutralizá-lo.

Uma base forte não apenas neutralizaria todos os ácidos do meio ambiente, mas também poderia participar de outras reações químicas com consequências adversas (e mortais).

É por esta razão que algumas bases fracas, como a magnésia do leite, ou sais de fosfato ou comprimidos de bicarbonato de sódio, são usados como antiácidos (imagem superior).

Todas as bases fracas têm em comum a presença de um par de elétrons ou uma carga negativa estabilizada na molécula ou íon. Assim, o CO₃^– é uma base fraca contra OH^–; e a 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 dissociação quando as seguintes reações ocorrem com ambas as bases na fase líquida (embora possa ocorrer em gases ou mesmo sólidos):

BOH <=> B⁺ + OH^–

B + H₂O <=> 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 é o caso com bases fortes como NaOH ou KOH).

A primeira reação "adere" mais de perto à definição de Arrenhius para bases: dissociação em água para dar espécies iônicas, especialmente o ânion hidroxila 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 bases fracas.

Amônia

A amônia é talvez a base fraca mais comum de todas. Sua dissociação em água pode ser esquematizada da seguinte forma:

NH₃ (ac) + H₂O (l) <=> NH₄⁺ (ac) + OH^– (ac)

Portanto, NH₃ Ele se enquadra na categoria de bases representadas por 'B'.

A constante de dissociação da amônia, K_b, é dado pela seguinte expressão:

K_b = [NH₄⁺] [OH^–] / [NH₃]

Que a 25 ° C na água é cerca de 1,8 x 10^-5. Em seguida, calculando seu pK_b se tem:

pK_b = - log K_b

= 4,74

Na dissociação de NH₃ Este recebe um próton da água, então a água pode ser considerada um ácido de acordo com Bronsted-Lowry.

O sal formado no lado direito da equação é hidróxido de amônio, NH₄OH, que é dissolvido em água e nada mais é do que amônia aquosa. É por esta razão que a definição de Arrenhius para uma base é preenchida com a amônia: sua dissolução em água produz íons NH₄⁺ e OH^–.

NH₃ 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, [H₃N:].

Exemplo de cálculo

A concentração da solução aquosa da metilamina de base fraca (CH₃NH₂) é o seguinte: [CH₃NH₂] antes da dissociação = 0,010 M; [CH₃NH₂] após dissociação = 0,008 M.

Calcular K_b, pK_b, pH e porcentagem de ionização.

K_b

Primeiro, a equação de sua dissociação em água deve ser escrita:

CH₃NH₂ (ac) + H₂O (l) <=> CH₃NH₃⁺ (ac) + OH^– (ac)

Seguindo a expressão matemática de K_b

K_b = [CH₃NH₃⁺] [OH^–] / [CH₃NH₂]

Em equilíbrio, fica satisfeito que [CH₃NH₃⁺] = [OH^–] Esses íons vêm da dissociação de CH₃NH₂, então a concentração desses íons é dada pela diferença entre a concentração de CH₃NH₂ antes e depois da dissociação.

[CH₃NH₂]_dissociado = [CH₃NH₂]_inicial- [CH₃NH₂]_Saldo

[CH₃NH₂]_dissociado= 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Então, [CH₃NH₃⁺] = [OH^–] = 2∙10^-3M

K_b = (2∙10^-3)² M / (8 ∙ 10^-2) M

= 5∙10^-4

pK_b

K calculado_b, é muito fácil determinar o 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

Porcentagem de ionização

Para calculá-lo, deve-se determinar o quanto da base foi dissociada. Como isso já foi feito nos pontos anteriores, aplica-se a seguinte equação:

([CH₃NH₃⁺] / [CH₃NH₂]^°) x 100%

Onde [CH₃NH₂]^° é a concentração inicial da base, e [CH₃NH₃⁺] a concentração de seu ácido conjugado. Calculando então:

Porcentagem de ionização = (2 ∙ 10^-3 / 1∙10^-2) x 100%

= 20%

Propriedades

-As bases aminas fracas têm um sabor amargo característico, presente no peixe e que se neutraliza com a utilização de limão.

-Têm uma constante de dissociação baixa, razão pela qual causam uma baixa concentração de íons em solução aquosa. Não sendo, por isso, bons condutores de eletricidade.

- Em solução aquosa, causam um pH alcalino moderado, razão pela qual mudam a cor do papel de tornassol de vermelho para azul.

-São principalmente aminas (bases orgânicas fracas).

-Alguns são as bases conjugadas de ácidos fortes.

- As bases moleculares fracas contêm estruturas capazes de reagir com H⁺.

Exemplos

Aminas

-Metilamina, CH₃NH₂, Kb = 5,0 ∙ 10^-4, pKb = 3,30

-Dimetilamina, (CH₃)₂NH, Kb = 7,4 ∙ 10^-4, pKb = 3,13

-Trimetilamina, (CH₃)₃N, Kb = 7,4 ∙ 10^-5, pKb = 4,13

-Piridina, C₅H₅N, Kb = 1,5 ∙ 10^-9, pKb = 8,82

-Anilina, C₆H₅NH₂, Kb = 4,2 ∙ 10^-10, pKb = 9,32.

Bases de nitrogênio

As bases nitrogenadas adenina, guanina, timina, citosina e uracila são bases fracas com grupos amino, que fazem parte dos nucleotídeos dos ácidos nucléicos (DNA e RNA), onde reside a informação para a transmissão hereditária.

A adenina, por exemplo, faz parte de moléculas como o ATP, 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 numerosas reações de oxidação-redução.

Bases conjugadas

As seguintes bases fracas, ou que podem cumprir uma função como tal, são ordenadas em ordem decrescente de basicidade: NH₂ > OH^– > NH₃ > CN^– > CH₃COO^– > F^– > NÃO₃^– > Cl^– > Br^– > Eu^– > ClO₄^–.

A localização das bases conjugadas dos hidrácidos na sequência dada indica que quanto maior a força do ácido, menor a força de sua base conjugada.

Por exemplo, o ânion I^– é uma base extremamente fraca, enquanto NH₂ É o mais forte da série.

Por outro lado, finalmente, a basicidade de algumas bases orgânicas comuns pode ser arranjada da seguinte maneira: alcóxido> aminas alifáticas ≈ fenóxidos> carboxilatos = aminas aromáticas ≈ aminas heterocíclicas.

Referências

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
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 base e constante de dissociação básica. químico. Recuperado de: iquimicas.com
Chung P. (22 de março de 2018). Ácidos e bases fracos. Bibliografia de química. Recuperado de: chem.libretexts.org