TEMA 2

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DESCRIÇÃO
Interações intermoleculares e sua importância para as definições das propriedades físico-
químicas dos compostos. Os conceitos de ácidos e bases contextualizados com os princípios
teóricos de reações e de características das moléculas biológicas.
PROPÓSITO
Compreender as diferentes interações entre moléculas e suas características físico-químicas,
além dos conceitos de ácidos e bases fundamentais para reações orgânicas, bem como suas
aplicações em diversos fenômenos da natureza, da indústria, da medicina e da agronomia.
OBJETIVOS
MÓDULO 1
Descrever as interações intermoleculares e a importância para as propriedades físicas e
químicas da matéria, relacionando esses conceitos com as interações que as biomoléculas
realizam nos organismos
MÓDULO 2
Definir as principais propriedades intrínsecas dos compostos e os fatores estruturais que as
influenciam
MÓDULO 3
Reconhecer as aplicações das teorias de ácidos e bases aos compostos orgânicos
INTRODUÇÃO
Tudo que nos cerca é composto por átomos e moléculas. Desde um grão de areia, passando
pelo ar que respiramos e até mesmo os animais são “feitos” por essas partículas
microscópicas. Mas podemos notar que os diferentes tipos de matéria possuem características
distintas. Por exemplo, nas Condições Normais de Temperatura e Pressão-CNTP,
encontramos o oxigênio que respiramos em fase gasosa, a água que bebemos no estado
líquido e as pedras no estado sólido.
Para explicar essas diferenças, é preciso entender sobre a composição molecular desses
materiais, sobre as interações que essas moléculas realizam entre si e com outras moléculas,
além de suas propriedades físico-químicas.
Esse entendimento nos permite compreender como ocorrem as interações físicas e químicas
em um organismo vivo, por exemplo. Através do domínio dos conceitos de acidez e basicidade,
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podemos entender uma série de fenômenos biológicos, além de prever e/ou realizar uma série
de reações para a produção de novas moléculas para aplicações distintas.
MÓDULO 1
 Descrever as interações intermoleculares e a importância para as propriedades
físicas e químicas da matéria, relacionando esses conceitos com as interações que as
biomoléculas realizam nos organismos
CONDIÇÕES NORMAIS DE TEMPERATURA E
PRESSÃO-CNTP
As condições normais de temperatura e pressão - CNTP referem-se à condição
experimental com temperatura e pressão de 273,15 K (0°C) e 101325 Pa (1 atm),
respectivamente.
INTERAÇÕES MOLECULARES
A matéria é composta por átomos que podem formar moléculas. Segundo o modelo atômico
mais aceito atualmente (Schrödinger), o átomo possui o núcleo, que abriga os prótons e os
nêutrons, e a eletrosfera, uma espécie de nuvem onde estão situados os elétrons. Já as
moléculas são um conjunto de átomos, iguais ou diferentes, unidos por meio de ligações
químicas. São eletronicamente neutras e consistem na menor unidade que representa uma
substância química. Quando esses átomos ou moléculas estão carregados de forma positiva
ou negativa, denominamos essas partículas de íons.
Diferentes compostos são formados por moléculas distintas e, em alguns casos, apresentam
propriedades físicas completamente discrepantes entre si, pois essas características são
fortemente dependentes da composição química. Para entender esse assunto, inicialmente
vamos tratar dos três estados físicos da matéria e suas características: gasoso, líquido e
sólido.
Gasoso Líquido Sólido
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
GASOSO
Os gases são compressíveis e se espalham ocupando todo o espaço disponível. Nesse
caso, as moléculas são amplamente espaçadas. Há movimento aleatório e as atrações
entre as moléculas são fracas.
LÍQUIDO
Os líquidos são praticamente incompressíveis, porém mudam de forma de acordo com o
recipiente, mas com volume constante. As moléculas são agrupadas, mas geralmente
com pouca ordem espacial. Há movimento entre as moléculas e as forças atrativas
intermoleculares são relativamente fortes.
SÓLIDO
Os sólidos são incompressíveis, de volume e forma constantes. As moléculas são
firmemente agrupadas e organizadas. As fortes atrações entre as moléculas as mantêm
imobilizadas e frequentemente formando redes cristalinas.
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Ao examinar a Figura 1, podemos notar que, nos três estados físicos da matéria, há diferença
na forma de agrupamento das moléculas e na distância entre elas. No estado gasoso, as
moléculas são mais espaçadas e se atraem com uma força de baixa intensidade. Já no líquido
essa atração é de maior intensidade e há uma proximidade maior entre as moléculas. Por fim,
no estado sólido, há uma fortíssima intensidade de atração e as moléculas estão firmemente
agrupadas.
Mas que forças são essas que promovem essa atração entre as moléculas? Quais as
intensidades delas? Como quebrá-las?
 
Imagem: Shutterstock.com, adpatada por Lerik Lopes
 Figura 1. Agrupamento molecular e as forças das atrações nas propriedades físicas de uma
substância.
ATRAÇÕES INTERMOLECULARES
Atrações intermoleculares são aquelas que ocorrem entre diferentes moléculas e em geral
são comparativamente fracas em relação às atrações intramoleculares, como as ligações
covalentes, que são as ligações químicas internas que mantêm a integridade das moléculas.
Nesta seção, vamos abordar com mais detalhes as forças intermoleculares, que são de
diversos tipos, mas todas com o mesmo princípio em comum: surgem das atrações entre
cargas elétricas opostas. Essas forças quando tratadas em conjunto são chamadas de forças
de van der Waals.
Vamos focar a atenção nos tipos mais comumente atuantes em moléculas orgânicas:
1. Forças dipolo-dipolo
2. Ligações de hidrogênio
3. Forças de dispersão
4. Forças de atração envolvendo espécies iônicas
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
O especialista Daniel Simas fala sobre as principais forças de van der Waals que regem as
interações entre diferentes substâncias: atrações dipolo-dipolo, ligação de hidrogênio, forças de
London (Dipolo induzido), atrações íon-dipolo e íon-dipolo induzido. Explica ainda quais destas
forças são mais atuantes em compostos orgânicos e apresenta exemplos práticos desses
fenômenos.
FORÇAS DO TIPO DIPOLO-DIPOLO
A maior parte dos compostos orgânicos não apresenta caráter iônico, mas apresentam um
momento dipolo permanente que é resultante da distribuição não uniforme dos elétrons.
Essa não uniformidade gera regiões que possuem carga parcial positiva ou negativa de acordo
com a molécula. Seguindo o princípio de que cargas opostas se atraem, essas moléculas
tendem a se ordenar de maneira que promovam a aproximação de extremidades positivas de
uma molécula a extremidades negativas de outra molécula. Esse tipo de atração é denominado
atração dipolo-dipolo.
Devido a essas forças diminuírem rapidamente com o aumento da distância, elas são mais
presentes nos estados líquido e sólido, sendo consideradas de baixa intensidade quando
comparadas com uma ligação intramolecular covalente (1/4 da força de uma ligação
covalente).
A acetona, por exemplo, um solvente orgânico bastante usado por profissionais da beleza
(manicures), possui uma carbonila altamente polarizada, que produz um dipolo permanente
nessa molécula. Note no modelo de potencial eletrostático (Figura 2) que as extremidades
parcialmente positivas e negativas são orientadas de modo a se aproximarem umas das
outras.
 
Imagem: SOLOMONS; FRYHLE, 2012. v. 1, p. 76. adaptada por Lerik Lopes
 Figura 2 - Modelo de potencial eletrostático para a molécula de acetona.
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
Existe um tipo de interação do tipo dipolo-dipolo de alta intensidade que ocorre entre
hidrogênios ligados a átomos eletronegativos e pequenos (oxigênio, nitrogênio e flúor). Essa
força de atração é denominada ligação de hidrogênio, com energias de dissociação entre 4-
38 kJ mol-1. São consideradas fracas quando comparadas com ligações covalentes,porém
muito mais fortes do que as ligações dipolo-dipolo convencionais.
A água possui ponto de ebulição (PE) de 100°C o que acontece por conta da existência das
ligações de hidrogênio. A Figura 3a demonstra a organização de moléculas de água
associadas através das interações entre os hidrogênios de uma molécula e os oxigênios das
outras. Note que há o alinhamento entre elas, de forma que os pares de elétrons livres dos
oxigênios atraiam hidrogênios de outras moléculas de água. Esse tipo de atração torna as
moléculas mais unidas entre si, elevando a energia necessária para elas evaporem. Cálculos
teóricos indicam que sem a atuação das ligações hidrogênio, o PE da água seria de
aproximadamente -80°C. Então, sem esse tipo de interação, a água não existiria como líquido
nas CNTP e, muito provavelmente, o modelo de existência de vida que conhecemos hoje, que
é baseado na presença de água, não seria possível.
As ligações de hidrogênio ocorrem nos estados líquidos e sólidos da água. Porém, o arranjo
das moléculas quando a água se encontra no estado líquido é mais compacto do que o arranjo
no estado sólido. Assim, o gelo é menos denso do que a água líquida e podemos observar que
ele flutua na água líquida, como no caso dos icebergs (Figura 3b).
 
