Acidez e Basicidade em Orgânicos

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Acidez e Basicidade de
Compostos Orgânicos 
Profa. Dra. Estefânia Viano da Silva
e-mail: estefania.silva@facunicamps.edu.br
mailto:estefania.silva@facunicamps.edu.br
❖Ácido: vem do latim acere, significa AZEDO.
❖O sabor azedo é devido a presença de ácidos carboxílicos em sua 
composição.
Exs: ácido acético (vinagre), ácido lático (leite coalhado),
ácido cítrico (suco de limão), etc.
❖Base: a palavra base foi introduzido apenas no século XVIII. Antes, 
era conhecida como álcali (palavra oriunda do Árabe).
➢ Possui sabor AMARGO.
➢ São empregadas como produtos de limpeza, medicamentos 
(antiácidos), etc;
Exs: hidróxido de magnésio (leite magnésio), hidróxido de sódio, etc.
ÁCIDOS E BASES
- Antiguidade → propriedades organolépticas eram importantes 
na caracterização das substâncias.
2
→ 4 Definições:
1ª - Arrhenius
2ª - Brönsted-Lowry
3ª - Lewis 
4ª - Pearson
- Final século XIX: surgimento das primeiras ideias bem
comsucedidas correlacionando ESTRUTURA QUÍMICA 
PROPRIEDADES ÁCIDAS E BÁSICAS.
FOCO DO NOSSO ESTUDO...
3
Ácidos e Bases 
segundo Arrhenius
Svant August Arrhenius 
1859-1927 4
Ácidos
❖Certas SUBSTÂNCIAS NEUTRAS, quando 
dissolvidas em ÁGUA, formavam espécies carregadas 
(íons);
❖Processo: dissociação iônica ou ionização em 
solução;
❖ Justificava condutividade elétrica das soluções;
❖Os ácidos, quando dissolvidos em água, aumentavam 
a CONCENTRAÇÃO DE ÍONS H+
5
❖Como característica comum, as substâncias ácidas apresentam o 
átomo de HIDROGÊNIO ligado a um átomo eletronegativo.
Ácidos
6
em ÁGUA, 
ÂNIONS
aumentam a
HO- (ÍONS
❖Quando dissolvidas 
CONCENTRAÇÃO DE 
HIDROXILA).
Bases
7
Limitações da Teoria de Arrhenius:
SOLUÇÕES AQUOSAS 
SUBSTÂNCIAS NEUTRAS
8
Ácidos e Bases segundo 
Brönsted e Lowry
Johannes N. Brönsted 
(1879-1947)
Thomas M. Lowry 
(1874 - 1936)
9
❖ Brönsted e Lowry trabalharam independentemente;
❖ Propuseram um conceito remodelado para definir ácidos e bases;
➢ Ácidos: espécies (íons ou neutras) DOADORAS DE H+
(prótons);
➢ Bases: espécies aceptoras de H+
Englobam:
- todas as espécies químicas que apresentam um par de elétrons 
disponível para compartilhar com o H+
-espécies negativas;
-neutras;
-também os hidróxidos metálicos, como no conceito de 
Arrhenius. 10
Segundo a teoria de Bronsted-Lowry:
- Um ÁCIDO reage com uma BASE, levando à formação de um
ÁCIDO CONJUGADO DA BASE e uma BASE CONJUGADA
DO ÁCIDO.
+ H Cl H O H 
H
+ Cl
H O 
H
BASE 
(RECEPTOR DE PRÓTONS)
ÁCIDO 
(DOADOR DE PRÓTONS)
ÁCIDO CONJUGADO 
DA BASE
BASE CONJUGADA 
DO ÁCIDO
É a molécula ou íon 
que se forma quando o 
ácido perde seu próton
É a molécula ou íon que se 
forma quando a base aceita 
um próton 11
BASE
Segundo a teoria de Brönsted-Lowry:
ÁCIDO
NH3 (aq) + H2O (l)
CH3NH2 (aq) + H2O (l)
CH3CO2H (aq) + H2O (l)
+ -
NH4 (aq) + OH (aq)
+ -
CH3NH3 (aq) + OH (aq)
-
H3O+ (aq) + CH3CO2 (aq)
Água: substância com caráter ANFÓTERO
Ácido: doa H+ 
Base: aceita H+
12
-Teoria de Brönsted-Lowry é importante até hoje;
1)Medicamentos cujos princípios ativos são constituídos da função 
amina, são preparados e comercializados na forma de sais.
