Uma base fraca comum e importante é a amônia. Em sua solução
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Uma base fraca comum e importante é a amônia. Em sua solução aquosa as espécies moleculares não-dissociadas foram formuladas como NH3 ou como
NH4OH, embora se acredite hoje que ambas são formas excessivamente simplificadas.
Entretanto, a fórmula NH3 é normalmente a preferida.
Cálculos de bases fracas se baseiam na igualdade entre a expressão da lei da ação das
massas e a constante de dissociação da base Kb, no equilíbrio. Estes cálculos são semelhantes
a cálculos com ácidos fracos.
A água sofre autodissociação liberando pequena concentração de íons hidrogênio
hidratado e hidróxido. A expressão da lei da ação das massas para esta reação é simplesmente
[H
+
][OH
–
] ou [H3O
+
][OH
–
] e no equilíbrio é igual à constante de dissociação da água Kw,
também chamada produto iônico da água. Ela tem o valor 1,0 x 10
-14
a 25°C. A adição de um
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ácido perturba este equilíbrio de tal maneira que [H
+
] > [OH
–
] (a solução é ácida) e a adição
de uma base torna [OH
–
] > [H
+
] (a solução é básica). Em uma solução neutra, [H
+
] = [OH
–
].
O pH de uma solução é definido como –log[H+]. A escala de pH fornece uma maneira
conveniente de expressar a acidez ou basicidade de uma solução que pode variar num
intervalo de mais de 10
16
.
A hidrólise na linguagem de Arrhenius é descrita como sendo a reação de um íon com
água para formar um ácido ou base fraca e OH
–
ou H
+
, respectivamente. Quanto mais fraco o
ácido ou a base, maior será a tendência do íon sofrer hidrólise. Um ânion hidrolisa recebendo
um próton da água. O íon OH
–
resultante toma a solução básica. Um cátion hidrolisa doando
um próton ao seu solvente, muitas vezes de sua camada de moléculas de água de hidratação.
Este próton é recebido pelo solvente água e, assim, a solução se toma ácida. O equilíbrio de
hidrólise pode ser tratado quantitativamente usando-se as