Bases e exemplos característicos

O bases eles 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 ou sólidos iônicos.

No entanto, o que diferencia uma base do resto das substâncias químicas é a sua tendência marcada de doar elétrons para, por exemplo, espécies que são pobres em densidade eletrônica. Isso é possível somente se o par eletrônico estiver localizado. Como conseqüência disso, as bases têm regiões ricas em elétrons, δ-.

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

Onde eles estão na vida cotidiana? Uma fonte comercial e rotineira das bases são produtos de limpeza, de detergentes a sabonetes. Por esta razão, a imagem de bolhas suspensas no ar pode ajudar a lembrar as bases, mesmo quando por trás delas há muitos fenômenos físico-químicos envolvidos.

Muitas bases exibem propriedades totalmente diferentes. Por exemplo, alguns emitem odores nauseantes e intensos, como o de aminas orgânicas. Outros, por outro lado, como a amônia, são penetrantes e irritantes. Eles também podem ser líquidos incolores ou sólidos brancos iônicos.

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

Índice

• 1 Características das bases
  • 1.1 Libertar OH-
  • 1.2 Eles têm átomos de nitrogênio ou substituintes que atraem densidade eletrônica
  • 1.3 Transforme os indicadores ácido-base em cores de pH alto
• 2 Exemplos de bases
  • 2,1 NaOH
  • 2,2 CH3OCH3
  • 2,3 hidróxidos alcalinos
  • 2.4 Bases orgânicas
  • 2,5 NaHCO3
• 3 referências

Características das bases

Além do acima 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 íon oxidado, OH^-.

Eles liberam OH^-

Para começar, o OH^- Pode estar presente em muitos compostos, principalmente em hidróxidos metálicos, porque na companhia de metais tende a "arrancar" prótons para formar água. Assim, uma base pode ser qualquer substância que libere esse íon em solução através de um balanço de solubilidade:

M (OH)₂ <=> M²⁺ + 2OH^-

Se o hidróxido é muito solúvel, o equilíbrio é totalmente deslocado para a direita da equação química e fala-se de uma base forte. M (OH)₂ , no entanto, é uma base fraca, uma vez que não libera completamente seus íons OH^- na água. Uma vez o OH^- Ocorre pode neutralizar qualquer ácido que esteja em seu entorno:

OH^- + HA => A^- + H₂O

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

OO tem três pares de elétrons livres e pode doar qualquer um deles ao átomo de H com carga positiva parcial, δ +. Da mesma forma, a grande estabilidade energética da molécula de água favorece a reação. Em outras palavras: H₂Ou é muito mais estável que o HA, e quando isso é verdade, a reação de neutralização ocorrerá.

Bases Conjugadas

E quanto a OH^- e A^-? Ambas são bases, com a diferença de que^- é o base conjugada de ácido HA. Além disso, A^- é uma base muito mais fraca que OH^-. Daqui a seguinte conclusão é alcançada: 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 se aplica aos ácidos.

A base conjugada A^- pode desprotonar uma molécula em uma reação conhecida como hidrólise:

Um^- + H₂O <=> HA + OH^-

No entanto, ao contrário de OH^-, estabelece um equilíbrio quando neutralizado com água. Mais uma vez, é porque^- É uma base muito mais fraca, mas suficiente para produzir uma mudança no pH da solução.

Portanto, todos aqueles sais que contêm A^- eles são conhecidos como sais básicos. Um exemplo disso é o carbonato de sódio, Na₂CO₃, que após a dissolução, alcaliniza a solução por meio da reação de hidrólise:

CO₃^2- + H₂Ou <=> HCO₃^- + OH^-

Eles têm átomos de nitrogênio ou substituintes que atraem densidade eletrônica

Uma base não é apenas sobre sólidos iônicos com ânions OH^- na sua rede cristalina, mas você também pode ter outros átomos eletronegativos como o nitrogênio. Este tipo de bases pertence 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 sem compartilhamento, que pode, assim como o OH^-, desprotonate uma molécula de água:

R-NH₂ + H₂O <=> RNH₃⁺ + OH^-

A balança está muito deslocada para a esquerda, já que a amina, embora básica, é muito mais fraca que a OH^-. Observe que a reação é semelhante àquela dada para a 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 alguém que possua um 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 outras espécies que não H (como radicais alquila: -CH₃).

