Base (química)

 Nota: Para outros significados, veja base.
Ácidos e bases
Escala de pH (e pOH)
Ácidos
Bases
  • v
  • d
  • e

Uma base (também chamada de álcali), de acordo com a química clássica, é qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. Soluções com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas. As bases possuem baixas concentrações de íons H+, sendo considerado base as soluções que têm, a 25 °C, pH acima de 7. Também conduzem corrente elétrica, assim como os ácidos.

Possuem sabor adstringente que “amarra” a boca, ou seja, diminui a salivação (ou popularmente, cica) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros. Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem danos. Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado.

Definições

O químico sueco Svante Arrhenius propôs a definição clássica de bases e de ácidos.

A caracterização mais antiga das bases parte de sua ação sobre o tornassol, um indicador ácido-base que fica vermelho em ácido e azul em bases. Portanto, bases eram consideradas as substâncias que mudam para azul a cor do tornassol vermelho.[1]

A definição de base como uma substância que, em solução aquosa origina como ânions exclusivamente os íons hidroxila, foi proposta por Arrhenius em 1887 e adotada pela Química Clássica.[1] A presença da hidroxila explica o sabor, a ação sobre os indicadores e sobre os ácidos, e a condutibilidade elétrica de suas soluções.[2] A teoria de Arrhenius limita-se a substâncias que reagem em meio aquoso e não explica o comportamento básico de algumas substâncias, como a amônia, que não possui hidroxila e é gasosa nas condições ambiente.[3]

Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowry, em estudos desvinculados entre si, propuseram a definição de base como "espécies químicas capazes de receber prótons".[2] Este conceito inclui, além do OH–, outros ânions, como o Cl– e até mesmo moléculas, como a água (H2O) e a amônia, indo além das substâncias contidas na definição de Arrhenius,[2] tornando-se o conceito mais amplamente utilizado na descrição de reações entre ácidos e bases, como as que ocorrem na produção de biodiesel.[4]

No mesmo ano de 1923, Gilbert Lewis sugeriu um novo conceito, definindo como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par eletrônico, formando ligações dativas.[5] A definição de Lewis é mais geral e completa,[4] por se aplicar também a sistemas não aquosos e a casos não previstos na teoria anterior, e é a chave para a compreensão da química dos minerais na alimentação humana.[6]

O termo "álcali", introduzido pelos alquimistas[1] e usado como um sinônimo, pode também ser usado em sentidos mais restritos para designar bases solúveis em água[2] ou um tipo especialmente forte de bases, formadas com metais alcalinos, como hidróxidos de sódio, de potássio,[7] de lítio, de rubídio e de césio.[2]

Utilidades

O sabão é produzido por uma reação com base forte

A soda cáustica(NaOH) é utilizada na fabricação de sabão e atua como catalisadora em processos de fabricação do biodiesel.

Outras bases conhecidas são o leite de magnésia (Mg(OH)2), a cal hidratada (apagada) (Ca(OH)2), o cloro de piscina, os antiácidos, produtos de limpeza,[8] sabões e detergentes e a amônia.

Salificação

Ver artigo principal: Salificação

As bases têm a capacidade de neutralizar os ácidos, formando água e um sal. Por isto, são utilizadas para corrigir o pH da água.[9] Esta reação, designada salificação ou neutralização, ocorre como descrito abaixo:

H2SO4 + Ca(OH)2 → 2 H2O + CaSO4

(ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio = água + sulfato de cálcio)
(ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio)

Saponificação

Ver artigo principal: Saponificação

O sabão é fabricado a partir de uma reação de saponificação, entre uma base forte e um éster (triglicerídeo). Como fonte de éster, são usados tradicionalmente a gordura animal ou óleos vegetais, que são misturas de triglicerídeos. A base forte é normalmente a soda cáustica (hidróxido de sódio) ou o hidróxido de potássio.[10]

Riscos

Bases podem contaminar ambientes aquáticos,como a água[11] modificando seu pH.[12] Podem afetar profundamente as reações químicas do corpo humano[13] e alterar significativamente as propriedades dos alimentos humanos.[6]

Classificação

Quanto ao número de hidroxilas

  • Monobases ( 1 OH– ): NaOH, KOH, NH4OH, AgOH
  • Dibases ( 2 OH– ): Mg(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Ba(OH)2, Ni(OH)2
  • Tribases ( 3 OH– ): Al(OH)3, Fe(OH)3
  • Tetrabases ( 4 OH– ): Sn(OH)4, Pb(OH)4, Mn(OH)4

Quanto ao grau de dissociação

Ver artigo principal: Constante de dissociação

Quanto à solubilidade em água

  • Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis. Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de ser uma base fraca, é solúvel.
  • Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral. (Exceto o hidróxido de magnésio, que é praticamente insolúvel).
  • Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas chama-se insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume total.