13
-Em termos de medicamentos cujos princípios ativos são constituídos da 
função ÁCIDO CARBOXÍLICO, alguns são preparados e 
comercializados na forma de sais;
-Reações como estas envolvem os conceitos de ÁCIDO-BASE de 
Brönsted-Lowry.
14
Limitações da Teoria de Brönsted-Lowry:
Conceito de doador e receptor de H+
15
Ácidos e Bases segundo Lewis:
❖ Lewis: um dos grandes químicos do século XX;
❖ Elaboração de uma TEORIA MAIS ABRANGENTE sobre
ÁCIDOS E BASES;
água como❖1923: “Nós estamos habituados ao uso da 
solvente e, portanto, nossos dados são limitados”;
❖Definição geral para ácidos e bases 
(universal, independente do ambiente 
químico, capaz de englobar e 
ultrapassar os conceitos de 
Arrhenius e Brönsted-Lowry).
16
Na definição de Lewis:
❖Uma substância é BÁSICA quando FORNECE UM PAR DE 
ELÉTRONS para formar uma ligação química;
❖Uma substância é ÁCIDA quando ACEITA UM PAR DE 
ELÉTRONS em uma ligação química.
As bases de Arrhenius e Brönsted-Lowry são 
também bases de Lewis?
17
Arrhenius:
❖Bases, quando dissolvidas em água, aumentavam a concentração 
de ânions HO- (íons hidroxila).
Brönsted-Lowry:
❖Bases: espécies aceptoras de H+ (englobam todas as espécies 
químicas que apresentam UM PAR DE ELÉTRONS DISPONÍVEL 
PARA COMPARTILHAR COM O PRÓTON, espécies negativas, 
neutras e também os hidróxidos metálicos, como no conceito de 
Arrhenius).
18
Que modificação houve na teoria de Lewis?
éter etílico
sulfeto de dimetila
piridina
trimetilamina
cloreto de 
alumínio
trifluoreto de boro
❖Incluem-se os ÁCIDOS NÃO-PRÓTICOS (metais e seus derivados – 
ácidos de Lewis);
❖Os ácidos de Lewis incluem espécies químicas contendo elementos do 
Grupo 3A – BORO e ALUMÍNIO.
SÓLIDO ESTÁVEL
(PF= 128 ºC)
19
EXEMPLO:
BF3 e NH3 → cargas opostas se atraem e reagem (reação baseada nas 
densidades eletrônicas dos reagentes em questão):
-BF3: trifluoreto de boro possui carga parcial positiva no boro;
-NH3: amônia possui carga parcial negativa localizada no par de 
elétrons isolado;
A Força do Ácidos e Bases: Ka e pKa
❖ Por que existem ÁCIDOS FORTES, como o HCl e H2SO4 e
ÁCIDOS FRACOS, tais como o CH3CO2H ?
❖ Quando o CH3CO2H se dissolve em água, a seguinte reação
NÃO se processa por completo:
21
❖Experimentos mostram que em uma solução 0,1 M de ácido 
acético (diluída), a 25 ºC, apenas cerca de 1% das moléculas de 
ácido acético se ionizam transferindo seus prótons para a água
1% de espécies dissociadas
- Temperatura ambiente;
- Solução diluída de ácido acético;
- Reação em equilíbrio
22
A Constante de Acidez – Ka
❖Uma vez que a reação em solução aquosa ocorre em 
EQUILÍBRIO, pode-se descrevê-la com uma expressão para a 
constante de equilíbrio:
23
CONCENTRAÇÃO DE❖Para SOLUÇÕES AQUOSAS DILUÍDAS, 
ÁGUA é CONSTANTE;
❖Assim, tem-se a CONSTANTE DE ACIDEZ :
Ka para o ácido acético é 1,76 x 10-5
24
→ É possível escrever expressões similares 
para qualquer ÁCIDO FRACO DISSOLVIDO 
EM ÁGUA:
HA + H2O H3O
+ + A-
25
Numerador
Denominador
Como CONCENTRAÇÕES DOS PRODUTOS da reação 
são escritas no NUMERADOR e CONCENTRAÇÃO DO 
ÁCIDO NÃO-DISSOCIADO no DENOMINADOR:
está COMPLETAMENTE
→ valor maior de Ka: ácido forte
→ valor menor de Ka: ácido fraco
Ka>10 → ácido
DISSOCIADO em água.