Fonte: Imagem: Shutterstock.com, adaptada por Lerik Lopes
 Figuras 3. (a) Moléculas de água associadas através da atração do tipo ligação de
hidrogênio. (b) Exemplo de iceberg flutuando em água por ser menos denso.
 SAIBA MAIS
As ligações de hidrogênio e as moléculas biológicas:
Os sistemas biológicos se valem bastante de ligações de hidrogênio. Diversas moléculas
biológicas contêm ligações N-H e O-H. Como exemplo, as proteínas são compostas
basicamente por longas cadeias de aminoácidos ligados através de ligações peptídicas. As
interações de hidrogênio entre as unidades N-H e as carbonilas (C=O) conferem as
conformações espaciais dessas moléculas, que interferem diretamente na sua solubilidade,
atividade e função biológica.
As ligações de hidrogênio também desempenham papel crucial na formação da dupla hélice do
DNA, que possui nossa informação genética (Figuras 4a e 4b).
 
Fonte: Imagem: Shutterstock.com, adaptada por Lerik Lopes
 Figuras 4. (a) Exemplo de ligação de hidrogênio entre a adenina e a timina e entre a
guanina e a citosina presentes nas moléculas de DNA. (b). Representação da estrutura
espacial em dupla hélice de uma molécula de DNA. Os pares de bases são unidos e
espacialmente orientados por ligações de hidrogênio.
FORÇAS DE DISPERSÃO (FORÇAS DE LONDON)
Em 1930, o físico alemão Fritz London propôs uma teoria sobre como as substâncias apolares
sofrem os efeitos das interações moleculares. A explicação mais detalhada passa pela
mecânica quântica, mas podemos entender o processo de maneira simples ao imaginarmos
que a densidade de carga de uma molécula pode ser assimétrica por conta do movimento dos
elétrons formando dipolos. Uma vez que uma molécula tem esse seu dipolo instantâneo
formado, essa assimetria de carga faz com que a molécula vizinha também sofra a distorção
de sua nuvem eletrônica e haja então a formação de um dipolo induzido.
 SAIBA MAIS
Isso ocorre porque carga concentrada da nuvem eletrônica influencia na nuvem eletrônica de
uma molécula próxima, causando a formação de uma carga de caráter contrário nesta região.
Esse tipo de dipolo é variável e muda constantemente de posição. Contudo, o resultado líquido
da existência deles é a formação de forças atrativas entre as moléculas apolares que torna
possível, por exemplo, a existência dessas moléculas como um líquido nas condições
adequadas.
Esse tipo de interação pode então receber o nome de dipolo induzido-dipolo induzido,
dipolo instantâneo-dipolo induzido ou de forças de dispersão ou forças de London.
Apesar de ser o único tipo de força de atração que ocorre entre moléculas apolares, esse tipo
de interação molecular pode ocorrer em moléculas polares se somando a outras forças
existentes. As forças de dispersão também ocorrem entre íons, mas com efeitos resultantes
fracos.
Três fatores regem as intensidades das forças de London:
1- Polarizabilidade
2- Número de átomos na molécula
3- Forma das moléculas
POLARIZABILIDADE:
É a medida da facilidade com que a nuvem eletrônica de um átomo ou molécula se deforma.
Em vias de regra, quanto mais afastados os elétrons se encontram do núcleo, menos
firmemente presos eles estão, logo essa nuvem eletrônica se apresenta mais “mole” e mais
fácil de se deformar, permitindo que os dipolos instantâneos e induzidos se formem com mais
facilidade. Podemos então definir que, quando há um aumento de volume da nuvem eletrônica,
a polarizabilidade também aumenta, tornando maior a facilidade de formação dos dipolos que
atuam nas forças de London.
NÚMERO DE ÁTOMOS NA MOLÉCULA:
Quando se trata da comparação entre moléculas que possuem os mesmos elementos
químicos, em geral quanto maior for a cadeia, maior a atuação das forças de London. Esse
conceito é evidente quando se trata de hidrocarbonetos, por exemplo, e pode ser explicado
pelo fato de que, em cadeias longas, há mais posições onde os dipolos instantâneos e
induzidos podem ser formados (Figura 5).
FORMAS DAS MOLÉCULAS:
Influenciam diretamente nas intensidades resultantes das forças de London. Podemos dizer
que moléculas mais compactas e com ramificações em suas cadeias criam forças de dispersão
mais fracas do que aquelas moléculas longas e lineares (Figura 5). Presume-se que moléculas
mais compactas não deixam seus hidrogênios tão expostos para interações mais efetivas.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 5. Comparação entre os pontos de ebulição do isobutano, butano e dodecano.
Vamos avaliar dois exemplos juntos?
 EXEMPLO
Vamos tentar prever qual dos compostos possui o ponto de fusão mais elevado, o pentano ou
neo-pentano.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 6: Comparação entre os pontos de ebulição do pentano e neo-pentano, mesmo
número de carbonos e pontos de ebulição diferentes.
Ao analisar as estruturas das duas substâncias, notamos que o pentano possui uma geometria
linear enquanto o neo-pentano é mais compacto, o que torna os seus hidrogênios menos
disponíveis para participar das interações via forças de dispersão. Já o pentano com sua
estrutura linear permite uma maior superfície de contato para sofrer as forças de dispersão.
Sendo assim, espera-se que o pentano tenha maior ponto de ebulição do que o neo-pentano, o
que é verdade uma vez que o PE do pentano é igual a 36°C, enquanto o do neo-pentano é
igual a 9,5°C.
 EXEMPLO
Agora, vamos ordenar os seguintes compostos de acordo com seus pontos de ebulição
esperados, sendo o primeiro o que tem o ponto de ebulição mais baixo. Observe que os
compostos possuem massas moleculares semelhantes.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 7: Compostos de diferentes funções orgânicas com massas moleculares
semelhantes.
Por não possuir grupos polares, o pentano mantém suas moléculas unidas apenas através de
forças de dispersão. Ele deverá ter o ponto de ebulição mais baixo. A butanona apresenta um
grupo carbonila, que é polar e origina forças dipolo-dipolo que são mais intensas do que as
forças de dispersão, significando que a butanona terá ponto de ebulição mais elevado do que o
pentano. Por fim, o álcool sec-butílico tem um grupo hidroxila (OH) que pode formar fortes
ligações de hidrogênio, além das forças já mencionadas para os outros compostos. Sendo
assim, ele deverá possuir o maior ponto de ebulição. O que é confirmado ao verificarmos que o
pentano tem ponto de ebulição igual a 36°C, a butanona igual a 79,6°C e o álcool sec-butílico
igual a 99,5°C.
FORÇAS DE ATRAÇÃO ENVOLVENDO ESPÉCIES
IÔNICAS
As forças íon-íon, que mantêm os compostos firmemente unidos no estado cristalino, são
forças de natureza eletrostática de rede que agem entre os íons de carga positiva e de carga
negativa. Essa força é de grande intensidade e para quebrar a estruturaordenada do cristal
sólido se faz necessária a aplicação de grande quantidade de energia térmica. Por esse
motivo, os pontos de fusão de compostos iônicos são, em geral, elevados. Esses valores,
em alguns casos, são tão elevados que alguns compostos orgânicos iônicos se degradam
antes mesmo de se fundirem, tornando-se líquidos. O acetato de sódio, por exemplo, possui
ponto de fusão de 324°C, mas se degrada formando outros compostos antes de atingir essa
temperatura e entrar em ebulição.
Os íons, devido à sua concentração de carga, são capazes de atrair as extremidades
carregadas de moléculas polares, gerando o que denominamos atrações íon-dipolo. Esse tipo
de interação ocorre, por exemplo, quando um íon é dissolvido em meio aquoso. As moléculas
de água solvatam esse íon através de uma orientação espacial que permite a aproximação de
sua extremidade de carga contrária envolvendo o íon. Outro exemplo é a cristalização de sais
hidratados. O AlCl3.6H2O (cloreto de alumínio hexahidratado), por exemplo, é formado por
cristalização em água através do envolvimento por moléculas de água localizadas nos vértices
de um octaedro (formato de sua estrutura cristalina), conforme mostra a Figura 8.
 
