Base forte

O conceito de base forte ou fraca, explica-se em relação a ela está completamente protonada em solução ou não. Base forte é base cuja constante de dissociação é elevada, cuja substância em solução aquosa sofre dissociação liberando íons OH^-. Quando aumenta-se a intensidade dessa concentração de OH^- mais forte será.

Ácidos e bases
Escala de pH (e pOH)
Afinidade por próton Anfoterismo Autoionização da água Constante de dissociação ácida Constante de dissociação básica Extração ácido-base Fisiologia ácido-base Função de acidez Homeostase ácido-base pH Reação ácido-base Solução tampão
Ácidos
Brønsted–Lowry Carboxílicos Fortes Fracos Hidrácidos Lewis Minerais Orgânicos Oxiácidos Superácidos
Bases
Brønsted–Lowry Fortes Fracas Lewis Não nucleofílicas Orgânicas Óxido Superbases

Alguns compostos possuem reações tão completas que são facilmente classificados como ácidos fortes ou bases fortes. Os ácidos e bases fortes mais comuns são: HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, H₂CO₃, LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂ e Mg(OH)₂.

As bases fortes são compostas por metais alcalinos e metais alcalino-terrosos, com excepção para o hidróxido de berílio e de magnésio, uma vez que são pouco solúveis, formam bases moderadas. As bases dos demais metais são consideradas fracas, sendo quase insolúveis.

Para classificar as bases usando o critério “solubilidade” basta saber a que família seus componentes pertencem. Exemplos:

1) Base NaOH (hidróxido de sódio): o sódio pertence à família dos metais alcalinos, portanto a base correspondente se apresenta solúvel em água;

2) Base Ca(OH)₂ (hidróxido de cálcio): o cálcio é um metal alcalino terroso e por isso a base apresenta pouca solubilidade em água;

3) Pb(OH)₄ (hidróxido de chumbo): base insolúvel.

Observação: a solubilidade está relacionada à condução de corrente elétrica numa solução básica. Quanto mais solúvel uma base, maior será sua facilidade em conduzir corrente elétrica.