Acidez e Basicidade dos Compostos Orgânicos

Prévia do material em texto

Tópico 04
Química Orgânica I
Acidez e Basicidade dos
Compostos Orgânicos
1. Introdução
Por que você acha que devemos nos preocupar em conhecer a
acidez e basicidade de compostos orgânicos? E eu te respondo
que é pelo simples fato de esses compostos estarem presentes
em diversos alimentos e medicamentos usados no nosso dia a
dia, além de participarem de importantes processos biológicos e
em sínteses essenciais para a manutenção da vida.
Alguns exemplos muito conhecidos de ácidos orgânicos são os
ácidos graxos (presentes em alimentos gordurosos), o ácido
cítrico (presente em diferentes frutas) e o ácido acético (presente
no vinagre). Já entre as bases orgânicas conhecidas, encontram-
se três neurotransmissores com importantes funções biológicas
no organismo humano: a dopamina, histamina e serotonina.
Você sabia que a eliminação de um
medicamento do organismo pode estar
associada ao seu caráter ácido ou básico?
Medicamentos como o fenobarbital (gardenal) e o ácido
acetilsalicílico (aspirina) são considerados ácidos
orgânicos, portanto, durante um quadro de
intoxicação com o uso desses fármacos, a alcalinização
da urina, com bicarbonato de sódio, pode minimizar sua

Substâncias ácidas e básicas são conhecidas há milênios, e antes
de existir uma definição específica sobre acidez ou basicidade, o
sabor era um dos principais atributos utilizados para caracterizá-
las. Sim, a experiência de saborear uma fruta e notar pequenas
mudanças do sabor em função da variedade, da época do ano ou
da maturação era o fator determinante para definir ácido e base.
Dessa forma, uma substância ácida era caracterizada pelo sabor
azedo (acidez do latim acetum ou azedo); e o termo álcali
designava as bases, que tinham como característica o sabor
adstringente (CHAGAS, 1999).
Milhares de anos separam a sensação subjetiva de mais ou
menos azedo e o desenvolvimento do primeiro medidor de pH
digital. Para entender melhor o comportamento dessas
substâncias e como suas reações ocorriam, estudos começaram a
ser feitos, e vários cientistas formularam teorias para explicá-los.
Essas teorias não se anulam, mas, como você poderá observar a
seguir, cada uma abrange fenômenos e reações químicas
diferentes, ampliando o conceito de ácidos e bases diante de
situações diversas (CHAGAS, 1999). Mas não se assuste, você
verá que tudo faz sentido no final. Vamos lá?
2. Teoria de Arrhenius
Dentre os vários cientistas que formularam teorias para explicar
o comportamento de ácidos e bases, o químico sueco Svante
August Arrhenius foi o pioneiro dentre eles, e, em 1884,
apresentou a teoria de Arrhenius, também conhecida
como teoria da dissociação eletrolítica. Segundo essa
teoria, substâncias neutras dissolvidas em água formam espécies
carregadas ou íons, através de dissociação iônica ou ionização
reabsorção e aumentar a eliminação. Viu só como é
importante conhecer essas características?!
em solução. Nessa mesma teoria, ele definia como ácido toda
substância que em solução aquosa produz íons H+, e como base
aquela que produz íons OH–. Ou seja, para Arrhenius, os ácidos,
quando em solução aquosa, aumentam a concentração de íons
H+, e as bases, quando em solução aquosa, aumentam a
concentração de ânions OH– (SOLOMONS; FRYHLE, 2001).
 