IMPORTANTE:
26
Acidez e pKa
- Expressão da constante de acidez (Ka) como seu logaritmo 
negativo (pKa):
- Análogo a expressar a concentração do íon hidrônio como pH:
pH = -log [H3O
+]
27
- Há uma relação INVERSA entre a magnitude de pKa e a 
força do ácido:
Ka= 1,76 x 10-5 Ka= 1 Ka= 107
QUANTO MAIOR O VALOR DO pKa, 
MAIS FRACO SERÁ O ÁCIDO
28
AUMENTO DA FORÇA DO ÁCIDO
Superácido: 
ácido fluoro- 
antimônico
29
A
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 D
A
 F
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R
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A
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 Á
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O
A
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A
 F
O
R
Ç
A
 D
O
 B
A
S
E
Ácido mais forte
Ácido mais fraco
Base mais fraca
Base mais forte
Base conjugadaÁcido pKa Aproximados
Prevendo a Força das Bases
Quanto mais FORTE o ácido (menor pKa), mais FRACA será 
a sua base conjugada.
+ H Cl H O H 
H
+ Cl
H O 
H
BASE 
(RECEPTOR DE PRÓTONS)
ÁCIDO
(DOADOR DE PRÓTONS)
ÁCIDO CONJUGADO 
DA ÁGUA
BASE CONJUGADA 
DO HCl
30
do seu ácido- Pode-se relacionar a força da base ao pKa 
conjugado:
Quanto MAIOR o pKa do ÁCIDO CONJUGADO, ou seja, 
quanto mais fraco ele for, mais FORTE será a BASE.
31
AUMENTO DA FORÇA DA BASE
Previsão do Resultado das Reações Ácido-Base
É importante saber a ordem geral de acidez de alguns dos 
principais grupos funcionais:
❖ÁCIDOS CARBOXÍLICOS: pKa entre 3 e 5 
Exemplo: ácido acético: pKa: 4,75
❖ ÁLCOOIS: pKa entre 15 e 18 
Exemplo: álcool etílico: pKa: 15,9
Ácido
32
Solubilidade em Água como Resultadoda 
Formação de um Sal
❖ Compostos com MENOS DE 5 ÁTOMOS DE CARBONO 
(ácido acético) → SOLÚVEIS EM ÁGUA;
❖ Ácidos superiores → solubilizam em solução aquosa de 
hidróxido de sódio:
33
Ácido benzoico 
Insolúvel em água
Solúvel em água
Solubilidade em Água como Resultado da 
Formação de um Sal
❖ Aminas insolúveis em água (peso molecular elevado) podem se 
tornar solúveis em ácido clorídrico porque as reações ácido-base 
se convertem em sais solúveis em água.