Imagem: Daniel Simas.
 Figura 8. Através das atrações íon dipolo as moléculas de água são mantidas unidas ao íon
Al3+ no hidrato, na forma de um octaedro.
As moléculas de um solvente, por exemplo, podem sofrer a distorção de suas nuvens
eletrônicas pela ação de íons presentes em solução. Outros íons também podem sofrer o
mesmo efeito. Esse tipo de interação é denominado de atrações íon-dipolo induzido e suas
intensidades são variáveis de acordo com a carga do íon e com a polarizabilidade de seu
vizinho.
VISÃO GERAL DAS FORÇAS
INTERMOLECULARES
Descrevemos nos tópicos anteriores os diferentes tipos de forças de interação, suas
características e fundamentos básicos. De posse desse conhecimento, será possível estimar
sobre a natureza e sobre as intensidades relativas das atrações intermoleculares ao analisar a
estrutura de uma substância. Será possível também comparar as propriedades físico-químicas
de diferentes substâncias com base em suas características moleculares. Como exemplo,
vimos que o ponto de ebulição de um composto é dependente das interações moleculares que
atuam sobre as moléculas e que, normalmente, quanto mais intensas são essas forças, maior
o ponto de ebulição da substância. Porém, além do ponto de ebulição, outras propriedades
físico-químicas também podem ser explicadas através destes conceitos, como os pontos de
fusão, viscosidade e a solubilidade dos compostos.
O Quadro 1 a seguir resume as principais características das forças de interação
intermoleculares:
Força
intermolecular
Força relativa
Tipo de
substâncias
Exemplo
Dipolo-dipolo Fraca
Ocorrem entre
substâncias que
exibem dipolos
permanentes
(moléculas
polares)
HCl
Ligação de
hidrogênio
Fraca a
moderada
Ocorre quando a
molécula contém
ligações N-H ou
O-H.
H2O
Dispersão
(London)
Variável
Todos os átomos,
moléculas e íons
sofrem esse tipo
de interação.
Mas são as
únicas forças
presentes em
compostos
apolares.
Metano
Íon-íon Forte
Átomos ou
moléculas
carregadas.
Acetato de sódio
Íon-dipolo Moderada
Interação entre
íons e compostos
polares.
Sódio em água
Íon-dipolo
induzido
Fraca a
moderada
Ocorre quando
um íon cria um
dipolo na
partícula vizinha,
que pode ser
uma molécula ou
outro íon.
Sódio em solução
hidroalcóolica.
 Quadro 1: Resumo das forças de atração intermoleculares. Elaborado por Daniel Simas.
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. FORÇAS INTERMOLECULARES SÃO RESPONSÁVEIS PELA
EXISTÊNCIA DE DIFERENTES FASES DA MATÉRIA, SENDO QUE FASE É
UMA PORÇÃO UNIFORME DA MATÉRIA, TANTO EM SUA COMPOSIÇÃO
QUÍMICA QUANTO EM SEU ESTADO FÍSICO. COM BASE NESTAS
INFORMAÇÕES, INDIQUE A OPÇÃO QUE TRATA DAS FORÇAS DO TIPO
DIPOLO-DIPOLO.
A) Podem ocorrer quando sólidos, tais com KCl ou NaI, por exemplo, interagem com moléculas
como a água.
B) Podem ocorrer quando elementos com eletronegatividade elevada estão ligados
covalentemente com o átomo de hidrogênio.
C) São forças que estão presentes quando temos, por exemplo, uma amostra de acetona
(propanona) dissolvida em etanoato de etila.
D) Ocorrem entre compostos não polares, sendo uma interação bastante fraca.
E) Podem ocorrer quando há polaridade na molécula, sendo o tipo mais fraco de força
intermolecular.
2. (UFC – ADAPTADO) UMA PESQUISA PUBLICADA NA REVISTA NATURE
(2000, V.405, P. 681,) MOSTROU QUE A HABILIDADE DAS LAGARTIXAS
(VÍBORAS) EM ESCALAR SUPERFÍCIES LISAS COMO UMA PAREDE, POR
EXEMPLO, É RESULTADO DE INTERAÇÕES INTERMOLECULARES.
ADMITINDO QUE A PAREDE É RECOBERTA POR UM MATERIAL APOLAR
E ENCONTRA‐SE SECA, ASSINALE A ALTERNATIVA QUE CLASSIFICA
CORRETAMENTE O TIPO DE INTERAÇÃO QUE PREVALECE ENTRE AS
LAGARTIXAS E A PAREDE, RESPECTIVAMENTE:
A) Íon – íon
B) Íon – dipolo permanente
C) Dipolo induzido – dipolo induzido
D) Dipolo permanente – dipolo induzido
E) Dipolo permanente – dipolo permanente
GABARITO
1. Forças intermoleculares são responsáveis pela existência de diferentes fases da
matéria, sendo que fase é uma porção uniforme da matéria, tanto em sua composição
química quanto em seu estado físico. Com base nestas informações, indique a opção
que trata das forças do tipo dipolo-dipolo.
A alternativa "C " está correta.
 
Interações do tipo dipolo-dipolo ocorrem entre substâncias polares e que apresentam dipolos
permanentes, como a acetona e o etanoato de etila.
2. (UFC – adaptado) Uma pesquisa publicada na revista Nature (2000, v.405, p. 681,)
mostrou que a habilidade das lagartixas (víboras) em escalar superfícies lisas como uma
parede, por exemplo, é resultado de interações intermoleculares. Admitindo que a
parede é recoberta por um material apolar e encontra‐se seca, assinale a alternativa que
classifica corretamente o tipo de interação que prevalece entre as lagartixas e a parede,
respectivamente:
A alternativa "C " está correta.
 
