BASES FRACAS: DISSOCIAÇÃO, PROPRIEDADES E EXEMPLOS - QUÍMICA - 2025

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 renomados.

Por exemplo, de acordo com a definição de Bronsted-Lowry, uma base fraca é aquela que aceita um íon hidrogênio H ⁺ de uma forma muito reversível (ou nula). Na água, sua molécula de H ₂ O é a que doa um H ⁺ à base circundante. Se em vez de água fosse um ácido fraco HA, então a base fraca dificilmente poderia neutralizá-lo.

Fonte: Midnightcomm, do Wikimedia Commons

Uma base forte não apenas neutralizaria todos os ácidos no meio ambiente, mas também poderia participar de outras reações químicas com consequências adversas (e fatais).

É por esta razão que algumas bases fracas, como a magnésia do leite, ou tabletes de sal fosfato ou bicarbonato de sódio, são usadas 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 CO ₃ ^- é uma base fraca em comparação com o OH ^-; e a base que produzir 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 + H ₂ O <=> HB ⁺ + OH ^-

Observe que, embora as duas reações possam parecer diferentes, elas têm a produção de OH ^- em comum. Além disso, as duas dissociações estabelecem um equilíbrio, de modo que são incompletas; ou seja, apenas uma porcentagem da base realmente se dissocia (o que não acontece com bases fortes como NaOH ou KOH).

A primeira reação "se encaixa" mais de perto com a definição de Arrenhius para bases: dissociação em água para dar espécies iônicas, especialmente o ânion hidroxila OH ^-.

Já a segunda reação obedece à definição de Bronsted-Lowry, visto que B está sendo protonado ou aceita H ⁺ da água.

Porém, 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 delineada da seguinte forma:

NH ₃ (aq) + H ₂ O (l) <=> NH ₄ ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Portanto, NH _{3 se} enquadra na categoria de bases representadas por 'B'.

A constante de dissociação de amônia, K _b, é dada pela seguinte expressão:

K _b = /

Que a 25 ° C em água é cerca de 1,8 x ^10-5. Calculando então seu pK _b, temos:

pK _b = - log K _b

= 4,74

Na dissociação do NH _3, ele recebe um próton da água, então a água pode ser considerada um ácido segundo Bronsted-Lowry.

O sal formado no lado direito da equação é o hidróxido de amônio, NH ₄ OH, 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 se cumpre com a amônia: sua dissolução em água produz os íons NH ₄ ⁺ e OH ^-.

NH ₃ 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.

Exemplo de cálculo

A concentração da solução aquosa de metilamina a base fraca (CH ₃ NH ₂) é como se segue: antes de dissociação = 0,010 M; após dissociação = 0,008 M.

Calcule K _b, pK _b, pH e a porcentagem de ionização.

K _b

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

CH ₃ NH ₂ (aq) + H ₂ O (l) <=> CH ₃ NH ₃ ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Seguindo a expressão matemática de K _b

K _b = /

Em equilíbrio, =. Esses íons vêm da dissociação de CH ₃ NH ₂, portanto, a concentração desses íons é dada pela diferença entre a concentração de CH ₃ NH ₂ antes e depois da dissociação.

_dissociado = _inicial - _equilíbrio

_dissociado = 0,01 M - 0,008 M

= 0,002 M

Então, = = 2 ∙ 10 ^-3 M

K _b = (2 ∙ 10 ^-3) ² M / (8 ∙ 10 ^-2) M

= 5 ∙ 10 ^-4

pK _b

Calculado K _b, é muito fácil determinar 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

E desde que o OH ^- concentração já é conhecido, o cálculo é simples

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:

(/ ^°) x 100%

Onde ^° é a concentração inicial da base e a concentração de seu ácido conjugado. Calculando então:

Percentual 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 originam um pH alcalino moderado, razão pela qual mudam a cor do papel de tornassol de vermelho para azul.

-A maioria são 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, CH ₃ NH ₂, Kb = 5,0 ∙ 10 ^-4, pKb = 3,30

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

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

-Piridina, C ₅ H ₅ N, Kb = 1,5 ∙ 10 ^-9, pKb = 8,82

-Anilina, C ₆ H ₅ NH ₂, 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 envolvidos em inúmeras reações de redução de óxido.

Bases conjugadas

As seguintes bases fracas, ou que podem cumprir uma função como tal, estão dispostas em ordem decrescente de basicidade: NH ₂ > OH ^- > NH ₃ > CN ^- > CH ₃ COO ^- > F ^- > NO ₃ ^- > Cl ^- > Br ^- > I ^- > ClO ₄ ^-.

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 o NH ₂ é o mais forte da série.

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

Referências

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
2. Lleane Nieves M. (24 de março de 2014). Ácidos e bases.. Recuperado de: uprh.edu
3. Wikipedia. (2018). Base fraca. Recuperado de: en.wikipedia.org
4. Equipe editorial. (2018). Força base e constante de dissociação básica. químico. Recuperado de: iquimicas.com
5. Chung P. (22 de março de 2018). Ácidos e bases fracos. Bibliografia de química. Recuperado de: chem.libretexts.org