34
Fenilamina
Insolúvel em água
Solúvel em água
Sal
FATORES QUE PODEM PROMOVER 
ESTABILIZAÇÃO
1. Tamanho do átomo (força da ligação)
2. Eletronegatividade
4. Efeitos Indutivos
3. Hibridização
5. Ressonância
6. Solvatação
A Relação entre Estrutura e Acidez
❖FORÇA DE UM ÁCIDO: depende do grau em que um próton 
pode ser separado dele e transferido para uma base;
❖Remoção do próton envolve a QUEBRA de uma ligação e a
FORMAÇÃO de uma base conjugada eletricamente mais negativa;
❖TABELA PERIÓDICA: colunas verticais → predomina a força 
da ligação do elemento com o próton:
36
A Relação entre Estrutura e Acidez
37
A
U
M
E
N
T
O 
D
A 
A
C
I
D
E
Z
A
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M
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T
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D
A 
A
C
I
D
E
Z
❖Quanto mais forte a ligação H-X, mais fraco será o ácido, 
ou seja, menos ele se dissocia;
❖ HI, HBr e HCl são ácidos fortes;
❖Suas bases conjugadas (I-, Br- e Cl-) são todas bases muito 
fracas – estáveis;
❖ O íon fluoreto é uma base forte instável:
AUMENTO DA BASICIDADE
F- > Cl- > Br- > I-
A Relação entre Estrutura e Acidez
38
❖TABELA PERIÓDICA: colunas horizontais → acidez AUMENTA da 
ESQUERDA para a DIREITA;
❖As forças de ligação são aproximadamente as mesmas;
a❖ Portanto, o FATOR DOMINANTE torna-se
ELETRONEGATIVIDADE do elemento ligado ao hidrogênio;
❖A eletronegatividade afeta de dois modos: 
1- polaridade da ligação com o próton;
2- estabilidade relativa do ânion (base conjugada) que se forma quando o 
próton é perdido;
A Relação entre Estrutura e Acidez
39
Quanto maior o valor 
de pKa, mais fraco 
será o ácido
A Relação entre Estrutura e Acidez
→ Efeito responsável pela 
grande diferença na acidez 
de ácido carboxílico, 
amidas, cetonas:
2RCOOH >> RCONH >>
RCOCH3
AUMENTO DA ELETRONEGATIVIDADE
AUMENTO DA ACIDEZ
❖Uma vez que H–F é o ácido mais forte desta relação, sua base 
conjugada (F-) será a base conjugada mais fraca:
❖ O ânion CH3
- é o MENOS ESTÁVEL dos quatro, porque
-
o carbono sendo o elemento menos eletronegativo é menos 
capaz de aceitar a carga negativa;
❖ Logo, sua base conjugada será mais forte (menos estável).
41
AUMENTO DA BASICIDADE
→ Quando os átomos são similares em tamanho, o 
ácido mais forte terá seu próton ligado ao átomo mais 
eletronegativo.
A Relação entre Estrutura e Acidez
Eletronegatividade:
42
A Relação entre Estrutura e Acidez
43
A acidez aumenta ao longo de uma linha 
(efeito eletronegatividade)
A
cid
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m
e
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(efe
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 fo
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e
 ligação
)
Hidreto
Efeito da Hibridização
pKa = 44pKa = 25 pKa = 50
Os prótons do etino são mais ácidos que do eteno, que por sua 
vez, são mais ácidos que do etano:
Explicação → o átomo do C (hibridizado sp) atua como se ele fosse O 
MAIS ELETRONEGATIVO. Polariza a ligação C-H em uma extensão 
maior e torna o H MAIS POSITIVO. Portanto, ETINO doa um próton 
para uma base mais facilmente.
44
O carbono mais eletronegativo estabiliza melhor a carga 
negativa por estar mais próximos ao núcleo.
É a base conjugada mais fraca!
Quanto mais FORTE o ácido (menor pKa), mais FRACA 
será a sua base conjugada
Em resumo: quanto maior o 
caráter s, menor a energia, 
ânion mais estável! 45
CARACTERÍSTICAS DAS MOLÉCULAS E ACIDEZ
CH3-CH3
POLAR OU APOLAR?
CH3-CH2-F
POLAR OU APOLAR?
Características das moléculas define certos efeitos...
46
Efeitos Indutivos
➢São EFEITOS ELETRÔNICOS transmitidos ATRAVÉS DO 
ESPAÇO e das LIGAÇÕES DA MOLÉCULA;
➢EFEITO DE ATRAÇÃO DE ELÉTRONS LIGANTES;
➢Tais efeitos enfraquecem à medida que a distância ao 
substituinte aumenta;
47
Apesar do próton ácido de cada um dos cinco ácidos 
carboxílicos estar ligado a um átomo de oxigênio, as cinco 
substâncias têm acidez diferentes:
❖Halogênios são mais eletronegativos que os hidrogênios do 
grupo -CH3;
❖Um átomo eletronegativo atrai os elétrons ligantes para si;
❖Atrair elétrons via ligação sigma é chamado EFEITO 
INDUTIVO RETIRADOR DE ELÉTRONS
Efeitos Indutivos
48
Base conjugada de um ácido carboxílico com um substituinte 
halogenado será bem mais estável porque há um decréscimo da 
densidade eletrônica sobre o átomo de oxigênio:
Base 
conjugada 
mais estável
-
Quanto maior o efeito indutivo do substituinte halogênio, 
maior a acidez, pois mais estabilizada será a base conjugada
Efeitos Indutivos
49
❖O efeito de um substituinte na acidez de uma substância 
DIMINUI quando a distância entre os substituintes e o 
átomo de oxigênio AUMENTA.