O dipolo induzido se estabelece entre as patas da lagartixa e a superfície por onde ela anda.
Essas forças são resultado da interação que causa atrações ou repulsões eletrônicas entre
seus elétrons e núcleos que podem levar a uma deformação de suas nuvens eletrônicas,
momentaneamente, originando polos positivos e negativos temporários. Assim, o dipolo
formado em uma molécula leva à formação do dipolo em outra molécula vizinha e, por isso,
elas se atraem, mantendo-se grudadas.
MÓDULO 2
 Definir as principais propriedades intrínsecas dos compostos e os fatores estruturais
que as influenciam
PROPRIEDADES INTRÍNSECAS DOS
COMPOSTOS ORGÂNICOS
Algumas propriedades físico-químicas são diretamente influenciadas pelas interações que as
moléculas de uma substância realizam entre si e em interações com moléculas de compostos
diferentes. Podemos imaginar que as forças que promovem as atrações e repulsões vão
interferir diretamente em quão próximas, compactadas ou organizadas as partículas estarão.
Propriedades como a solubilidade, a pressão de vapor, a viscosidade e os pontos de
ebulição e fusão são exemplos de características físico-químicas que podem ser entendidas
e, até mesmo, previstas através de uma análise aprimorada das estruturas e das forças que
podem atuar no sistema.
Essas características físico-químicas são de suma importância para diversos sistemas
biológicos e não biológicos. Por exemplo, a solubilização e a conformação espacial de
moléculas biológicas são diretamente dependentes das características químicas e físicas tanto
das substâncias (soluto), quanto do meio em que se encontram.
PONTO DE EBULIÇÃO
O ponto de ebulição de uma substância é uma métrica da temperatura em que esse composto
se desprende da fase líquida, passando para a fase vapor. Porém, essa medida é sempre
dependente da pressão do meio e é definida em relação a uma pressãoespecífica
(normalmente 1atm ou 760torr).
 EXEMPLO
Salvador na Bahia está no nível do mar, logo a altitude é zero e a pressão atmosférica é de 1
atm. Já a cidade de São Paulo possui altitude de 750 metros em relação ao nível do mar e
pressão atmosférica é de 0,92atm. Por conta desta variação de pressão, o ponto de ebulição
da água em Salvador é de 100°C e em São Paulo é de 97°C. Assim, para facilitar e
padronizar as medidas, a pressão de 1atm é o valor padrão para as métricas referentes
ao ponto de ebulição de um líquido.
Quando um líquido começa a evaporar a velocidade de evaporação é maior que a velocidade
de condensação. Ao se passarem alguns instantes, a velocidade de evaporação se iguala à
velocidade de condensação e esse é o momento que chamamos de equilíbrio dinâmico. Diz-
se, então, que foi atingida a pressão máxima de vapor. As forças intermoleculares são
importantes para entender com que facilidade esse processo ocorre.
Em resumo, podemos inferir que quanto maior a intensidade das forças intermoleculares,
ou seja, quanto menos volátil for o líquido, menor a pressão máxima de vapor. Conforme
já citado, esses valores são dependentes da temperatura e são fundamentais para o
estabelecimento do ponto de ebulição tabelado de uma dada substância.
Compostos iônicos costumam apresentar altos valores de PE, enquanto compostos neutros e
de massa molecular pequena rotineiramente possuem baixos valores de PE. Conforme já
mencionado, as forças das interações moleculares desempenham papel importante na medida
do PE das substâncias, mas não são os únicos fatores. A massa molecular, a geometria
espacial e a área superficial também são fatores importantes.
Alguns compostos orgânicos de caráter iônico costumam se degradar antes de se
desprenderem para a fase vapor. Isto ocorre, pois, as forças de atração envolvendo esses
compostos são fortes, o que demanda uma alta energia térmica para “desprender” a molécula
ou íon da fase líquida para a fase vapor. Dessa forma, as reações de decomposição podem
ocorrer antes do “desprendimento” para a fase vapor.
As atrações intermoleculares costumam ser menos intensas em compostos apolares. Por
consequência, é comum que compostos apolares apresentem pontos de ebulição baixos. O
butano, por exemplo, possui PE de -1°C, enquanto o isobutano possui PE de -11,7°C mesmo
tendo a mesma massa molecular do que o butano (Figura 9). Essa diferença pode ser
explicada pela geometria das duas moléculas. Enquanto o butano é totalmente plano, o
isobutano é mais compacto, o que faz com que ele possua uma menor área superficial de
contato para participar de interações via forças de dispersão (forças de London).
cadeia
lineares
massa
Agora, ao comparar o próprio
butano com o decano (174,1°C),
temos uma diferença de PE de
175,1°C entre os valores (Figura 9).
Ambas as moléculas são 
---------- , mas o decano
possui uma ---------- maior, o
que permite um considerável
acréscimo na área superficial de
contato, além de possuir a 
---------- molecular maior. Por
esse motivo, as forças que o
“impedem” de se desprender e
evaporar são mais relevantes.
Para compostos contendo grupos funcionais diferentes é preciso se fazer uma análise caso a
caso para se prever ou explicar os pontos de ebulição deles. Grupos funcionais polares
costumam provocar maiores forças de atração, o que faz com que os pontos de ebulição
sejam mais altos, geralmente. Como exemplo, temos a acetona, que realiza interações do
tipo dipolo-dipolo e possui PE: 56°C. Já o metanol, que além das interações anteriores,
também participa de interações do tipo ligação de hidrogênio, possui PE de 64,7°C, ainda mais
elevado, mesmo tendo menor massa molecular do que a acetona:
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 9. As estruturas moleculares do butano, isobutano, decano, acetona e metanol.
SOLUBILIDADES
O processo de solubilização de um material sólido é um processo muito parecido com o
processo de fusão de sólido. Um arranjo cristalino ordenado precisa ser desfeito para a
geração de um novo arranjo, em geral, mais desordenado das moléculas, átomos ou
íons. Para que esse processo ocorra, se faz necessária a injeção de energia para superar as
energias de formação de rede e as atrações intermoleculares ou interiônicas. Essa energia é
proveniente da formação de novas forças atrativas entre o soluto e o solvente, que podemos
denominar energias de hidratação (se o solvente for a água) ou energias de solvatação.
Essa energia pode ser fornecida através de uma fonte de calor externa que “facilita” o processo
de dissolução.
 COMENTÁRIO
O mesmo sal (NaCl) que é solúvel em água é praticamente insolúvel em solvente orgânico,
como a acetona ou acetato de etila. Já uma molécula orgânica, como a acetona, pode ser
solúvel em solvente orgânico e em água, pois por ser polar pode participar de interações
dipolo-dipolo e de ligações de hidrogênio com essas substâncias. Outro exemplo é o álcool
(etanol) que é solúvel tanto na água quanto na gasolina, mas a água e a gasolina não se
misturam, pois não são capazes de estabelecer forças intermoleculares entre suas moléculas.
As moléculas de água, devido à sua alta polaridade e seu pequeno volume, conseguem
circundar as moléculas de acetona ou álcool. Assim, uma organização é gerada no processo
de solvatação de modo que haja uma orientação entre os polos positivos e negativos das
moléculas, conforme mostrado na Figura 10. Lembre-se de que a água também faz ligação de
hidrogênio, além da atração íon-dipolo que é forte.
 
Imagem: Daniel Simas, adaptada por Lerik Lopes
 Figura 10. As interações entre a acetona e a água e a nova orientação das moléculas do
solvente para hidratar os solutos.
Como regra básica, podemos inferir que “semelhante dissolve semelhante” em termos de
polaridade. Por exemplo, há semelhança de polaridade entre íons e a água e, por isso, podem
ser solubilizados facilmente na mesma. Do mesmo modo, solventes orgânicos tendem a
dissolver compostos orgânicos apolares com mais facilidade do que a água. Em resumo, o
Quadro 2 demonstra os seguintes cenários.
Sólidos polares e iônicos geralmente se solubilizam em solventes polares.
Líquidos polares são geralmente miscíveis entre si.
Sólidos apolares são geralmente solúveis em solventes apolares.
Os líquidos apolares são geralmente miscíveis entre si.
Líquidos polares e líquidos apolares, “como água e óleo”, geralmente não são
solú veis em uma faixa extensa de concentrações.
 Quadro 2: Natureza dos componentes solúveis entre si. Elaborado por Daniel Simas.
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Sabemos que o etanol e o metanol, por exemplo, são solúveis em água e que ambos possuem
um grupo hidroxila ligado a uma cadeia alquílica. Essa solubilização só ocorre devido à
presença deste grupo hidroxila de alta polaridade, às fortes interações hidrogênio que eles
realizam e à ausência de cadeias hidrofóbicas grandes. Com isso, podemos classificar esse
grupamento hidroxila como hidrofílico (que possui afinidade pela água) e os grupos alquílicos
ou outros grupamentos apolares como hidrofóbicos (que apresenta fobia pela água). A
presença de grupos hidrofílicos auxiliam na solubilidade em água e outros compostos polares,
enquanto a presença de grupos hidrofóbicos diminuem a capacidade da substância de se
solubilizar em água e compostos polares.
Os detergentes limpam?
No dia a dia, nós usamos os detergentes e sabões para limpar as louças, roupas e objetos
sujos. Mas já parou para pensar a razão química pela qual esse fenômeno ocorre? Já parou
para pensar que tipo de substância tem lá dentro do frasco de um detergente que consegue
retirar gorduras e fazer elas “saírem” com água?
Geralmente, os detergentes são sais de ácidos sulfônicos de cadeia longa (Figura 11a). É
possível notar que a molécula possui uma longa cadeia apolar e hidrofóbica e uma região polar
e hidrofílica. Justamente esse caráter anfipático (moléculaque contém domínios polares e
domínios apolares) que faz todo o papel da limpeza. Vamos entender como?
A fração apolar da molécula do detergente possui alta afinidade com a gordura da sujeira. Já o
domínio polar, por sua vez, possui alta hidrofilicidade (afinidade pela água). Por conta dessa
estrutura, as moléculas dos detergentes se agrupam na forma de glóbulos em solução aquosa
voltando os sítios polares para o exterior para interagirem com a água e os sítios apolares se
organizam para o lado de dentro do glóbulo por conta da baixa afinidade com a água. Esses
glóbulos são denominados micelas (Figura 11b) e, no processo de lavagem, a gordura da
sujeira fica “aprisionada” dentro desta estrutura, que é removida por arraste pela água. Outro
ponto é que os detergentes e os sabões têm a capacidade de diminuir a tensão superficial da
água, porque diminuem as interações entre suas moléculas. Assim, a “entrada” dos
detergentes para remover a sujeira em locais de acesso mais restrito fica facilitada.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figuras 11.(a) Estrutura do p-dodecil benzeno sulfônico e indicação das suas regiões
polares e apolares.
 
Imagem: Shutterstock.com, adaptado por Lerik Lopes
 Figura 11. (b) Exemplo de uma micela com sua cadeia hidrofóbica voltada para o interior e
a região polar hidrofílica interagindo com a água.
VISCOSIDADE
Imagine quando viramos um pote com mel para que o líquido escorra (Figura 12). O mel
demora para escorrer, pois é um líquido bastante viscoso.
Então, viscosidade é a resistência de um líquido em fluir, ou seja, a resistência que as
moléculas de um líquido têm de deslizar sobre as outras moléculas. Quanto mais fortes são as
forças intermoleculares, maior é a viscosidade para um dado líquido.
As ligações de hidrogênio são consideradas fortes, por esse motivo é de se esperar que a água
se constitua em um líquido viscoso, pois para as moléculas de água fluírem elas precisam
“quebrar” as ligações de hidrogênio. Por outro lado, a viscosidade do benzeno é menor em
comparação com a água, pois o benzeno não realiza interações moleculares consideradas
fortes, assim, suas moléculas deslizam com mais fluidez.
 
Imagem: Shutterstock.com
 Figura 12. O mel, um líquido viscoso.
Mas não apenas as interações moleculares fortes podem conferir viscosidade para um líquido.
As forças de London, apesar de fracas, podem causar alta viscosidade, já que nas cadeias
longas de hidrocarbonetos essas forças se somam. Por exemplo, nos óleos e gorduras as
moléculas se movimentam com dificuldade. A Tabela 1 a seguir exemplifica os valores da
viscosidade de alguns hidrocarbonetos a 20°C, onde é possível notar que com o
prolongamento da cadeia temos um acréscimo nos valores de viscosidade.
Substância Fórmula Viscosidade (cP*)
Hexano C6H14 0,326
Heptano C7H16 0,409
Octano C8H18 0,542
Nonano C9H20 0,711
Decano C10H22 1,42
* centiPoise (cP). Tabela 1 - Viscosidade dos hidrocarbonetos C6-C10 a 20ºC. Extraído de
BROWN; LEMAY; BURSTEN, 2005. p. 972.
 
