Bases de Arrhenius

A teoria de Arrhenius

No ano de 1887, o físico-químico Svante August Arrhenius apresentou a Teoria de Dissolução Iônica que explica a condutividade elétrica de determinadas soluções. Por meio dessa teoria, foi possível Arrhenius chegar a uma definição para os ácidos e bases. Para ele, os ácidos são os compostos que, quando em água, ionizam-se e liberam como único cátion o íon H⁺.

Neste caso, temos como exemplo:

Além disso, podemos citar como exemplo de ácidos também o HNO₃, H₂SO₄, H₃C – COOH.

Para Arrhenius, bases, por sua vez, são compostos que em solução aquosa dissociam-se e liberam como único ânion o íon hidroxila OH^–.

Como exemplificado abaixo:

Outros exemplos de base podem ser citados ainda como KOH, Ba(OH)_2.

Classificação

As classificações que seguem as bases de Arrhenius dependem, em tese, do número de hidroxilas ligadas ao átomo central. Podem ser classificadas de acordo com:

• Quanto ao número de OH^– da molécula temos as monobases – KOH, NaOH, LiOH -, dibases – Mg(OH)₂, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂ -, tribases – Al(OH)₃, Fe(OH)₃ -, tetrabases – Sn(OH)₄, Pb(OH)₄ -.
• Quanto à sua força, ou seja, sua capacidade de dissociação podem ser fortes ou fracas. Fortes são todos os hidróxidos de metais das famílias 1A e 2A. São exceções os hidróxidos de berílio e de magnésio. Já os fracos são os demais hidróxidos metálicos e de amônio – NH₄OH -.
• Quanto à solubilidade – em meio aquoso – podem ser classificados como solúveis, que são todos os hidróxidos da família 1A e o hidróxido de amônio; pouco solúveis, que são os hidróxidos da família 2A em geral; e insolúveis que são as demais bases. Nesse caso temos ainda que uma ínfima parcela sempre se dissolve, mas em relação ao total é desconsiderada.

Reação de neutralização

A reação entre ácido e base – considerando as definições de Arrhenius – em solução aquosa, liberará um sal – com pelo menos um cátion diferente de H⁺ e um ânion diferente de OH^– – e moléculas de água líquida.

Considerando A como ácido e B como base, podemos esquematizar a reação de neutralização:

HA_(aq) + BOH_(aq) -> AB_(aq) + HOH_(l)

A reação demonstrada acima é de neutralização total – o sal gerado é neutro, ou seja, não possui OH^– ou H⁺ em sua molécula íon.

Considerando a geração de um sal ácido ou um sal básico gerado, analise as reações abaixo como exemplo – para efeito de análise, considere que as espécies químicas das reações são 100% dissociáveis -.

Sal Ácido – Hidrogenossal

H₂SO₄ + NaOH -> NaHSO₄ + H₂O

H₂CO₃ + NaOH -> NaHCO₃ + H₂O

Sal Básico – Hidroxissal

HCl + Mg(OH)₂ -> Mg(OH)Cl + H₂O

Fe(OH)₃ + H₂SO₄ + H₂O

Constante de dissociação de uma base

A constante de dissociação de uma base é representada por K_b. Quando maior for a sua força, maior será K_b, de forma que quanto mais fraco ele for, menor será K_b.

Considerando uma base BOH genérica, temos a fórmula que pode ser usada para chegar ao valor de K_b:

Nesse caso temos que:

[B⁺] = concentração de cátion liberado pela base

[OH^–] = concentração de íons OH^– liberados

[BOH] = concentração de base não dissociada