Efeito de Campo
50
A Acidez dos Ácidos Carboxílicos
❖ Ácidos carboxílicos são muito mais ácidos do que os 
álcoois correspondentes (pka 3 a 5 / pka 15 a 18);
❖ Embora ambos sejam “ácidos” fracos, o ácido 
carboxílico é mais forte que o etanol;
❖Como explicar a maior acidez dos ácidos carboxílicos?
❖ Há 2 propostas:
 - TEORIA DA RESSONÂNCIA
 - EFEITOS INDUTIVOS
51
Efeitos de Ressonância:
Pequena estabilização por 
ressonância
(As estruturas não são 
equivalentes e a estrutura 
inferior necessita 
SEPARAÇÃO DE CARGA)
Estabilização por ressonância maior
(As estruturas são equivalentes e não 
existe necessidade de SEPARAÇÃO DE 
CARGA)
52
Ácido Acético 
2 estruturas de 
ressonância para o 
ácido Íon acetato
2 estruturas de 
ressonância para o 
ânion
Efeitos de Ressonância:
❖ ∆Go positiva para a ionização de um álcool NÃO é 
reduzida pela estabilização por ressonância;
❖ Isso explica por que ∆Go é muito maior do que aquela 
para um ácido carboxílico
❖ Assim, UM ÁLCOOL SERÁ MUITO MENOS ÁCIDO 
DO QUE UM ÁCIDO CARBOXÍLICO 
53
54
M
u
d
an
ça
 d
e
 e
n
e
rg
ia
 li
vr
e
 (
∆
G
◦)
RESUMINDO:
- Quanto mais estruturas de ressonância houver 
para um ânion, mas estabilizado ele será;
- A maior estabilização de um ânion diminui o 
valor de ∆Go e favorece a formação dos produtos;
55
Efeitos Indutivos:
❖ 1986: efeito indutivo → explicação alternativa para 
maior acidez de algumas moléculas, como ácidos 
carboxílicos;
❖ Estabeleceu-se que a ESTABILIZAÇÃO POR 
RESSONÂNCIA do ânion do ácido carboxílico é 
relativamente IRRELEVANTE na explicação da acidez 
dos ácidos carboxílicos
❖ NOVA PROPOSTA: o fator mais importante a 
considerar para a acidez de ácidos carboxílicos é o 
EFEITO INDUTIVO DO GRUPO CARBONILA DO 
ÁCIDO CARBOXÍLICO 
56
❖ Em ambos, a ligação OH é altamente polarizada pela maior 
eletronegatividade do átomo de oxigênio da ligação dupla;
❖ A maior acidez do ácido acético deve-se ao efeito indutivo de 
atração de elétrons do GRUPO CARBOXILA quando comparado ao 
CH2 na posição correspondente do etanol
❖ O grupo carboxila é altamente polarizado (C carrega δ+ e O 
carrega δ -)
57
Ácido acético 
(ácido forte)
Etanol
(ácido fraco)
❖ No íon acetato, a carga negativa está UNIFORMEMENTE 
distribuída pelos dois oxigênios;
❖ No íon etóxido a carga se encontra apenas no oxigênio
❖ A capacidade de melhor estabilizar uma carga negativa é o que faz do 
acetato uma base mais fraca que o etóxido 
58
Aníon Acetato 
Base fraca 
Aníon Etóxico
Base forte
EFEITOS INDUTIVOS DE OUTROS GRUPOS
❖ A maior acidez do ÁCIDO CLOROACÉTICO pode ser atribuída, em 
parte, ao efeito indutivo RETIRADOR DE ELÉTRONS do átomo de 
cloro;
❖ A ADIÇÃO do EFEITO INDUTIVO DO CLORO AO EFEITO 
INDUTIVO DO GRUPO CARBONILA torna o próton da hidroxila do 
ácido cloroacético ainda mais positivo do que o do ácido acético 59
❖ O efeito indutivo também estabiliza o íon cloroacetato, pela dispersãode sua carga negativa;
❖ DISPERSÃO DE CARGA SEMPRE TORNA UMA ESPÉCIE MAIS 
ESTÁVEL;
Qualquer fator que estabiliza a base conjugada de 
um ácido aumenta a força do ácido
60
Efeito de Ressonância
CO2H CO2H
NO2
CO2H CO2H
CH3
pKa 4,19 3,41
Cl
3,98 4,36
Grupos retiradores de elétrons → estabiliza base conjugada do ácido
Grupos doadores de elétrons → desestabiliza base conjugada do ácido
61
OH
Cl
OH
pKa 8,1
Cl
9,2
Efeito de Ressonância
Efeito de ressonância → não explica qual é mais ácido;
Efeito indutivo → perde-se com a distância;
→ Por isso, orto-clorofenol. 62
Efeito de Ligação de Hidrogênio
CO2H
OH
CO2H
HO
pKa 2,98 4,58
- Formação de ligação de hidrogênio na base conjugada 
do ácido orto-hidroxibenzoico.