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
FORÇAS INTERMOLECULARES E
CARACTERÍSTICAS DAS MOLÉCULAS
AS CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS
SEGUNDO AS FORÇAS
INTERMOLECULARES. O QUE A
BIOQUÍMICA TEM A VER COM ISSO?
O especialista Daniel Simas fala sobre como a solubilidade, a conformação e as estruturas
moleculares são fatores importantes para o desempenho das funções das moléculas
biológicas. Ele usa os carboidratos, as proteínas e os lipídeos como exemplos.
alimentos
biomoléculas
carboidratos
físico-químicas
hidrofilicidade
hidrogênio
intermoleculares
lineares
meios
moleculares
moléculas
solubilidades
viscosidade
Como podemos ver, as
características de interação
entre as moléculas são
diretamente influenciadas pelas
estruturas químicas delas.
Propriedades como a 
---------- , os pontos de
ebulição e de fusão e as 
---------- são alguns
exemplos de características 
---------- que sofrem os
efeitos das interações 
---------- . Na bioquímica, a
conformação das ----------
, os ---------- onde elas
solubilizam e as funções que as
---------- desempenham
são afetadas pelas atuações de
forças de interação intra e 
---------- . Por exemplo, as
proteínas se enovelam em
conformações exatas para o
desempenho de suas funções
através da hidrofobicidade ou 
---------- de determinados
domínios e/ou através da ação
de interações de ---------- .
As mesmas interações podem
fazer com que alguns 
---------- tenham a
conformação globular que os
tornam eficazes reservas de 
---------- nos animais. Por
outro lado, estes podem
assumir formas ----------
nos vegetais e, assim,
desempenham um importante
papel estrutural.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. COM BASE NAS FÓRMULAS ESTRUTURAIS DOS COMPOSTOS
ETANO, ETANOL, ÁCIDO ETANOICO E METOXIMETANO, PODE-SE
CONCLUIR QUE OS COMPOSTOS MAIS SOLÚVEIS EM ÁGUA SÃO:
A) Etano e propano
B) Etanol e ácido etanoico
C) Etano e ácido etanoico
D) Etanol e butano
E) Ácido etanoico e pentano
2.(FUC-MT) O BENZENO É GERALMENTE USADO COMO SOLVENTE DE
COMPOSTOS ORGÂNICOS, ENQUANTO A ÁGUA É USADA
GERALMENTE COMO SOLVENTE DE COMPOSTOS INORGÂNICOS POR
APRESENTAREM RESPECTIVAMENTE:
A) Molécula polar e molécula apolar
B) Molécula apolar e molécula polar
C) Molécula polar e ligação polar
D) Molécula apolar e ligação apolar
E) Ligação polar e ligação apolar
GABARITO
1. Com base nas fórmulas estruturais dos compostos etano, etanol, ácido etanoico e
metoximetano, pode-se concluir que os compostos mais solúveis em água são:
A alternativa "B " está correta.
 
Etano, propano, butano e pentano são hidrocarbonetos. Por natureza os hidrocarbonetos são
poucos solúveis em água por possuírem apenas grupos hidrofóbicos. Já o etanol e o ácido
etanoico possuem, além da cadeia com dois carbonos, grupos hidrofílicos. São eles um
grupamento hidroxila e um grupamento carboxila, respectivamente. Por esse motivo, dentre as
opções citadas, essas são as duas substâncias mais solúveis em meio aquoso.
2.(FUC-MT) O benzeno é geralmente usado como solvente de compostos orgânicos,
enquanto a água é usada geralmente como solvente de compostos inorgânicos por
apresentarem respectivamente:
A alternativa "B " está correta.
 
O benzeno (C6H6) possui uma estrutura molecular apolar, enquanto a água é polar. Através do
princípio de “igual dissolve igual”, o benzeno pode ser usado como solvente para moléculas
orgânicas apolares e a água para moléculas polares.
MÓDULO 3
 Reconhecer as aplicações das teorias de ácidos e bases aos compostos orgânicos.
ÁCIDOS E BASES
As moléculas orgânicas podem desempenhar uma série de funções, bem como podem reagir
para formar outras moléculas. As velocidades das reações, assim como seus rendimentos,
são afetados por características intrínsecas das substâncias como, por exemplo, o
caráter básico ou ácido. As reações ácido-base são reações simples, mas que possuem
papel importante em diversos aspectos da nossa vida. Áreas como a Síntese Orgânica, as
Ciências Farmacêuticas, a Agronomia, as Ciências Forenses e outras se valem do uso desse
tipo de reação para seus objetivos.
Porém, para estudar esses conceitos, precisaremos recordar algumas teorias chave para o
estabelecimento e aplicação dos conceitos ácido e base. As teorias de Arrhenius (1887), de
BrØnsted-Lowry (1923) e de Lewis (1916, mas aceito em 1923) são as teorias mais
reconhecidas e difundidas no contexto da química orgânica.
O CONCEITO DE BRØNSTED-LOWRY PARA
ÁCIDOS E BASES (TEORIA PROTÔNICA)
Em 1923, os químicos J.N. BrØnsted e T.M. Lowry desenvolveram de forma independente a
teoria que ficou conhecida como Teoria Protônica ou simplesmente teoria de BrØnsted-Lowry.
Segundo os conceitos dispostos por essa teoria, os ácidos e bases são definidos como:
Ácidos:
São substâncias capazes de doar um próton a outras substâncias.
Bases:
São substâncias capazes de aceitar um próton de outras substâncias.
Para a existência de umareação ácido-base, a transferência de próton (H+) deve ocorrer e
toda reação deve possuir dois pares ácido-base conjugados. A Figura 13a indica como é uma
reação entre um ácido e uma base de BrØnsted-Lowry. Note que HCO3- age como ácido e ao
reagir com a H2O ele gera a sua base conjugada, o CO32-. Já o íon hidrônio (H3O+) é o ácido
conjugado gerado a partir de sua base correspondente, a água. Outro exemplo é mostrado na
Figura 13b, onde, desta vez, o ácido da reação é o H2O, que gera OH- como base
conjugada. Já a base é o NH3, que gera NH4+ como ácido conjugado. Os pares ácido-base
conjugados diferem entre si apenas da adição ou perda de um próton.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 13a e 13b. Exemplos de reações ácido e base segundo os conceitos de BrØnsted-
Lowry. HCO3-/CO32-, H2O/H3O+ e NH3/NH4+ agem como pares ácido-base conjugados entre
si.
FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES DE BRØNSTED-
LOWRY
Nessa teoria, temos o que chamamos de força dos ácidos e bases. As reações ocorrem
espontaneamente na direção da formação das espécies mais fracas. Dessa forma, no decorrer
de uma reação entre pares ácido-base, o ácido mais forte e a base mais forte reagem para
formar o ácido e a base mais fracos. Mas fique tranquilo, caro aluno. A escala de força dos
ácidos e bases é tabelada. Isto auxilia em saber qual ácido ou base tem a preferência em
reagir. Porém, como veremos a seguir, há formas de prever essa força com base nas
estruturas das moléculas.
 ATENÇÃO
A força relativa de um ácido ou de uma base pode ser expressa quantitativamente através de
um valor que relaciona as concentrações das espécies reagentes e do produto quando ocorre
o equilíbrio. Esses valores são denominados constantes de equilíbrio (K) e são definidos em
uma temperatura determinada, em função da concentração das espécies, usualmente em
mol.L-1.
Ao se tratar de um ácido, usa-se a denominação Ka para a constante de equilíbrio em água e
seu valor aumenta à medida que a força ácida aumenta. Ou seja, na medida que há maior
extensão da ionização, maior é a constante. Para as bases, a constante de equilíbrio é definida
como Kb e segue a mesma tendência de aumento no valor na medida que a força da base
aumenta. Para o cálculo da constante para uma dada reação, deve-se calcular a razão entre a
multiplicação da concentração dos produtos pela multiplicação da concentração dos reagentes.
Vejamos como pode ser nas reações genéricas apresentadas na Figura 14 a seguir.
Podemos resumir que um valor alto de Kasignifica que o ácido é forte e um valor
pequeno para Ka define que este é um ácido fraco.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 14. Reações genéricas de um ácido com água e de base com água e suas
respectivas fórmulas para o cálculo das constantes de equilíbrio Ka e Kb.
A constante de acidez normalmente é expressa por meio do negativo de seu logaritmo (pKa):
pKa= - log Ka
 EXEMPLO
O ácido acético é um ácido fraco que possui Ka= 1,76 x 10-5.
Assim o valor de pKa é 4,75.
pKa= -log(Ka) = -log(1,76 x 10-5)= -(-4,75)= 4,75
 
