As 7 características das bases mais importantes

Alguns dos características das bases os mais destacados são a capacidade de gerar hidroxilas, sua força ou o pH maior que 7.

As bases são substâncias químicas com a capacidade de doar um íon hidroxila (OH^-) em meio aquoso, ou capaz de formar ligações com íons hidrônio, ou qualquer substância capaz de doar um par de elétrons.

Bases geralmente têm a fórmula geral de BOH onde OH é o próton e "B" é o termo genérico associado à parte de base não-hidroxila.

As bases foram definidas e estudadas tipicamente por sua capacidade de neutralizar os ácidos e, portanto, permaneceram atrás dos ácidos em sua caracterização química.

A sua terminologia rígida (alcalino) é derivado a partir de uma raiz de palavra árabe associado com "torrado" devido ao facto de que as primeiras bases foram caracterizados a partir de substâncias que fazem sabão obtido a partir de torrefacção de cinzas e o tratamento com água e cal apagada (LESNEY, 2003).

Na década de 1890, Svante Arrhenius (1859-1927) finalmente definida bases como "substâncias que fornecem aniões de hidroxilo para a solução".

Também se propôs que o mecanismo pelo qual os ácidos e bases interagem para neutralizar um ao outro e formando água era o sal apropriado (Enciclopédia Britânica, 1998).

Principais características das bases

1- Propriedades Físicas

As bases têm um sabor amargo e, com exceção da amônia, não têm odor. A sua textura é liso e tem a capacidade de alterar a cor azul de papel de tornesol, alaranjado de metilo para fenolftaleína amarelo e púrpura (propriedades dos ácidos e bases, S.F.).

2- Capacidade de gerar hidroxilas

Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e Inglês químico Thomas Martin Lowry, ampliou a teoria de Arrhenius, introduzindo a teoria de Brønsted e Lowry que afirmou que qualquer composto que pode aceitar um próton de qualquer outro composto é um base (Encyclopædia Britannica, 1998). Por exemplo, amônia:

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

Amônia e aminas são consideradas bases de Brønsted / Lowry. Em 1923, o químico americano Gilbert N.

Lewis introduz sua teoria, na qual uma base é considerada qualquer composto com um par disponível de elétrons (Encyclopædia Britannica, 1998).

Desta forma, amônia e aminas também são consideradas como bases de Lewis, uma vez que possuem pares de elétrons livres e reagem com a água para produzir OH.^-:

NH₃+ H₂O → NH₄⁺ + OH^-

3- 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, para o caso das bases, as referidas constantes são denominadas constantes de basicidade Kb.

Assim, as bases fortes têm uma grande basicidade constante e tendem a dissociar-se completamente. Exemplos destes ácidos são álcalis, tais como 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, portanto está em equilíbrio químico.

Exemplos destes são amônia e aminas cujas constantes de ácido são da ordem de 10.^-4. A figura 1 mostra as diferentes constantes de acidez para diferentes bases.

5- 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 maior que 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 de acordo com a concentração de H⁺ na solução e é inversamente proporcional a ela. As bases, diminuindo a concentração de prótons, aumentam o pH de uma solução.

4- Capacidade de neutralizar ácidos

Arrhenius, em sua teoria propõe que os ácidos, para gerar prótons para reagir com o hidroxilas das bases para formar sal e água moda:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O.

Essa reação é chamada de neutralização e é a base da técnica analítica chamada titulação (Bruce Mahan, 1990).

6- Capacidade de óxido de redução

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

As bases também têm a tendência de oxidar, uma vez que possuem 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 as bases.

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2NaAl (OH)₄+ 3H₂

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 as que compõem a membrana celular.

Estas reações são geralmente exotérmicas, o que provoca graves queimaduras no contato com a pele, portanto, este tipo de substância deve ser manuseado com cuidado. A figura 3 é o código de segurança quando uma substância é corrosiva.

7- catálise básica

A aceleração de uma reação química pela adição de uma base é conhecida como catálise básica. Essa base não é consumida na reação.

A reaco catalica pode ser especica geral ou de base como na adio de cianeto de hidrogio a aldeos e cetonas na presen de hidrido de sio.

O mecanismo de reações catalisadas por ácido e base é explicado em termos do conceito de ácidos e bases de Brønsted-Lowry como um em que há uma transferência inicial de prótons do reagente para um catalisador básico (Encyclopædia Britannica, 1998).

Em geral, reações onde um nucleófilo está envolvido são catalisadas em meio básico, seja adições ou substituições eletrofílicas.

Também em reações de eliminação, como a condensação reversa de álcoois (catálise específica básica) ou uma substituição nucleofílica (catálise geral) como mostrado na Figura 4 (Base Catálise, 2004).

Referências

1. Catálise Base. (2004). Retirado de everyscience.com.
2. Bruce Mahan, R. M. (1990). Curso universitário de Química, quarta edição. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A.
3. Enciclopédia Britânica. (20 de julho de 1998). Catálise ácido-base. Retirado de britannica.com.
4. Enciclopédia Britânica. (21 de dezembro de 1998). Teoria de Arrhenius. Retirado de britannica.com.
5. Enciclopédia Britânica. (20 de julho de 1998). Teoria de Brønsted-Lowry. Retirado de britannica.com.
6. Enciclopédia Britânica. (20 de julho de 1998). Teoria de Lewis. Retirado de britannica.com.
7. LESNEY, M. S. (março de 2003). Crônicas Química Uma História Básica do Ácido - De Aristóteles a Arnold. Obtido em pubs.acs.org.
8. Propriedades de Ácidos e Bases. (S.F.). Retirado de sciencegeek.net