Base (química)

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Os sabonetes são bases fracas formadas pela reação de ácidos graxos com hidróxido de sódio ou hidróxido de potássio .

Na química , existem três definições no uso comum da palavra base , conhecidas como bases de Arrhenius, bases de Brønsted e bases de Lewis. Todas as definições concordam que as bases são substâncias que reagem com ácidos como originalmente proposto por G.-F. Rouelle em meados do século XVIII.

Svante Arrhenius propôs em 1884 que uma base é uma substância que se dissocia em solução aquosa para formar íons hidróxido OH - . Esses íons podem reagir com íons de hidrogênio (H + de acordo com Arrhenius) a partir da dissociação de ácidos para formar água em uma reação ácido-base . Uma base era, portanto, um hidróxido de metal, como NaOH ou Ca (OH) 2 . Essas soluções aquosas de hidróxido também foram descritas por certas propriedades características. Eles são escorregadios ao toque, podem ter gosto amargo [1] e mudar a cor dos indicadores de pH (por exemplo, ficarem vermelhospapel de tornassol azul).

Na água, ao alterar o equilíbrio de autoionização , as bases geram soluções nas quais a atividade do íon hidrogênio é menor do que na água pura, ou seja, a água tem um pH superior a 7,0 nas condições padrão. Uma base solúvel é chamada de álcali se ela contém e libera íons OH - quantitativamente . Óxidos metálicos , hidróxidos e especialmente alcóxidos são básicos, e as bases conjugadas de ácidos fracos são bases fracas.

Bases e ácidos são vistos como opostos químicos porque o efeito de um ácido é aumentar a concentração de hidrônio (H 3 O + ) na água, enquanto as bases reduzem essa concentração. Uma reação entre soluções aquosas de um ácido e uma base é chamada de neutralização , produzindo uma solução de água e um sal em que o sal se separa em seus íons componentes. Se a solução aquosa está saturada com um determinado sal soluto , qualquer sal adicional precipita da solução.

Na teoria mais geral do ácido-base de Brønsted-Lowry (1923), uma base é uma substância que pode aceitar cátions de hidrogênio (H + ) - de outra forma conhecidos como prótons . Isso inclui hidróxidos aquosos, uma vez que OH - reage com H + para formar água, de modo que as bases de Arrhenius são um subconjunto das bases de Brønsted. No entanto, existem também outras bases de Brønsted que aceitam prótons, como soluções aquosas de amônia (NH 3 ) ou seus derivados orgânicos ( aminas ). [2] Essas bases não contêm um íon hidróxido, mas reagem com a água, resultando em um aumento na concentração do íon hidróxido.[3] Além disso, alguns solventes não aquosos contêm bases de Brønsted que reagem comprótons solvatados . Por exemplo, na amônia líquida , NH 2 - é a espécie de íon básico que aceita prótons de NH 4 + , a espécie ácida neste solvente.

GN Lewis percebeu que água, amônia e outras bases podem formar uma ligação com um próton devido ao par não compartilhado de elétrons que as bases possuem. [3] Na teoria de Lewis , uma base é um par de elétrons doador que pode compartilhar um par de elétrons com um aceptor de elétrons que é descrito como um ácido de Lewis. [4] A teoria de Lewis é mais geral do que o modelo de Brønsted porque o ácido de Lewis não é necessariamente um próton, mas pode ser outra molécula (ou íon) com um orbital vazio que pode aceitar um par de elétrons. Um exemplo notável é o trifluoreto de boro (BF 3 ).

Algumas outras definições de bases e ácidos foram propostas no passado, mas não são comumente usadas hoje.

Propriedades

As propriedades gerais das bases incluem:

  • As bases concentradas ou fortes são cáusticas na matéria orgânica e reagem violentamente com as substâncias ácidas.
  • Soluções aquosas ou bases fundidas se dissociam em íons e conduzem eletricidade.
  • Reações com indicadores : as bases tornam-se papel de tornassol vermelho azul, fenolftaleína rosa, mantêm o azul do bromotimol em sua cor natural de azul e tornam-se amarelo-alaranjado de metila.
  • O pH de uma solução básica em condições padrão é maior do que sete.
  • As bases são amargas. [5]

Reações entre bases e água

A seguinte reação representa a reação geral entre uma base (B) e água para produzir um ácido conjugado (BH + ) e uma base conjugada (OH - ): [3]