Ver também

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Referências

  1. ↑ a b c Amaral 1995, p. 15.
  2. ↑ a b c d e Amaral 1995, p. 16.
  3. ↑ Brena 2009, p. 38.
  4. ↑ a b Silveira 2011, p. 49.
  5. ↑ Amaral 1995, p. 16-17.
  6. ↑ a b Damodaran 2010, p. 411.
  7. ↑ Wolke 2003, p. 277.
  8. ↑ Mateus 2001, p. 59.
  9. ↑ Oliveira 2010, p. 14.
  10. ↑ Ferreira 2007, p. 110.
  11. ↑ GEPEQ 2005, p. 166.
  12. ↑ GEPEQ 2005, p. 173.
  13. ↑ Thibodeau 2002, p. 510.
  14. ↑ Thibodeau 2002, p. 441.

Bibliografia

  • Amaral, Luciano (1995). Química. São Paulo: Edições Loyola. 113 páginas. ISBN 9788515012411. Consultado em 12 de janeiro de 2013 
  • Brena, Nilson Antônio (2009). A Chuva Ácida e os seus Efeitos sobre as Florestas 2 ed. São Paulo: Do Autor. 208 páginas. ISBN 9788590245896. Consultado em 12 de janeiro de 2013 
  • Damodaran, Srinivasan; Parkin, Kirk L;Fennema, Owen R (2010). Quimica de Alimentos de Fennema 4 ed. [S.l.]: Artmed. 900 páginas. ISBN 9788536323343. Consultado em 12 de janeiro de 2013  A referência emprega parâmetros obsoletos |coautores= (ajuda)
  • Ferreira, Maíra; Morais, Lavínia; Nichele, Tatiana Zarichta; Del Pino, José Cláudio (2007). Química Orgânica. Porto Alegre: Artmed. 150 páginas. ISBN 9788536310756. Consultado em 12 de janeiro de 2013  A referência emprega parâmetros obsoletos |coautores= (ajuda)
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  • Mateus, Alfredo Luis (2001). Química na cabeça - experiências espetaculares para você fazer em casa ou na escola. Belo Horizonte: Editora UFMG. 127 páginas. ISBN 9788570412911. Consultado em 12 de janeiro de 2013 
  • Oliveira, Mayron Augusto Borges de (2010). Padronização, ph e solução tampão. Cachoeiro de Itapemirim: Noryam. 40 páginas. ISBN 9788590806547. Consultado em 12 de janeiro de 2013 
  • Silveira, Benedito Inácio (2011). Produção de Biodiesel - Análise e Projeto de Reatores Químicos. [S.l.]: biblioteca24horas. 416 páginas. ISBN 9788578938772. Consultado em 12 de janeiro de 2013 
  • Teresi, Dick; Eichenberg, Rosaura (trad.) (2008). Descobertas perdidas: as raízes antigas da ciência moderna, dos babilônios aos maias. [S.l.]: Companhia Das Letras. 439 páginas. ISBN 9788535911794. Consultado em 12 de janeiro de 2013  A referência emprega parâmetros obsoletos |coautores= (ajuda)
  • Thibodeau, Gary A; Patton, Kevin T (2002). Estrutura e funções do corpo humano 11 ed. [S.l.]: Editora Manole. 528 páginas. ISBN 9788520412596. Consultado em 12 de janeiro de 2013  A referência emprega parâmetros obsoletos |coautores= (ajuda)
  • Wolke, Robert L (2003). O que Einstein disse ao seu cozinheiro - volume 1. Rio de Janeiro: Jorge Zahar Ed. 299 páginas. ISBN 9788571106925. Consultado em 12 de janeiro de 2013 
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