Esta teoria foi muito importante, pois, além de dar conta de
muitos fenômenos já conhecidos, provocou o desenvolvimento
de várias linhas de pesquisa, inclusive contribuindo para
estabelecer as bases científicas da química analítica. Apesar de
muitos avanços, desde o início, a teoria mostrou-se restrita à
água, contribuindo para o desenvolvimento de novas teorias.
3. Teoria de Bronsted-Lowry
A grande vantagem da teoria dos ácidos e bases de Brönsted-
Lowry está na abordagem do meio em que estão presentes essas
substâncias. Enquanto a teoria pioneira de Arrhenius ficou
restrita a meios aquosos, esta foi mais além, mostrando que o
próton de hidrogênio é o responsável pelo caráter ácido-básico,
e, devido a essa característica, essa teoria também ficou
conhecida como teoria protônica.
Essa teoria foi proposta em 1923, por G. Lewis (EUA), T. Lowry
(Inglaterra) e J. Brönsted (Dinamarca), no entanto, foi este
último que mais contribuiu para o desenvolvimento dela.
Segundo essa teoria, ácido é uma espécie que tem tendência a
perder/doar H+; e base é uma espécie que tem a tendência a
aceitar H+. Além disso, a perda de H+ pelo ácido gera sua base
conjugada, enquanto a protonação da base gera seu ácido
conjugado. O par conjugado difere entre si pela presença ou
ausência de um próton em sua estrutura (SOLOMONS;
FRYHLE, 2001).
Diferentemente do que foi proposto pela teoria de Arrhenius,
para Brönsted, um ácido não sofre ionização em água, ele
transfere um próton para a água, enquanto a base recebe um
H+ da água. Devido à habilidade da água de doar e aceitar
prótons, ela é conhecida como um composto anfotérico ou
anfiprótico, o que significa que pode se comportar de ambas as
formas (como ácido ou como base).
Comportamento da água como base de Brönsted-
Lowry ⇒ nessa reação, a água aceita um próton do ácido para
formar o íon H3O+. Como a água recebeu o H+, ela atua como
uma base.
 
Comportamento da água como ácido de Brönsted-
Lowry ⇒ nessa reação, a água doa um de seus prótons para a
base, que, depois de perdê-lo, se torna OH-. Como a água doou o
H+, ela atua como um ácido.
 
Agora ficou fácil de entender, certo?
4. Teoria de Lewis
Dando continuidade às teorias apresentadas pelos diferentes
cientistas, em 1923, o físico-químico Gilbert Newton Lewis
propôs uma nova teoria ácido-base.
A teoria de Lewis, também chamada de teoria eletrônica, foi
proposta a fim de eliminar todas as limitações mencionadas
pelas teorias anteriores. A definição de Lewis é mais geral e
envolve a transferência de pares de elétrons, ou seja, leva em
conta também ácidos não protônicos, e pode ser aplicada a
qualquer espécie química. Segundo Lewis, ácido é toda espécie
química, íon ou molécula que aceita receber um par de
elétrons, enquanto a base é capaz de oferecer um par de
elétrons (SOLOMONS; FRYHLE, 2001). Normalmente o par
eletrônico é representado por “:”, como pode ser observado na
reação seguinte:
 
