Constante de basicidade

Predefinição:Ácidos e bases Em química, constante de basicidade K_b, também chamada constante de dissociação básica ou constante de ionização básica é uma constante de equilíbrio que representa, a uma dada temperatura, o grau de dissociação de uma base de Brønsted, numa reação de equilíbrio químico. É uma medida da força de uma base fraca.

O sistema de equilíbrio para una base fraca em solução aquosa é o seguinte:

$\mathrm{B}\leftrightharpoons \mathrm{B}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}\text{ + }\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$

Tal como os ácidos, segundo a teoria de Bronsted-Lowry, uma base forte tem grande tendência a aceitar prótons. Tal tendência depende da espécie com a qual reage. Para se comparar a força das bases, a água é normalmente tomada como referência. A força de uma base pode ser comparada quantitativamente por meio da constante de basicidade: quanto maior for a constante, maior será a tendência da base a dissociar-se e maior será a sua "força".

Dada a reação de dissociação de uma base genérica $\mathrm{B}\mathrm{O}\mathrm{H}$

$\mathrm{B}\mathrm{O}\mathrm{H}\leftrightharpoons \mathrm{B}{\phantom{A}}^{+}\text{ + }\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$

a constante de dissociação básica K_b é definida por:

$\mathrm{K}{\phantom{A}}_b=\frac{[\mathrm{B}{\phantom{A}}^{+}][\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}]}{[\mathrm{B}\mathrm{O}\mathrm{H}]}$

onde $[BOH]$ indica a concentração molar da base $BOH$ na solução.

Os valores das constantes de dissociação reportados pela literatura são convencionalmente obtidos a 20°C; muitas vezes os valores das constantes não são relatados, mas, sim, o correspondente pK_b, que é definido como o cologaritmo de $K_b$:

${\text{pK}}_{\text{b}}=-{\log }_{10}{\text{K}}_{\text{b}}$

Predefinição:Referências

Ver também

• Constante de dissociação
• Constante de dissociação ácida