Já o HF possui Ka= 3,5 x 10-4.
Dessa forma, seu valor de pKa é 3,2.
pKa= -log(Ka) = -log(3,5 x 10-4)= -(-3,2)= 3,2
Observe que há uma correlação inversa entre os valores de Ka e pKa. Ou seja, quanto maior o
Ka, menor é o valor de pKa. Podemos, então, resumir que quanto menor o valor de pKa,
mais forte é o ácido. 
 Conforme mostrado na figura 15 a seguir, temos os valores de pKa para uma seleção de
ácidos e bases conjugadas. Note que a força ácida aumenta conforme os valores de pKa 
diminuem. Pode-se observar também que ácidos fortes, como o superácido HSbF6, gera bases
conjugadas fracas.
Da mesma forma que podemos prever as forças dos ácidos através dos valores de pKa, é
possível se estimar as forças das bases através destes valores. Assim:
 
Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é sua base conjugada.
Quanto maior for o pKa deste ácido conjugado, mais forte é a base.
Podemos comparar, por exemplo, o I- (Iodeto) que é uma base muito fraca, pois seu ácido
conjugado é o HI (pKa = -10), com o CH2=CH- que é uma base forte, pois seu ácido conjugado
é o eteno (CH2=CH2), um ácido fraco de pKa = 44.
 
Imagem: SOLOMONS; FRYHLE, 2012. v.1, p. 113.
 Figura 15: Força relativa de ácidos e suas bases conjugadas.
PREVENDO AS REAÇÕES ÁCIDO-BASE
As reações ácido-base são função do equilíbrio reacional. Ou seja, a reação pode ocorrer no
sentido de ida (formação dos produtos) e de volta (formação dos reagentes), seguindo uma
tendência de estabilização que determina a posição do equilíbrio. O equilíbrio é atingido
quando a velocidade da reação de ida se iguala à velocidade da reação inversa.
Em outras palavras, dizemos que as reações ocorrem sempre através do favorecimento da
formação das espécies mais estáveis (menor energia potencial). Os ácidos mais fracos e as
bases mais fracas são mais estáveis do que os ácidos fortes e bases fortes, respectivamente.
Assim, podemos exemplificar que a reação entre um ácido carboxílico (pKa 3-5) e o NaOH
ocorrerá levando a formação de H2O, um ácido mais fraco, e RCO2-, uma base mais fraca.
Veja que neste caso a reação é representada com seta única (reação fortemente deslocada
para a formação dos produtos) por conta da grande diferença entre os pKas dos ácidos, apesar
de na prática ser um equilíbrio (Figura 16).
 
Imagem: SOLOMONS; FRYHLE, 2012. v.1, p. 116.
 Figura 16. Reação entre ácido orgânico e NaOH. A reação ocorre no sentido de formação
de espécies mais fracas.
EFEITO DE NIVELAMENTO
Em solução aquosa, o íon H3O+ é o ácido mais forte que pode existir. Todo ácido forte
tende a transferir seu próton para uma molécula de água formando o íon hidrônio. De modo
paralelo, qualquer base mais forte do que o OH- reage completamente com a água, formando
OH-. Portanto, em solução aquosa, o íon OH- é a base mais forte que pode existir.
 VOCÊ SABIA
O conceito acima pode ser generalizado para outros solventes. Onde um ácido mais forte que
o ácido conjugado do solvente não poderá existir em concentrações significativas naquele dado
solvente. Já uma base mais forte que a base conjugada do solvente não poderá existir em
concentrações significativas naquele solvente específico.
EFEITO DA SOLVATAÇÃO
Usualmente, as reações ácido-base são estudadas em meios líquidos, mas também podem
ocorrer em sistemas gasosos. Porém, nesses sistemas, as medidas de forças dos ácidos são
geralmente reduzidas quando comparada com os valores em meios líquidos. Por exemplo, o
pKa do ácido acético é estimado em 130 em fase gasosa, enquanto é de 4,75 em fase aquosa.
Essa redução dá-se justamente pela ausência de solvente para “ajudar” na separação do
próton e promover a solvatação que estabilizaria a base conjugada gerada no ato da reação.
Sob uma visão global, a reação ácido-base envolve a formação de espécies carregadas. Em
solução, as moléculas do solvente circundam os íons promovendo um certo “isolamento” entre
eles, estabilizando-os e facilitando a reação. A água, por exemplo, pode realizar esse papel
através da doação dos seus hidrogênios via ligação de hidrogênio. Por esse motivo, ela é
classificada como um solvente prótico. Assim, por definição, solvente prótico é aquele que
possui hidrogênio(s) ligado(s) a átomos altamente eletronegativos. Um solvente prótico,
normalmente possui a propriedade de estabilizar moléculas orgânicas polares, como o etanol
ou a acetona, através do compartilhamento dos hidrogênios (Figura 17).
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 17. A solvatação do etanol pela água.
ESTRUTURAS E ACIDEZ
A força de um ácido está ligada à facilidade com que um próton pode ser separado do mesmo,
para ser transferido para uma base conjugada. Esse processo envolve a quebra de uma
ligação e formação da base que tende a ser mais negativa. Há uma comparação natural entre
as forças de acidez entre diferentes elementos químicos e estruturas moleculares distintas.
Qualquer fator que estabilize a base conjugada de um ácido, aumentaa força dele. Dentre os
principais efeitos estruturais a serem considerados, temos a mudança de elementos
químicos aos quais os prótons estão ligados, o efeito da hibridização, os efeitos
indutivos e de ressonância e os efeitos da solvatação pelos solventes.
A primeira comparação que surge é entre ácidos de hidretos de diferentes elementos químicos
da tabela periódica. Podemos dizer que a força de ligação com o próton diminui na
medida que se desce ao longo de uma coluna da tabela periódica. Como breve explicação,
temos que à medida que os átomos são sucessivamente maiores, há um decréscimo na
efetividade da sobreposição entre o orbital 1s do hidrogênio e os orbitais dos átomos ligados
(Figura 18).
Quando se analisa ácidos compostos por hidrogênios ligados aos elementos químicos de uma
mesma linha na tabela periódica, temos a situação em que a acidez aumenta no sentido de
aumento da eletronegatividade do átomo ligado, da esquerda para a direita (Figura 18).
 
Imagem: SOLOMONS; FRYHLE, 2012. v.1, p. 116.
 Figura 18. Resumo das tendências de acidez relativa entre ácidos dos hidretos dos
elementos da tabela periódica.
HIBRIDIZAÇÃO
O efeito da hibridização toma papel importante nos efeitos finais das forças de ácidos
orgânicos. Para fins de exemplos, vamos tomar por base a comparação entre a acidez do
etino, do eteno e do etano, que possuem valores de pKa de 25, 44 e 50, respectivamente.
Como já visto, através destes valores já se sabe que o etino é o composto mais ácido dentre os
três. Esse resultado ocorre porque a base conjugada formada a partir do etino é a mais estável.
Os carbonos do etino possuem orbitais híbridos sp (50% de caráter s).

Diferentemente dos carbonos do eteno e do etano que possuem orbitais híbridos sp2 (33,3%
de caráter s) e sp3 (25% de caráter s), respectivamente.

Os orbitais 2s possuem menor energia do que os orbitais 2p e por esse motivo tendem, em
média, a estarem mais próximos do núcleo atômico.
Assim, podemos considerar que quanto maior o caráter s da hibridização de um carbono, maior
será o caráter eletronegativo deste átomo. Dessa forma, as ligações C-H do etino são mais
polares e há um maior caráter positivo nos hidrogênios do etino. Veja a cor azul no mapa de
potencial eletrostático da Figura 19.
A eletronegatividade é a tendência que um átomo apresenta de receber elétrons e formar
um íon negativo.
Em resumo, há uma maior tendência a aumentar a acidez de espécies que possuem átomos
hibridizados com maior caráter s. Como é o caso das ligações triplas e duplas, comparadas
com ligações simples. Esses átomos polarizam mais suas ligações com hidrogênio, tornando-
os mais positivos e doando-os com mais facilidade. A base conjugada formada tende a
estabilizar bem a carga positiva formada e, portanto, é usualmente uma base fraca.
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Imagem: Adaptado de Solomons e Fryhle, 2012. v. 1. p. 119.
 Figura 19. As estruturas químicas e os mapas de potencial eletrostático do etino, do eteno
e do etano.
EFEITO INDUTIVO
As ligações comuns entre C-H e C-C são praticamente apolares. Porém, esse efeito muda se o
átomo de carbono está ligado a um átomo de eletronegatividade não equivalente à sua.
Podemos tomar como exemplo o carbono ligado a um átomo de flúor, que é bastante
eletronegativo. Esse átomo “puxa” para mais próximo de si os elétrons da ligação,
tornando-a mais polarizada e com carga parcial negativa sobre o átomo de F. Esse efeito
de puxar os elétrons pode se propagar através do espaço e através das outras ligações
da molécula.
Para a estabilização de uma base conjugada o efeito indutivo pode ser um fator importante,
pois ele torna a estrutura da base menos energética e, por consequência, mais estável. Note
no exemplo a seguir da Figura 20 que os elétrons do fluoreto de etila se colocam mais
concentrados sobre o átomo de flúor.
 