Essa teoria é muito aplicada na química orgânica, e nela o ácido
de Lewis e a base de Lewis são chamados de reagentes eletrófilos
e nucleófilos, respectivamente. Ambos são originados a partir de
uma ruptura de ligação entre átomos com diferentes
eletronegatividades de uma molécula.
Reagentes eletrófilos (ácido de Lewis): são grupos que
necessitam de um par de elétrons e, durante uma reação
orgânica, sempre atacam a parte negativa de uma
molécula; Reagentes nucleófilos (base de Lewis): são
grupos capazes de doar um par de elétrons e, durante uma
reação orgânica, sempre atacam a parte positiva de uma
molécula.
Sugiro que assista a este vídeo da Khan Academy sobre
eletronegatividade e pense um pouco mais sobre como ela pode
influenciar na classificação de ácido-base de Lewis.
Agora que você já aprendeu sobre as diferentes teorias ácido-
base e suas características e peculiaridades, nota-se que, à
medida que elas foram surgindo, apresentaram uma tendência
de cada uma generalizar a precedente e, o que é mais
interessante, de não se contrapor. Cada uma delas tem um papel
importante e engloba um universo próprio de reações químicas.
5. Ácidos e Bases Fortes versus
Fracos
EletronegatividadeEletronegatividade
https://www.youtube.com/watch?v=sjXXfGyZ-48
Nessa busca em conhecer bem a acidez e basicidade de
moléculas orgânicas, devemos entender que o pH do meio
depende da concentração e do tipo de ácido ou base em
solução. Mas o que é pH? Significa potencial hidrogeniônico e
mede a quantidade de H3O+ no meio (pH = – log
[H3O+]).
Um fator muito importante que devemos levar em consideração
é que existem ácidos fortes e fracos. Para você entender melhor,
vamos exemplificar isso: uma solução de 0,1M de
HCl tem pH=1,enquanto uma solução de 0,1M de ácido
ácético tem pH = 3,7. Apesar de ambas as soluções
apresentarem caráter ácido, podemos dizer que o HCl é um
ácido forte ou, que é mais ácido que o ácido acético. Isso ocorre
porque o HCl produz mais H3O+. Normalmente, ácidos
orgânicos são ácidos mais fracos, como é o caso so ácido acético.
Precisamos entender que ácidos e bases fortes se
ionizam/dissociam completamente em solução
aquosa, enquanto os ácidos e bases fracas só se
ionizam/dissociam parcialmente, sendo essa uma reação
reversível. Para medirmos a força de ácidos ou bases fracas,
devemos olhar a constante de equilíbrio para a reação de
ionização, pois é ela que quantifica a medida relativa de cada
espécie. Além da constante de equilíbrio de um ácido fraco
(Ka) e de uma base fraca (Kb), devemos considerar também seus
respectivos valores de pKa e pKb. Conhecer o pKa ou pKb de
uma solução é de extrema importância, pois esse valor nos
permite identificar a força do ácido ou da base em
questão. Veja, agora, as fórmulas das seguintes reações e vamos
discuti-las, ok?
Na primeira reação, temos uma solução ácida e dela podemos
concluir que quanto mais o HA se dissociar em H+, e na sua base
conjugada A-, mais forte será o ácido e maior será o valor de Ka.
Já na solução básica, a base aceita um próton (H+) da água para
formar a hidroxila (OH-) e seu ácido conjugado, BH+. Dessa
forma, podemos perceber que quanto mais a base se dissociar
para formar BH+, mais forte ela será, e maior será o valor de Kb.
Observando ainda as mesmas reações, note que o sinal negativo
em pKa e pKb, nos fornece a ideia de que quanto menor o pKa,
maior a constante de equilíbrio (Ka) e mais forte é o ácido, ou
seja, são inversamente proporcionais. E isso também serve para
o valor de pKb. Entendeu? Fácil, não é?
Frisando: Para ficar ainda mais fácil, descrevemos algumas
considerações importantes que você não pode esquecer,
combinado?
1. Quanto maior o valor de pKa, mais fraco o ácido.
2. Quanto maior o valor de Ka, mais forte o ácido.
3. Quanto mais forte o ácido, mais fraca sua base conjugada.
4. Quanto mais fraca é a base, mais forte é seu ácido conjugado.
5. Bases estáveis são bases fracas.
6. Quanto mais estável é a base, mais forte é seu ácido conjugado.
6. Estrutura Molecular e Acidez
Acabamos de conhecer as teorias ácido-base, além de
informações importantes sobre pH, Ka, Kb, pKa e pKb. Agora,
abordaremos a relação estrutural entre os compostos orgânicos e
seu caráter ácido. Para conhecer a força de um ácido, além de
saber seu valor de pKa, precisamos levar em consideração alguns
fatores relacionados a sua estrutura, e estes serão explicados a
seguir:
 
1) Eletronegatividade:
Lembra quando falamos que você não poderia esquecer algumas
informações? Então, vamos relembrar uma delas agora.
Quanto mais forte o ácido, mais fraca sua base
conjugada.
Uma base conjugada mais fraca é considerada uma base estável,
pois suporta bem a carga negativa derivada do rompimento da
ligação com o H. Ou seja, ácido forte tem base conjugada estável
(fraca), e ácido fraco tem base conjugada instável (forte). Um
dos fatores que influenciam a estabilidade dessa base conjugada
é a eletronegatividade, pois elementos mais eletronegativos
estabilizam com mais facilidade a base conjugada (veremos a
seguir que existem outros fatores que também podem
influenciar nesse quesito). Como você já assistiu ao vídeo aqui
proposto sobre eletronegatividade, vamos fazer um pequeno
teste para ver se você está acompanhando bem. Topa? Então, lá
vai:
O pKa para CH4, NH3, H2O e HF é 48, 33, 16 e 3,
respectivamente. Agora, responda colocando os
elementos em ordem decrescente:
a) Coloque os elementos em ordem de
eletronegatividade.