B (aq) + H 2 O ( l ) ⇌ BH + (aq) + OH - (aq)

A constante de equilíbrio, K b , para esta reação pode ser encontrada usando a seguinte equação geral: [3]

K b = [BH + ] [OH - ] / [B]

Nesta equação, a base (B) e o extremamente base forte (a base conjugada OH - ) compita para o protão. [6] Como resultado, as bases que reagem com a água têm valores de constante de equilíbrio relativamente pequenos. [6] A base é mais fraca quando tem um valor de constante de equilíbrio inferior. [3]

Neutralização de ácidos

Amoníaco fumos de aquosa de hidróxido de amónio (em tubo de ensaio) a reacção com ácido clorídrico (em proveta ) para produzir cloreto de amónio (fumo branco).

As bases reagem com ácidos para neutralizar uns aos outros em uma taxa rápida tanto na água quanto no álcool. [7] Quando dissolvido em água, o hidróxido de sódio de base forte se ioniza em hidróxido e íons de sódio:

NaOH → Na+
+ OH-

e da mesma forma, na água, o ácido clorídrico forma íons hidrônio e cloreto:

HCl + H
2
O
H
3
O+
+ Cl-

Quando as duas soluções são misturadas, o H
3
O+
e OH-
íons se combinam para formar moléculas de água:

H
3
O+
+ OH-
→ 2 H
2
O

Se quantidades iguais de NaOH e HCl são dissolvidas, a base e o ácido se neutralizam exatamente, deixando apenas NaCl, efetivamente sal de cozinha , em solução.

Bases fracas, como bicarbonato de sódio ou clara de ovo, devem ser usadas para neutralizar qualquer derramamento de ácido. Os derramamentos de ácido neutralizante com bases fortes, como hidróxido de sódio ou hidróxido de potássio , podem causar uma reação exotérmica violenta, e a própria base pode causar tantos danos quanto o derramamento de ácido original.

Alcalinidade de não-hidróxidos

As bases são geralmente compostos que podem neutralizar uma quantidade de ácidos. Tanto o carbonato de sódio quanto a amônia são bases, embora nenhuma dessas substâncias contenha OH-
grupos. Ambos os compostos aceitam H + quando dissolvidos em solventes próticos , como água:

Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 Na + + HCO 3 - + OH -
NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH -

A partir disso, um pH , ou acidez, pode ser calculado para soluções aquosas de bases. As bases também atuam diretamente como doadoras de pares de elétrons:

CO 3 2− + H + → HCO 3 -
NH 3 + H + → NH 4 +

Uma base também é definida como uma molécula que tem a capacidade de aceitar uma ligação de par de elétrons ao entrar na camada de valência de outro átomo por possuir um par de elétrons. [7] Há um número limitado de elementos que possuem átomos com a capacidade de fornecer propriedades básicas a uma molécula. [7] O carbono pode atuar como base, bem como nitrogênio e oxigênio . O flúor e, às vezes, os gases raros também possuem essa capacidade. [7] Isso ocorre normalmente em compostos como butil-lítio , alcóxidos e amidas de metal , como amida de sódio . Bases de carbono, nitrogênio e oxigênio sem ressonânciaestabilização são geralmente muito fortes, ou superbases , que não podem existir em uma solução aquosa devido à acidez da água. A estabilização de ressonância, no entanto, permite bases mais fracas, como carboxilatos; por exemplo, o acetato de sódio é uma base fraca .

Bases fortes

Uma base forte é um composto químico básico que pode remover um próton (H + ) de (ou desprotonar ) uma molécula até mesmo de um ácido muito fraco (como a água) em uma reação ácido-base. Exemplos comuns de bases fortes incluem hidróxidos de metais alcalinos e metais alcalino-terrosos, como NaOH e Ca (OH)
2
, respectivamente. Devido à sua baixa solubilidade, algumas bases, como os hidróxidos alcalino-terrosos, podem ser usadas quando o fator de solubilidade não é levado em consideração. [8] Uma vantagem dessa baixa solubilidade é que "muitos antiácidos eram suspensões de hidróxidos de metal, como hidróxido de alumínio e hidróxido de magnésio." [9] Esses compostos têm baixa solubilidade e têm a capacidade de interromper o aumento na concentração do íon hidróxido, evitando danos aos tecidos da boca, esôfago e estômago. [9] Conforme a reação continua e os sais se dissolvem, o ácido do estômago reage com o hidróxido produzido pelas suspensões. [9] Bases fortes hidrolisam na água quase completamente, resultando no efeito de nivelamento. " [7] Nesse processo, a molécula de água se combina com uma base forte, devido à capacidade anfotérica da água; e, um íon hidróxido é liberado. [7] Bases muito fortes podem até mesmo desprotonar grupos C – H muito fracamente ácidos em a ausência de água. Aqui está uma lista de várias bases fortes:

Hidróxido de lítio LiOH
Hidróxido de sódio NaOH
Hidróxido de potássio KOH
Hidróxido de rubídio RbOH
Hidróxido de césio CsOH
Hidróxido de magnésio Mg (OH)
2
Hidróxido de cálcio Ca (OH)
2
Hidróxido de estrôncio Sr (OH)
2
Hidróxido de bário Ba (OH)
2
Hidróxido de tetrametilamônio N (CH
3
)
4
OH
Guanidina HNC (NH
2
)
2

Os cátions dessas bases fortes aparecem no primeiro e segundo grupos da tabela periódica (metais alcalinos e alcalinos terrosos). Hidróxidos de amônio tetraalquilados também são bases fortes, pois se dissociam completamente em água. A guanidina é um caso especial de uma espécie excepcionalmente estável quando protonada, de forma análoga à razão que torna o ácido perclórico e o ácido sulfúrico ácidos muito fortes.

Ácidos com ap K a superior a cerca de 13 são considerados muito fracos e suas bases conjugadas são bases fortes.

Superbases

Os sais do grupo 1 de carbânions, amidas e hidretos tendem a ser bases ainda mais fortes devido à extrema fraqueza de seus ácidos conjugados, que são hidrocarbonetos estáveis, aminas e dihidrogênio. Normalmente, essas bases são criadas adicionando metais alcalinos puros, como sódio, ao ácido conjugado. Eles são chamados de superbases e é impossível mantê-los em solução aquosa porque são bases mais fortes do que o íon hidróxido. Como tal, eles desprotonam a água ácida conjugada. Por exemplo, o íon etóxido (a base conjugada do etanol) na presença de água sofre essa reação.

CH
3
CH
2
O-
+ H
2
O
CH
3
CH
2
OH
+ OH-

Exemplos de superbases comuns são:

As superbases mais fortes foram sintetizadas apenas na fase gasosa:

Bases fracas

Uma base fraca é aquela que não ioniza totalmente em uma solução aquosa , ou na qual a protonação está incompleta. Por exemplo, a amônia transfere um próton para a água de acordo com a equação [10]

A constante de equilíbrio para esta reação a 25 ° C é 1,8 x 10 −5 , [11] de modo que a extensão da reação ou grau de ionização é muito pequeno.

Bases de lewis

Uma base de Lewis ou doador de par de elétrons é uma molécula com um par de elétrons de alta energia que pode ser compartilhado com um orbital vazio de baixa energia em uma molécula aceptora para formar um aduto . Além de H + , possíveis aceitadores (ácidos de Lewis) incluem moléculas neutras como BF 3 e íons metálicos como Ag + ou Fe 3+ . Adutos envolvendo íons metálicos são geralmente descritos como complexos de coordenação . [12]

De acordo com a formulação original de Lewis , quando uma base neutra forma uma ligação com um ácido neutro, ocorre uma condição de estresse elétrico. [7] O ácido e a base compartilham o par de elétrons que antes pertencia apenas à base. [7] Como resultado, um alto momento de dipolo é criado, que só pode ser destruído reorganizando as moléculas. [7]

Bases sólidas

Exemplos de bases sólidas incluem:

  • Misturas de óxidos: SiO 2 , Al 2 O 3 ; MgO, SiO 2 ; CaO, SiO 2 [13]
  • Bases montadas: LiCO 3 em sílica; NR 3 , NH 3 , KNH 2 sobre alumina; NaOH, KOH montado em sílica sobre alumina [13]
  • Produtos químicos inorgânicos: BaO, KNaCO 3 , BeO, MgO, CaO, KCN [13]
  • Resinas de troca aniônica [13]
  • Carvão que foi tratado a 900 graus Celsius ou ativado com N 2 O, NH 3 , ZnCl 2 -NH 4 Cl-CO 2 [13]

