Bases: características e exemplos - Ciência - 2023

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As bases são todos aqueles compostos químicos que podem aceitar prótons ou doar elétrons. Na natureza ou artificialmente existem bases inorgânicas e orgânicas. Portanto, seu comportamento pode ser previsto para muitas moléculas iônicas ou sólidos.

No entanto, o que diferencia uma base do resto das substâncias químicas é sua tendência marcante de doar elétrons em comparação com, por exemplo, espécies pobres em densidade de elétrons. Isso só é possível se o par eletrônico estiver localizado. Como conseqüência disso, as bases possuem regiões ricas em elétrons, δ-.

Quais propriedades organolépticas permitem que as bases sejam identificadas? Geralmente são substâncias cáusticas, que causam queimaduras graves por contato físico. Ao mesmo tempo, têm um toque de sabão e dissolvem facilmente as gorduras. Além disso, seus sabores são amargos.


Onde eles estão na vida diária? Uma fonte comercial e rotineira de fundações são os produtos de limpeza, de detergentes a sabonetes. Por isso a imagem de bolhas suspensas no ar pode ajudar a lembrar as bases, ainda que por trás delas existam muitos fenômenos físico-químicos envolvidos.

Muitas bases exibem propriedades totalmente diferentes. Por exemplo, alguns têm cheiros fortes e desagradáveis, como aminas orgânicas. Outros, por outro lado, como a amônia, são penetrantes e irritantes. Eles também podem ser líquidos incolores ou sólidos iônicos brancos.

No entanto, todas as bases têm algo em comum: elas reagem com ácidos, produzindo sais solúveis em solventes polares, como a água.

Características das bases

Além do que já foi mencionado, que características específicas devem ter todas as bases? Como eles podem aceitar prótons ou doar elétrons? A resposta está na eletronegatividade dos átomos da molécula ou íon; e entre todos eles, o oxigênio é o predominante, especialmente quando é encontrado como um íon hidroxila, OH–.


Propriedades físicas

As bases têm sabor azedo e, com exceção da amônia, são inodoras. Sua textura é escorregadia e tem a capacidade de mudar a cor do papel de tornassol para azul, laranja de metila para amarelo e fenolftaleína para roxo.

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 chamadas constantes de basicidade Kb.

Assim, as bases fortes têm uma grande constante de basicidade, de modo que tendem a se dissociar completamente. Exemplos desses ácidos são os álcalis, como o 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 e, portanto, está em equilíbrio químico.

Exemplos destes 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.


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 inferior a 7 é ácido. Um pH superior a 7 é básico. O ponto médio 7 representa um pH neutro. Uma solução neutra não é ácida nem alcalina.

A escala de pH é obtida em função da concentração de H+ na solução e é inversamente proporcional a ela. As bases, ao diminuir a concentração de prótons, aumentam o pH de uma solução.

Capacidade de neutralizar ácidos

Arrhenius, em sua teoria, propõe que os ácidos, sendo capazes de gerar prótons, reagem com a hidroxila das bases para formar sal e água da seguinte maneira:

HCl + NaOH → NaCl + H2OU.

Essa reação é chamada de neutralização e é a base da técnica analítica chamada titulação.

Capacidade de redução de óxido

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

As bases também tendem a se 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 bases.

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2NaAl (OH)4+ 3H2

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 aquelas que constituem a membrana celular.

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

Eles liberam OH–

Para começar, o OH– Pode estar presente em vários compostos, principalmente em hidróxidos metálicos, pois na companhia de metais tende a "levar" prótons para formar água. Assim, uma base pode ser qualquer substância que libera esse íon em solução por meio de um equilíbrio de solubilidade:

M (OH)2 <=> M2+ + 2OH–

Se o hidróxido for muito solúvel, o equilíbrio é totalmente deslocado para a direita da equação química e falamos de base forte. M (OH)2 Em vez disso, é uma base fraca, pois não libera completamente seus íons OH– na água. Uma vez que o oh– produzido pode neutralizar qualquer ácido que esteja ao seu redor:

Oh– + HA => A– + H2OU

E então o OH– desprotona o ácido HA para se transformar em água. Por quê? Porque o átomo de oxigênio é muito eletronegativo e também tem um excesso de densidade eletrônica devido à carga negativa.

O tem três pares de elétrons livres e pode doar qualquer um deles ao átomo de H parcialmente carregado positivamente, δ +. Além disso, a grande estabilidade energética da molécula de água favorece a reação. Em outras palavras: H2Ou é muito mais estável do que HA, e quando isso for verdade, ocorrerá a reação de neutralização.

Bases conjugadas

E quanto a OH– já–? Ambos são bases, com a diferença de que A– é o base conjugada ácido HA. Além disso, A– é uma base muito mais fraca do que OH–. A partir daqui, chega-se à seguinte conclusão: uma base reage para gerar outra mais fraca.

Base Forte + Ácido Forte => Base Fraco + Ácido Fraco

Como pode ser visto na equação química geral, o mesmo é verdadeiro para os ácidos.

Base Conjugada A– pode desprotonar uma molécula em uma reação conhecida como hidrólise:

PARA– + H2O <=> HA + OH–

No entanto, ao contrário de OH–, estabelece um equilíbrio quando neutralizado com água. Novamente, é porque A– é uma base muito mais fraca, mas o suficiente para produzir uma mudança no pH da solução.