Para resolver esse problema, devemos lembrar que
eletronegatividade é a medida relativa da força de atração que
um átomo exerce sobre o par de elétrons envolvidos em uma
ligação química. Essa atração aumenta conforme o raio atômico
diminui, ou seja, quanto maior o raio atômico, menor será a
atração do núcleo pelos elétrons mais afastados e, então, menor
a eletronegatividade. Dentre os elementos mais eletronegativos,
encontram-se:
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H.
Pensando no exercício, o HF tem o flúor, que é o elemento mais
eletronegativo, sendo assim, seu orbital tem menor raio
atômico, estabilizando melhor a carga negativa formada
com a saída de próton (H+). Portanto, podemos considerar
que o HF é o composto com maior acidez, e sua base conjugada
formada, F-, é altamente estável, ou seja, é mais fraca. Com isso,
você pode ver se acertou o exercício. Vamos lá?
b) Coloque os elementos em ordem de acidez.
c) Coloque os elementos em ordem de estabilidade das
bases.
Pense aí. Mais à frente, eu te dou a resposta, ok?
a) F > O > N > C
b) HF > H2O > NH3> CH4
c) F- > OH- > NH2- > CH3

2) Hibridização: 
O efeito de hibridização é outro fator determinante na força da
acidez de um composto orgânico. Mas o que esse fenômeno
significa? Para responder a essa pergunta, devemos lembrar
como ocorre a distribuição dos elétrons nos orbitais dos
elementos. E, para isso, é só voltar nas primeiras lições que você
teve de química orgânica, ok? 
Agora que você já se lembrou, precisamos reforçar que os
orbitais podem ser considerados as prováveis áreas em que o
elétron pode ser encontrado ,em uma região ao redor nos
núcleos atômicos. Essas áreas variam de acordo com o nível de
energia do elétron, ou seja, de acordo com a camada em que ele
se encontra. Elétrons dos orbitais 2s têm menor energia do que
os orbitais 2p, uma vez que elétrons nos orbitais 2s tendem, em
média, a estar muito mais próximos do núcleo. Com orbitais
híbridos, quanto maior o caráter s do orbital, mais baixa será a
energia dos elétrons, deixando a base conjugada mais estável.
Dessa forma, o ácido é mais forte (MCMURRY, 2009). 
Para facilitar, definimos uma ordem de acidez, avaliando os
orbitais híbridos (ligações): sp (ligação tripla) > sp² (ligação
dupla) > sp³ (ligação simples). Assim, carbonos com tripla
ligação serão considerados ácidos mais fortes, seguidos dos
carbonos com dupla e simples ligação. 
 
3) Efeito indutivo: 
Outro efeito a ser considerado é o efeito Indutivo, que é
diretamente proporcional à acidez. Esse tipo de efeito ocorre
quando átomos de diferentes eletronegatividades se encontram
Acertou? Conseguiu colocar os elementos na ordem
correta?
em um composto. Nesse caso, o átomo mais eletronegativo tem a
tendência de trazer os elétrons para perto dele, retirando-os por
efeito indutivo (eletroatraentes). Esse substituinte induz uma
polarização nas ligações, e, estabilizando a carga negativa, ele
acaba “aliviando” a carga excessiva, ou seja, “acomodando-as”
melhor. No entanto, o efeito indutivo diminui com a distância.
Quanto mais afastado o substituinte, menor é a estabilização dos
elétrons, o que diminui a acidez. Outro fator que diminui a
acidez é a presença de átomos ou grupos que repelem elétrons
(eletrorepelentes). Isso ocorre porque eles aumentam a
densidade de carga negativa na base conjugada, aumentando a
força da base (desestabilizando-a) (MCMURRY, 2009). 
Frisando:
→ Grupos eletroatraentes → produzem efeito indutivo negativo
(I -).
→ Grupos eletrorepelentes → produzem efeito indutivo positivo
(I+)
Observe os exemplos apresentados e veja que quanto maior o
número de carbonos e hidrogênios em ligações simples, mais
eletrorepelente é o grupo e, consequentemente, maior será o
efeito indutivo positivo produzido. A influência do efeito
indutivo na reatividade das substâncias orgânicas torna-se mais
evidente, ao compararmos a acidez de algumas substâncias:
 