Bases com anéis aromáticos

Aminas também podem ter anéis aromáticos. Se o par de elétrons puder "se perder" dentro do anel, porque atrai a densidade eletrônica, sua basicidade diminuirá. Por quê? Como quanto mais localizado esse par está dentro da estrutura, mais rápido ele reagirá com as espécies pobres em elétrons.

Por exemplo, o NH₃ É básico porque seu par de elétrons não tem para onde ir. Da mesma forma acontece com as aminas, primárias (RNH₂), secundário (R₂NH) ou terciária (R₃N) Estes são mais básicos que a amônia porque, além do acima, o nitrogênio atrai densidades eletrônicas mais altas dos substituintes R, aumentando assim δ-.

Mas quando há um anel aromático, este par pode entrar em ressonância dentro dele, impossibilitando a participação na formação de elos com o H ou outras espécies. Portanto, as aminas aromáticas tendem a ser menos básicas, a menos que o par de elétrons permaneça fixo em nitrogênio (como na molécula de piridina).

Transforme os indicadores ácido-base em cores de pH alto

Uma conseqüência imediata das bases é que, dissolvidas em qualquer solvente, e na presença de um indicador ácido-base, elas obtêm cores correspondentes a altos valores de pH.

O caso mais conhecido é o da fenolftaleína. A pH acima de 8 uma solução com fenolftaleína, à qual é adicionada uma base, é tingida com uma intensa cor vermelho-violeta. O mesmo experimento pode ser repetido com uma ampla gama de indicadores.

Exemplos de bases

NaOH

O hidróxido de sódio é uma das bases mais utilizadas no mundo. Suas aplicações são inumeráveis, mas entre elas pode ser mencionado seu uso para saponificar algumas gorduras e assim fabricar sais básicos de ácidos graxos (sabonetes).

CH₃OCH₃

Estruturalmente, a acetona pode não parecer aceitar prótons (ou doar elétrons), e ainda assim o faz embora seja uma base muito fraca. Isso porque o átomo eletronegativo de O atrai as nuvens eletrônicas dos grupos CH₃, acentuando a presença de seus dois pares de elétrons (: O :).

Hidróxidos alcalinos

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

-KOH: hidróxido de potássio ou potassa cáustica, 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 germânio, cuja basicidade é presumida, teoricamente, a mais forte já conhecida.

Bases orgânicas

-CH₃CH₂NH₂: etilamina.

-LiNH₂: amida de lítio. Juntamente com amida de sódio, NaNH₂, são algumas das bases orgânicas mais fortes. Neles o ânion amiduro, NH₂^- é a base que desprotoniza a água ou reage com os ácidos.

-CH₃ONa: metóxido de sódio. Aqui a base é o ânion CH₃O^-, que pode reagir com ácidos para produzir metanol, CH₃OH

-Os reagentes de Grignard: eles têm um átomo metálico e um halogênio, RMX. Para este caso, o radical R é a base, mas não porque arrebata um hidrogênio ácido, mas porque desiste de seu par de elétrons que ele compartilha com o átomo de metal. Por exemplo: brometo de etilmagnésio, CH₃CH₂MgBr. Eles são muito úteis em síntese orgânica.

NaHCO₃

Bicarbonato de sódio é usado para neutralizar a acidez em condições suaves, por exemplo, dentro da boca como um aditivo em pastas de dente.

Referências

1. Merck KGaA. (2018) Bases Orgânicas Retirado de: sigmaaldrich.com
2. Wikipédia. (2018) Bases (química). Retirado de: en.wikipedia.org
3. Química 1010. Ácidos e Bases: Quais são e onde são encontrados. [PDF] Retirado de: cactus.dixie.edu
4. Ácidos, Bases e a 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. Química LibreTexts. Bases: Propriedades e Exemplos. Retirado de: chem.libretexts.org
7. Arrepio e Atkins. (2008). Química Inorgânica Em Ácidos e Bases. (quarta edição). Mc Graw Hill.
8. Helmenstine, Todd. (4 de agosto de 2018) Nomes de 10 Bases. Retirado de: thoughtco.com