Imagem: Adaptado de Solomons e Fryhle, 2012. v.1, p. 120.
 Figura 20. As estruturas químicas e os mapas de potencial eletrostático do fluoretano.
Esse efeito também pode ser observado na comparação entre o ácido acético de pKa= 4,75 e
para o ácido cloroacético de pKa= 2,86. A maior acidez relativa do ácido substituído por cloro
dá-se por conta da eletronegatividade deste átomo. A presença do cloro torna os prótons da
carboxila do ácido mais positivos, facilitando sua perda. Além disso, após a perda do próton, o
átomo de cloro atrai os elétrons para si, via efeito indutivo, estabilizando a base conjugada
formada através da dispersão da sua carga negativa. Dessa forma, comparando as reações do
ácido acético e do ácido cloroacético com a água, temos que o equilíbrio tende mais para a
formação dos produtos na reação do ácido cloroacético, pois sua base conjugada é mais
estável do que o íon acetato (Figura 21).
 
Imagem: SOLOMONS; FRYHLE, 2012. v.1, p. 126, adaptado por Lerik Lopes
 Figura 21. Exemplificação do efeito indutivo e a estabilização da base conjugada do ácido
cloroacético.
EFEITO DA DESLOCALIZAÇÃO
A deslocalização eletrônica ocorre quando os elétrons em uma molécula não estão
associados a um único átomo ou a uma ligação covalente. Ou seja, os elétrons deslocalizados
são contidos dentro de um orbital que se estende ao longo de vários átomos adjacentes
permitindo que eles sejam compartilhados por esses átomos formando estruturas de
ressonância.
Esse efeito pode ser significativo para a estabilização das bases conjugadas formadas, pois a
deslocalização de cargas é sempre um fator que contribui nesse sentido. Justamente por conta
dessa estabilidade dada à base conjugada, a energia necessária para a formação dela é
diminuída, favorecendo ainda mais a ocorrência da reação.
 EXEMPLO
Podemos comparar a acidez entre um álcool alifático e um grupamento fenólico. O etanol, por
exemplo, possui pKa= 16, enquanto o orto-cresol (2-metilfenol) possui pKa= 10,26. O etanol, ao
se ionizar forma o íon etóxido como base conjugada, que não possui nenhuma estrutura de
ressonância como forma de estabilização, conforme consta na Figura 21. O o-cresol, por sua
vez, ao reagir perdendo seu próton, forma como base conjugada uma estrutura que
inicialmente possui carga negativa localizada sobre o átomo de oxigênio. Contudo, outras três
estruturas podem ser representadas para promover a deslocalização eletrônica e consequente
estabilização da base conjugada, que é uma base mais fraca do que o ânion etóxido. Digamos,
então, que neste caso há a estabilização por ressonância favorecendo a ocorrência da reação.
 
Imagem: Daniel Simas.
 Figura 22. A reação do etanol com água e a reação do o-cresol com água. As estruturas de
ressonância para a base conjugada do o-cresol.
FUNÇÕES ORGÂNICAS
A acidez das moléculas orgânicas pode variar de acordo com os grupos funcionais que
representam a porção ácida da molécula. Alguns grupos funcionais são reconhecidamente
ácidos, caso dos ácidos carboxílicos, álcoois e fenóis. Normalmente os ácidos orgânicos são
considerados de força média para fraca, com valores de pKa variando entre 3 e 5. Os fenóis
possuem pKa de aproximadamente 10. Já os álcoois são considerados ácidos fracos com
valores usuais de pKa entre 15 e 18. Já um composto sulfurado do tipo tiol possui seu pKa 
variando entre 10 e 11. Assim, a Figura 23 a seguir resume a ordem de acidez para algumas
funções orgânicas.
BASICIDADE
A basicidade também pode ser medida em compostos orgânicos. Os compostos nitrogenados
são conhecidos por suas basicidades. As aminas alifáticas, por exemplo, são mais básicas do
que as aminas aromáticas, pois os grupos alquílicos têm efeito indutivo positivo, aumentando a
disponibilidade do par de elétrons não ligante do nitrogênio. Diferentemente dos grupos arila e
fenila, que reduzem a disponibilidade desta parte de elétrons por efeito de ressonância. Porém,
dentre as aminas alifáticas, a basicidade tende a aumentar de acordo com o aumento do
número de substituintes na amina.
Assim, de forma resumida, quanto maioro número de grupos “arilas” como substituintes,
menor será a basicidade, e, em aminas alifáticas, a basicidade cresce com o aumento do
número de grupos alquila. Aminas terciárias fogem à regra e são menos básicas que as aminas
primárias (Figura 23).
 
Imagem: Daniel Simas, adaptado por Lerik Lopes
 Figura 23. Resumo da acidez e basicidade de algumas funções orgânicas.
O CONCEITO DE LEWIS PARA ÁCIDOS E
BASES
Essa teoria foi apresentada por Gilbert Newton Lewis (1875-1946), em 1916, mas aceita
apenas a partir de 1923. Segundo esse conceito:
Ácidos:
São substâncias capazes de aceitar um par de elétrons de outros átomos para formar uma
nova ligação.
Bases:
São substâncias capazes de doar um par de elétrons a outro átomo para formar uma nova
ligação.
Parece simples, não é? E de fato é simples mesmo. Porém, essa teoria ampliou
consideravelmente as aplicações e o entendimento sobre ácidos e bases, trazendo conceitos
úteis para a compreensão de uma nova variedade de reações orgânicas. Na teoria de Lewis,
os ácidos e as bases não ficam restritos a agirem apenas como doadores ou aceptores de
prótons (H+), respectivamente, como acontece segundo a teoria de BrØnsted-Lowry, mas, sim,
como aceptores ou doadores de par de elétrons em uma dada reação.
Veja que na Figura 24 o HCl age de forma análoga a que um doador de próton age. Porém, o
que acontece segundo Lewis é que o HCl ao reagir com o NH3, ele recebe o par de elétrons se
tornando um Cl- (cloreto). De forma paralela, a amônia (NH3) doa um par de elétrons para que
a reação ocorra. A Figura 24 também mostra que a reação ocorre com o NH3 novamente
doando seu par de elétrons (base de Lewis), desta vez para o alumínio.
Note, que dessa vez, não há quebra de ligação para que a reação ocorra. Apesar de assumir
carga negativa, o alumínio atinge a condição de octeto completo após a reação e por receber o
par de elétrons do nitrogênio, ele atua como ácido de Lewis.
 
Imagem: SOLOMONS; FRYHLE, 2012. v.1, p.105, adaptada por Lerik Lopes.
 Figura 24: Reação entre ácidos de Lewis (Receptores de par de elétrons) e bases de Lewis
(Doadores de par de elétrons).
Vamos agora observar uma reação orgânica envolvendo o conceito de Lewis. O éter etílico,
pode reagir com o BF3, gerando como produto o eterato de trifluoreto de boro (BF3OEt2),
Figura 25. O par de elétrons livre do oxigênio é quem “ataca” o átomo de boro, para a
realização da nova ligação química. Nesse caso, temos então a acetona agindo como doadora
de par de elétrons, ou seja, uma base de Lewis. Já o BF3, por receber o par de elétrons, age
como ácido de Lewis.
 