Agora é a sua vez de praticar e observar esse efeito indutivo na
figura seguinte. Identifique o composto mais eletronegativo e
perceba quantas vezes ele aparece na cadeia carbônica. Observe,
também, a sua posição e tente entender o grau de acidez
mostradopela seta da figura. Vamos lá?
Ilustração dos efeitos indutivos do substituinte sobre a acidez.
Percebeu que o Cl é o elemento mais eletronegativo? E que,
quanto mais Cl na molécula, menor é o valor de pKa e maior é a
acidez? Percebeu, também, que quanto mais longe o Cl se
encontra do grupo funcional, menor é a acidez? Agora, vamos
para o próximo fator que pode influenciar a acidez de um
composto.
 
4) Efeito mesomérico ou ressonância:
Ressonância, também conhecida como efeito mesomérico, é um
fenômeno físico que ocorre exclusivamente em moléculas
insaturadas (apresentam ligação dupla ou tripla). É importante
dizer que uma ligação covalente dupla é composta por uma
ligação sigma (s) e outra ligação pi (p). A ligação tripla, por sua
vez, é composta por duas ligações pi e uma ligação sigma
(MCMURRY, 2009). Mas o que exatamente é esse fenômeno? A
ressonância é caracterizada pela redistribuição dos elétrons por
meio de orbitais pi ao longo da cadeia carbônica. Esse
deslocamento é provocado por um determinado grupo funcional,
ou átomo, na cadeia. Para um melhor entendimento, observe no
exemplo seguinte que, no grupo carbonila, ocorre um
deslocamento dos elétrons na direção do átomo de oxigênio. Isso
ocorre pois ele é mais eletronegativo do que o carbono. Dessa
forma, o oxigênio fica com carga negativa, pois atraiu os
elétrons.
O efeito mesomérico também pode se propagar por meio de
cadeias que apresentam duplas ligações conjugadas. Perceba no
exemplo seguinte:
→ Efeito mesomérico negativo → atração de elétrons em uma
ligação pi. Apresentam grupos insaturados, nos quais existem
átomos mais eletronegativos que o carbono. Esse efeito aumenta
a acidez do composto e é comum nos seguintes grupos:
→ Efeito mesomérico positivo → repulsão de elétrons em uma
ligação pi. São grupos com ligações simples, nos quais existem
átomos com pares de elétrons livres. Esse efeito aumenta a
basicidade do composto e é comum nos seguintes grupos:
5) Solvatação:
A solvatação é outro efeito a ser considerado. Nesse fenômeno,
ocorre uma interação fraca, que acontece quando íons negativos
e positivos ficam envoltos por moléculas de solvente. Quando
um íon é solvatado, ele libera energia, ou seja, acarreta
a diminuição da energia do íon, estabilizando-o em solução.
Dessa forma, bases conjugadas solvatadas são mais
estáveis (mais fracas). Um fator muito importante que
devemos levar em consideração é que o impedimento
estérico de um composto orgânico pode dificultar a
aproximação do solvente. Isso influencia diretamente na força
do ácido, visto que íons solvatados são mais estáveis. Observe o
seguinte exemplo:
Outro ponto a ser observado é a carga da base conjugada
formada: espécies neutras são mais estáveis. Comparando
a acidez entre H3O+ e a H2O, veremos que a base conjugada de
H3O+ é a H2O e a base conjugada de H2O é OH-. Assim,
podemos concluir que a água é mais estável que o hidróxido
(OH-), pois é neutra. Com isso, hidroxônio (H3O+) é mais ácido
que água, entendeu?
6) Força da ligação:
PARA SABER MAIS!
O fenômeno de solvatação está presente em muitos
processos que ocorrem no nosso organismo. Substâncias
orgânicas e inorgânicas são constantemente
transportadas em meio aquoso através desse mecanismo
(proteínas, íons, gases, nutrientes, hormônios, sais,
entre outros). Saiba mais sobre esse processo de
solvatação lendo esse artigo superinteressante, que
avaliou, por simulação computacional, diferentes
mecanismos de solvatação da molécula de Palmitato
Ascórbico. Acesse o site:
http://www.inicepg.univap.br/cd/INIC_2015/anais/arq
uivos/RE_0844_0980_01.pdf