Dependendo da capacidade de uma superfície sólida de formar com sucesso uma base conjugada absorvendo um ácido eletricamente neutro, a força básica da superfície é determinada. [14] "O número de locais básicos por unidade de área de superfície do sólido" é usado para expressar quanta base é encontrada em um catalisador de base sólida. [14] Os cientistas desenvolveram dois métodos para medir a quantidade de sítios básicos: titulação com ácido benzóico usando indicadores e adsorção de ácido gasoso. [14] Um sólido com força básica suficiente absorverá um indicador de ácido eletricamente neutro e fará com que a cor do indicador de ácido mude para a cor de sua base conjugada. [14] Ao realizar o método de adsorção de ácido gasoso, o óxido nítrico é usado. [14]Os locais básicos são então determinados usando a quantidade de dióxido de carbono que é absorvida. [14]

Bases como catalisadores

As substâncias básicas podem ser usadas como catalisadores heterogêneos insolúveis para reações químicas . Alguns exemplos são óxidos de metal, como óxido de magnésio , óxido de cálcio e óxido de bário , bem como fluoreto de potássio na alumina e alguns zeólitos . Muitos metais de transição são bons catalisadores, muitos dos quais formam substâncias básicas. Catalisadores básicos têm sido usados ​​para hidrogenações , migração de ligações duplas , redução de Meerwein-Ponndorf-Verley , reação de Michael, e muitas outras reações. Ambos CaO e BaO podem ser catalisadores altamente ativos se forem tratados com calor de alta temperatura. [14]

Usos de bases

  • O hidróxido de sódio é usado na fabricação de sabão, papel e raiom de fibra sintética .
  • O hidróxido de cálcio (cal apagada) é usado na fabricação de pó de branqueamento.
  • O hidróxido de cálcio também é usado para limpar o dióxido de enxofre, que é causado pela exaustão, que é encontrada em usinas e fábricas. [9]
  • O hidróxido de magnésio é usado como um 'antiácido' para neutralizar o excesso de ácido no estômago e curar a indigestão.
  • O carbonato de sódio é usado como carbonato de sódio e para amaciar a água dura.
  • O bicarbonato de sódio (ou hidrogenocarbonato de sódio) é usado como bicarbonato de sódio para cozinhar alimentos, para fazer fermento em pó, como um antiácido para curar indigestão e em extintor de ácido sódico.
  • Hidróxido de amônio é usado para remover manchas de graxa de roupas

Acidez de bases

O número de íons hidróxido ionizável (OH-) presentes em uma molécula de base é chamado de acidez de bases. [15] Com base na acidez, as bases podem ser classificadas em três tipos: monoacídica, diacídica e triacídica.

Bases monoacídicas

Quando uma molécula de uma base por meio de ionização completa produz um íon hidróxido , a base é considerada uma base monoacídica. Exemplos de bases monoacídicas são:

Hidróxido de sódio , hidróxido de potássio , hidróxido de prata , hidróxido de amónio , etc.

Bases diacídicas

Quando uma molécula de base por meio de ionização completa produz dois íons hidróxido , a base é dita diacídica. Exemplos de bases diacídicas são:

Hidróxido de bário , hidróxido de magnésio , hidróxido de cálcio , hidróxido de zinco , de ferro (II), hidróxido , de estanho (II), hidróxido , chumbo (II), hidróxido de , cobre (II), hidróxido , etc.

Bases Triacídicas

Quando uma molécula de base, por meio de ionização completa, produz três íons hidróxido , diz-se que a base é triacídica. [16] Exemplos de bases tri-acídicas são:

Hidróxido de alumínio , hidróxido ferroso , tri- hidróxido de ouro , [17]

Etimologia do termo

O conceito de base deriva de uma noção alquímica mais antiga de "a matriz":

O termo "base" parece ter sido usado pela primeira vez em 1717 pelo químico francês Louis Lémery , como sinônimo do termo paracelso mais antigo "matriz". De acordo com o animismo do século 16 , Paracelso postulou que sais de ocorrência natural cresceram dentro da terra como resultado de um ácido universal ou princípio seminal ter impregnado uma matriz terrestre ou útero. ... Seu significado moderno e introdução geral no vocabulário químico, entretanto, é geralmente atribuído ao químico francês Guillaume-François Rouelle. ... Em 1754 Rouelle definiu explicitamente um sal neutro como o produto formado pela união de um ácido com qualquer substância, seja um álcali solúvel em água, um álcali volátil, uma terra absorvente, um metal ou um óleo, capaz de servindo de "base" para o sal "dando-lhe uma forma concreta ou sólida". A maioria dos ácidos conhecidos no século 18 eram líquidos voláteis ou "espíritos" capazes de destilar, enquanto os sais, por sua própria natureza, eram sólidos cristalinos. Portanto, foi a substância que neutralizou o ácido que supostamente destruiu a volatilidade ou espírito do ácido e que conferiu a propriedade de solidez (isto é, deu uma base de concreto) ao sal resultante.