63
64
Coloque os compostos abaixo em ordem decrescente de acidez, 
apontando o hidrogênio ácido . 
a) Cl3CCO2H pka= 0,64
b) Cl2CHCO2H pka= 1,26
c) ICH2CO2H pka = 3,10
d) (CH3)3COH pka = 18
e) CH3OH pka = 15,5
f) CH3CH2COCH3 pka = 15,09
g) CH3COCH2COCH3 pka= 9
h) CH3OCOCH2COCH3 pka= 11
i) CH3COH pka = 17
j) CH3CO2CH2CH3 pka= 25
	Slide 1
	Slide 2: ÁCIDOS E BASES
	Slide 3
	Slide 4: Ácidos e Bases segundo Arrhenius
	Slide 5: Ácidos
	Slide 6: Ácidos
	Slide 7: Bases
	Slide 8
	Slide 9: Ácidos e Bases segundo Brönsted e Lowry
	Slide 10
	Slide 11: Segundo a teoria de Bronsted-Lowry:
	Slide 12: Segundo a teoria de Brönsted-Lowry: ÁCIDO
	Slide 13
	Slide 14
	Slide 15: Limitações da Teoria de Brönsted-Lowry:
	Slide 16: Ácidos e Bases segundo Lewis:
	Slide 17: Na definição de Lewis:
	Slide 18: Arrhenius:
	Slide 19: Que modificação houve na teoria de Lewis?
	Slide 20: EXEMPLO:
	Slide 21: A Força do Ácidos e Bases: Ka e pKa
	Slide 22
	Slide 23: A Constante de Acidez – Ka
	Slide 24
	Slide 25
	Slide 26: IMPORTANTE:
	Slide 27: Acidez e pKa
	Slide 28: - Há uma relação INVERSA entre a magnitude de pKa e a força do ácido:
	Slide 29: Superácido: ácido fluoro- antimônico
	Slide 30: Prevendo a Força das Bases
	Slide 31: do seu ácido
	Slide 32: Previsão do Resultado das Reações Ácido-Base
	Slide 33
	Slide 34
	Slide 35
	Slide 36: A Relação entre Estrutura e Acidez
	Slide 37: A Relação entre Estrutura e Acidez
	Slide 38: A Relação entre Estrutura e Acidez
	Slide 39: A Relação entre Estrutura e Acidez
	Slide 40: A Relação entre Estrutura e Acidez
	Slide 41
	Slide 42: A Relação entre Estrutura e Acidez
	Slide 43: A Relação entre Estrutura e Acidez
	Slide 44: Efeito da Hibridização
	Slide 45
	Slide 46: CH3-CH3
	Slide 47: Efeitos Indutivos
	Slide 48: Efeitos Indutivos
	Slide 49: Efeitos Indutivos
	Slide 50: Efeito de Campo
	Slide 51
	Slide 52
	Slide 53
	Slide 54
	Slide 55
	Slide 56
	Slide 57
	Slide 58
	Slide 59
	Slide 60
	Slide 61: Efeito de Ressonância
	Slide 62: Efeito de Ressonância
	Slide 63: Efeito de Ligação de Hidrogênio
	Slide 64