Imagem: Daniel Simas, adaptado por Lerik Lopes
 Figura 25. Reação entre o éter etílico e o BF3, um ácido de Lewis e um bases de Lewis.
LEWIS X BRØNSTED-LOWRY
Os dois conceitos divergem entre si quando se trata das definições de ácidos de Lewis. Para
BrØnsted-Lowry, os ácidos são apenas doadores de prótons, já para Lewis os ácidos são
aceptores de par de elétrons em uma dada reação. O conceito de Lewis se mostra, na prática,
mais abrangente do que a teoria de BrØnsted-Lowry.
As bases de Lewis são espécies doadoras de elétrons e, no postulado de BrØnsted-Lowry, as
bases são aceptoras de prótons. Como para receber prótons, as bases de BrØnsted-Lowry
precisam doar par de elétrons para que a reação ocorra, as teorias se assemelham neste
ponto, uma vez que assim como acontece para os ácidos, a definição de bases de Lewis é
mais abrangente do que a definição de bases de BrØnsted-Lowry.
Devido à maior amplitude das aplicações das definições de Lewis, inclusive incluídas todas as
reações de BrØnsted-Lowry, sua aplicação funciona como base para o entendimento da
maioria das reações em Química Orgânica. Assim, um sólido entendimento destes conceitos
será de suma importância para os aprendizados em síntese orgânica.
Outro exemplo da comparação entre as teorias pode ser visto a seguir na reação entre o HCl e
o 1-metil-ciclohexan-1-ol (reação A da Figura 26). Note que devido à eletronegatividade do
átomo de cloro, o hidrogênio do HCl é parcialmente positivo (eletrofílico: possui afinidade por
elétrons). Como o oxigênio do álcool é uma base de Lewis, ele pode doar seu par de elétrons
ao próton e o assimilar em sua estrutura. Assim, o Cl- termina por agir como ácido de Lewis,
por receber o par de elétrons que antes fazia parte da ligação com o hidrogênio. Veja que essa
mesma explicação cabe para ácidos e bases de BrØnsted-Lowry, onde temos ácido e base
como doador e receptor de próton (H+).
Já na reação B da Figura 26, entre o benzaldeído e o cianeto temos o aldeído com
características eletrofílicas devido à eletronegatividade do oxigênio da carbonila. Assim, o íon
cianeto atua como uma base de Lewis ao doar seu par de elétrons e deslocá-lo para o
oxigênio, de modo que todos os átomos tenham um octeto de elétrons. Assim, o grupo cianeto
atua como base de Lewis, mas não com base de BrØnsted-Lowry – note que ele não recebe
próton (H+). Isso também vale para o aldeído, que atua como ácido de Lewis por receber o par
de elétrons, mas não como ácido de BrØnsted-Lowry, pois não doa H+.
 
Imagem: Daniel Simas, adaptado por Lerik Lopes
 Figura 26. Esquemas reacionais entre o HCl e o 1-metil-ciclohexan-1-ol (A) e entre o
benzaldeído e o cianeto (B).
AS DIFERENTES DEFINIÇÕES ÁCIDO BASE
– BREVE RESUMO
A QUÍMICA ÁCIDO BASE E SUA
IMPORTÂNCIA BIOLÓGICA
A especialista fala sobre os exemplos de reações ácido base de impacto nas indústrias
farmacêuticas, nas ciências forenses e na indústria alimentícia.
Como já visto, uma reação ácido-base ocorre entre duas espécies que denominamos
ácido e base. Diferentes conceitos são usados para definir estes dois termos através do
mecanismo envolvido nas reações. Suas aplicações são de grande importância para diversas
áreas da ciência e para a explicação da maioria das reações orgânicas. O diagrama de Venn
(Figura 26) mostra uma visão coordenada das três teorias mais aceitas e conhecidas para
definir ácidos e bases em Química Orgânica. Note que a teoria de Lewis é a mais
abrangente entre elas. Podemos definir que todo ácido de Arrhenius é também um ácido de
BrØnsted-Lowry e, sequencialmente, todo ácido de BrØnsted-Lowry será também classificado
como ácido de Lewis. Mas nem todo ácido de Lewis é um ácido de BrØnsted-Lowry.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 26. Esquemas reacionais entre o HCl e o 1-metil-ciclohexan-1-ol (A) e entre o
benzaldeído e o cianeto (B).
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. AO COMPARAR A ESTRUTURA DO ÁCIDO MONOCLORO-ETANOICO
(KA= 1,55 X 10-3) COM A ESTRUTURA DO ÁCIDO DICLOROETANOICO
(KA= 5 X 10-2) E SEUS VALORES DE PKA , PODEMOS NOTAR QUE O
SEGUNDO É MAIS ÁCIDO. DENTRE AS OPÇÕES ABAIXO, MARQUE O
PRINCIPAL EFEITO QUE PROMOVE A MAIOR ACIDEZ DO ÁCIDO
DICLORO ETANOICO.
A) Efeito de ressonância
B) Efeito indutivo
C) Volatidade
D) Ponto de fusão
E) Pressão de vapor
2. (FGV-SP-ADAPTADO) A AMÔNIA É UM COMPOSTO MUITO VERSÁTIL,
POIS SEU COMPORTAMENTO QUÍMICO POSSIBILITA SEU EMPREGO EM
VÁRIAS REAÇÕES QUÍMICAS EM DIVERSOS MECANISMOS
REACIONAIS, COMO EM: 
 
I- HBR(G) + NH3(AQ) → NH4+(AQ) + BR–(AQ) 
II- NH3(G) + CH3–(G) → CH4(G) + NH2–(G)
 
DE ACORDO COM O CONCEITO ÁCIDO-BASE DE BRØNSTED-LOWRY, A
AMÔNIA É CLASSIFICADA EM I E II, RESPECTIVAMENTE, COMO:
A) Ácido e base
B) Base e ácido
C) Ácido e ácido
D) Neutro e ácido
E) Base e base
GABARITO
1. Ao comparar a estrutura do ácido monocloro-etanoico (Ka= 1,55 x 10-3) com a
estrutura do ácido dicloroetanoico (Ka= 5 x 10-2) e seus valores de pKa , podemos notar
que o segundo é mais ácido. Dentre as opções abaixo, marque o principal efeito que
promove a maior acidez do ácido dicloro etanoico.
A alternativa "B " está correta.
 
Ao observar as estruturas, podemos notar que o efeito de ressonância (deslocalização
eletrônica) atua de forma semelhante para ambas as estruturas. Contudo, o efeito indutivo se
pronuncia com intensidade na estrutura do ácido dicloroetanoico. Os doisátomos de cloro são
eletronegativos e tornam a ligação entre o oxigênio e o hidrogênio mais polarizada, tornando
esse hidrogênio mais ácido. Além disto, os átomos de cloro atuam de forma conjunta,
aumentando o efeito de estabilização da base conjugada.
2. (FGV-SP-adaptado) A amônia é um composto muito versátil, pois seu comportamento
químico possibilita seu emprego em várias reações químicas em diversos mecanismos
reacionais, como em: 
 
I- HBr(g) + NH3(aq) → NH4+(aq) + Br–(aq) 
II- NH3(g) + CH3–(g) → CH4(g) + NH2–(g)
 
De acordo com o conceito ácido-base de BrØnsted-Lowry, a amônia é classificada em I e
II, respectivamente, como:
A alternativa "B " está correta.
 
Segundo a teoria de BrØnsted-Lowry, na equação I, a amônia é uma base porque recebe um
H+ para tornar-se um NH4+, mas, na equação II, ela é um ácido porque doa um próton e
transforma-se em NH2–.
CONCLUSÃO
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Neste material, foi possível abordar três módulos distintos, mas com ligações claras entre si.
No módulo 1, estudamos sobre as diversas formas de interação molecular. As principais
abordadas foram as forças do tipo dipolo-dipolo, dipolo induzido, ligação de hidrogênio, forças
de dispersão e as forças envolvendo espécies iônicas. Através da atuação destas forças, as
moléculas, átomos ou íons das diferentes substâncias interagem entre si e se atraem,
interferindo diretamente nas suas propriedades físico-químicas como: o ponto de ebulição, de
fusão, solubilidade, viscosidade, volatilidade etc. Essas características, bem como a correlação
delas com as estruturas químicas e com as forças das interações moleculares, foram
apontadas no módulo 2.
Por fim, no módulo 3, foram discutidas as principais teorias ácido-base e suas aplicações. As
definições de BrØnsted-Lowry e Lewis são as mais aplicadas aos conceitos de Química
Orgânica. Essas foram comparadas e discutidas de acordo com seus princípios básicos, como
força de um ácido ou base, constantes de ionização e mecanismo reacionais. Essas teorias
são as bases para a maior parte das reações orgânicas e possuem pronunciadas aplicações
em distintas áreas da ciência e do cotidiano.
AVALIAÇÃO DO TEMA:
REFERÊNCIAS
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio
ambiente. Porto Alegre: Artmed Bookman, 2006.
BRADY, J. E. SENESE, F. Química: a matéria e suas transformações. v.1 e 2, 5. ed. Rio de
Janeiro: LTC, 2009.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo:
Prentice Hall, 2005. p. 972.
MCMURRY, J. Química Orgânica. v. 1 e 2. 6. ed. Cengage Learning, 2012.
SOLOMONS, T. W. G.; Fryhle, C. B. Química Orgânica, v. 1 e 2. 10 ed. Rio de Janeiro: LTC,
2012.
EXPLORE+
Para ampliar seus conhecimentos sobre o tema, leia:
Os artigos sobre Solubilidade das substâncias orgânicas, de Cláudia Rocha Martins,
Wilson Araújo Lopes e Jailson Bittencourt de Andrade, na revista Química Nova.
CONTEUDISTA
Daniel Luiz Reis Simas
 CURRÍCULO LATTES
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