-  William Jensen, A origem do termo "base" [18]

Veja também

Referências

  1. ^ Johlubl, Matthew E. (2009). Investigando química: uma perspectiva da ciência forense (2ª ed.). Nova York: WH Freeman and Co. ISBN 978-1429209892. OCLC  392223218 .
  2. ^ Whitten e outros. (2009) , p. 363.
  3. ^ a b c d e Zumdahl & DeCoste (2013) , p. 257.
  4. ^ Whitten e outros. (2009) , p. 349.
  5. ^ "Definição de BASE" . www.merriam-webster.com . Arquivado do original em 21 de março de 2018 . Retirado em 3 de maio de 2018 .
  6. ^ a b Zumdahl & DeCoste (2013) , p. 258.
  7. ^ a b c d e f g h i Lewis, Gilbert N. (setembro de 1938). “Ácidos e Bases” . Jornal do Instituto Franklin . 226 (3): 293–313. doi : 10.1016 / S0016-0032 (38) 91691-6 . Retirado em 3 de setembro de 2020 .
  8. ^ Zumdahl & DeCoste (2013) , p. 255
  9. ^ a b c d Zumdahl & DeCoste (2013) , p. 256.
  10. ^ Whitten, Kenneth W .; Gailey, Kenneth D .; Davis, Raymond E. (1992). Química Geral (4ª ed.). Publicação do Saunders College. p. 358. ISBN 0-03-072373-6.
  11. ^ Petrucci, Ralph H .; Harwood, William S .; Herring, F. Geoffrey (2002). Química Geral. Princípios e aplicações modernas (8ª ed.). Prentice Hall. p. 678. ISBN 0-13-014329-4.
  12. ^ Miessler, Gary L .; Tarr, Donald A. (1999). Inorganic Chemistry (2ª ed.). Prentice-Hall. pp. 157–159. ISBN 0-13-841891-8.
  13. ^ a b c d e Tanabe, Kozo (1970). Ácidos e bases sólidas: suas propriedades catalíticas . Academic Press. p. 2. ISBN 9780323160582. Retirado em 19 de fevereiro de 2015 .
  14. ^ a b c d e f g Tanabe, K .; Misono, M .; Ono, Y .; Hattori, H. (1990). Novos ácidos e bases sólidas: suas propriedades catalíticas . Elsevier. p. 14. ISBN 9780080887555. Retirado em 19 de fevereiro de 2015 .
  15. ^ "Eletrófilo - Nucleófilo - Basicidade - Acidez - Escala de pH" . Colegiado da cidade . Arquivado do original em 30 de junho de 2016 . Retirado em 20 de junho de 2016 .
  16. ^ "O que é TRIACIDIC? Definição de TRIACIDIC (Dicionário de Ciências)" . Dicionário de Ciências . 14 de setembro de 2013 . Retirado em 14 de março de 2019 .[ link morto permanente ]
  17. ^ "Introdução às bases: classificação, exemplos com perguntas e vídeos" . Toppr-guias . 2 de fevereiro de 2018. Arquivado do original em 26 de julho de 2020 . Retirado em 14 de março de 2019 .
  18. ^ Jensen, William B. (2006). "A origem do termo 'base ' " (PDF) . The Journal of Chemical Education . 83 (8): 1130. Bibcode : 2006JChEd..83.1130J . doi : 10.1021 / ed083p1130 . Arquivado do original (PDF) em 4 de março de 2016.
  • Whitten, Kenneth W .; Peck, Larry; Davis, Raymond E .; Lockwood, Lisa; Stanley, George G. (2009). Química (9ª ed.). ISBN 978-0-495-39163-0.
  • Zumdahl, Steven; DeCoste, Donald (2013). Princípios Químicos (7ª ed.). Mary Finch.