Portanto, todos os sais que contêm A– eles são conhecidos como sais básicos. Um exemplo deles é o carbonato de sódio, Na2CO3, que após a dissolução basifica a solução por meio da reação de hidrólise:

CO32– + H2OU <=> HCO3– + OH–

Eles têm átomos de nitrogênio ou substituintes que atraem a densidade de elétrons

Uma base não é apenas sólidos iônicos com ânions OH– em sua estrutura cristalina, eles também podem ter outros átomos eletronegativos, como o nitrogênio. Esses tipos de bases pertencem à química orgânica, e entre as mais comuns estão as aminas.

Qual é o grupo amina? R - NH2. No átomo de nitrogênio, há um par eletrônico não compartilhado, que pode, assim como o OH–, desprotonar uma molécula de água:

R - NH2 + H2OU <=> RNH3+ + OH–

O equilíbrio está muito à esquerda, uma vez que a amina, embora básica, é muito mais fraca do que OH–. Observe que a reação é semelhante à da molécula de amônia:

NH3 + H2O <=> NH4+ + OH–

Só que as aminas não podem formar adequadamente o cátion, NH4+; embora RNH3+ é o cátion amônio com uma monossubstituição.

E pode reagir com outros compostos? Sim, com qualquer pessoa que tenha hidrogênio suficientemente ácido, mesmo que a reação não ocorra completamente. Ou seja, apenas uma amina muito forte reage sem estabelecer o equilíbrio. Da mesma forma, as aminas podem doar seu par de elétrons para espécies diferentes de H (como radicais alquil: -CH3).

Bases com anéis aromáticos

As aminas também podem ter anéis aromáticos. Se seu par de elétrons puder ser "perdido" dentro do anel, porque o anel atrai a densidade do elétron, então sua basicidade diminuirá. Por quê? Porque quanto mais localizado o par estiver dentro da estrutura, mais rápido ele reagirá com as espécies pobres em elétrons.

Por exemplo, NH3 é básico porque seu par de elétrons não tem para onde ir. O mesmo ocorre com as aminas, sejam elas primárias (RNH2), secundário (R2NH) ou terciário (R3N). Estes são mais básicos que a amônia porque, além do que acabamos de explicar, o nitrogênio atrai maiores densidades eletrônicas dos substituintes R, aumentando assim δ-.

Mas quando existe um anel aromático, este par pode entrar em ressonância dentro dele, impossibilitando a participação na formação de ligações com H ou outras espécies. Portanto, as aminas aromáticas tendem a ser menos básicas, a menos que o par de elétrons permaneça fixo no nitrogênio (como é o caso da molécula de piridina).

Exemplos de bases

NaOH

O hidróxido de sódio é uma das bases mais utilizadas em todo o mundo. Suas aplicações são inúmeras, mas entre elas podemos citar seu uso para saponificar algumas gorduras e assim fazer sais básicos de ácidos graxos (sabões).

CH3OCH3

Estruturalmente, a acetona pode parecer não aceitar prótons (ou doar elétrons), mas aceita, embora seja uma base muito fraca. Isso ocorre porque o átomo O eletronegativo atrai as nuvens de elétrons dos grupos CH.3, enfatizando a presença de seus dois pares de elétrons (: O :).

Hidróxidos alcalinos

Além do NaOH, os hidróxidos de metais alcalinos também são bases fortes (com a pequena exceção do LiOH). Assim, entre outras bases, existem as seguintes:

-KOH: hidróxido de potássio ou potássio cáustico, é uma das bases mais utilizadas no laboratório ou na indústria, devido ao seu grande poder desengordurante.

-RbOH: hidróxido de rubídio.

-CsOH: hidróxido de césio.

-FrOH: hidróxido de frâncio, cuja basicidade é teoricamente considerada uma das mais fortes já conhecidas.

Bases orgânicas

-CH3CH2NH2: etilamina.

-LiNH2: amida de lítio. Junto com amida de sódio, NaNH2, são uma das bases orgânicas mais fortes. Neles, o ânion amida, NH2– É a base que desprotona a água ou reage com ácidos.

-CH3ONa: metóxido de sódio. Aqui a base é o ânion CH3OU–, que pode reagir com ácidos para produzir metanol, CH3OH.

-Os reagentes de Grignard: possuem um átomo de metal e um halogênio, RMX. Nesse caso, o radical R é a base, mas não exatamente porque tira um hidrogênio ácido, mas porque cede seu par de elétrons que compartilha com o átomo metálico. Por exemplo: brometo de etilmagnésio, CH3CH2MgBr. Eles são muito úteis na síntese orgânica.

NaHCO3

O bicarbonato de sódio é usado para neutralizar a acidez em condições moderadas, por exemplo, dentro da boca como aditivo em pastas de dente.

Referências

  1. Merck KGaA. (2018). Bases orgânicas. Retirado de: sigmaaldrich.com
  2. Wikipedia. (2018). Bases (química). Retirado de: es.wikipedia.org
  3. Química 1010. Ácidos e bases: o que são e onde se encontram. [PDF]. Retirado de: cactus.dixie.edu
  4. Ácidos, bases e escala de pH. Retirado de: 2.nau.edu
  5. O Grupo Bodner. Definições de ácidos e bases e o papel da água. Retirado de: chemed.chem.purdue.edu
  6. Chemistry LibreTexts. Bases: propriedades e exemplos. Retirado de: chem.libretexts.org
  7. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. No Ácidos e bases. (quarta edição). Mc Graw Hill.
  8. Helmenstine, Todd. (4 de agosto de 2018). Nomes de 10 bases. Recuperado de: Thoughtco.com