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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

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

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

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

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

Bases fortes: São as que dissociam muito.^[14] Em geral os metais alcalinos e alcalino-terrosos formam bases fortes (família IA e IIA da tabela periódica). Porém, o hidróxido de berílio e o hidróxido de magnésio são bases fracas.
Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.

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

Referências

↑ ^a ^b ^c Amaral 1995, p. 15.
↑ ^a ^b ^c ^d ^e Amaral 1995, p. 16.
↑ Brena 2009, p. 38.
↑ ^a ^b Silveira 2011, p. 49.
↑ Amaral 1995, p. 16-17.
↑ ^a ^b Damodaran 2010, p. 411.
↑ Wolke 2003, p. 277.
↑ Mateus 2001, p. 59.
↑ Oliveira 2010, p. 14.
↑ Ferreira 2007, p. 110.
↑ GEPEQ 2005, p. 166.
↑ GEPEQ 2005, p. 173.
↑ Thibodeau 2002, p. 510.
↑ 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
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
GEPEQ (2005). Interações e Transformações: Aluno - Química e a Sobrevivência: Hidrosfera - Fonte de Materiais. 4. São Paulo: Editora da USP. 195 páginas. ISBN 9788531407048. Consultado em 12 de janeiro de 2013
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
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
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