http://www.inicepg.univap.br/cd/INIC_2015/anais/arquivos/RE_0844_0980_01.pdf
http://www.inicepg.univap.br/cd/INIC_2015/anais/arquivos/RE_0844_0980_01.pdf
Até o momento, citamos fatores que afetam a estabilidade da
base conjugada formada e como isso influencia na acidez de um
composto. Mas é importante ressaltarmos que a força de ligação
H-A é outro fator que afeta o caráter ácido de um composto. O
que você tem de saber é que quanto mais fraca for essa ligação,
mais fácil será a saída de H+ e, então, maior a acidez do
composto. Fácil, não é?
7. Acidez de Álcoois, Fenóis e
Ácidos Carboxílicos
Depois de conhecer os principais fatores que podem influenciar
a força da acidez, vamos conhecer quais das funções orgânicas
podem apresentar caráter ácido. E, nesse momento, você vai
colocar em prática tudo que viu até aqui, e, então, identificar
qual composto é mais ácido que outro e o porquê. Preparado?
Os compostos orgânicos que apresentam caráter ácido foram
dispostos em ordem decrescente de acidez e, logo em seguida,
também falaremos sobre algumas características desses grupos
individualmente.
ÁCIDO CARBOXÍLICO > FENOL > H2O > ÁLCOOL
ÁCIDO CARBOXÍLICO: são substâncias orgânicas de maior
acidez, devido à presença do grupo acila (R – COO-).
→ Quanto maior a cadeia carbônica (efeito I+), menor a acidez.
CH3 – COOH > CH3 – CH2 – COOH
→ Quanto maior o número de grupos eletroatraentes, em
compostos com o mesmo número de carbonos, maior a acidez.
CH2Cl – COOHefeito eletrorepelente do grupo orgânico.
CH3 – OH > CH3 – CH2 – OH
8. Basicidade
As aminas são as substâncias orgânicas de maior caráter básico.
A química das aminas é denominada pelo par de elétrons
disponíveis do átomo de nitrogênio, e é por causa desses elétrons
que as aminas apresentam caráter básico (grupo nucleofílico)
(SOLOMONS; FRYHLE, 2001). Segue a ordem decrescente de
força básica das aminas:
secundária > primária > NH3 > terciária > aromática
Da mesma forma que a força de um ácido pode ser medida pela
definição da constante de acidez ka, a força de uma base pode ser
estabelecida definindo-se a constante de basicidade, kb. Quanto
maior o valor de kb, o equilíbrio é mais favorável para a
transferência de H+ e mais forte é a base. Uma amina
fortemente básica retém o próton mais firmemente, de maneira
que o seu íon amônio conjugado é menos ácido. Ao contrário,
uma amina fracamente básica retém menos firmemente o
próton, então, o íon amônio correspondente é mais ácido.
Ilustração da transferência de elétrons de uma base.
Diferentes fatores podem afetar o grau de basicidade das
aminas. Como muitos deles já foram citados para as moléculas
ácidas, agora fica muito mais fácil para você entendê-los e
correlacioná-los com a basicidade das aminas.
→ A basicidade é diretamente proporcional ao efeito I+.
CH3-NH-CH3 > CH3-NH2 > NH3 > (CH3)3N > C6H5 -NH2
Observação: Considerando o efeito indutivo dos grupos
alquila, era de se esperar que as aminas terciárias fossem mais
básicas. Entretanto a presença desses três grupos alquilas em
torno do nitrogênio dificulta a aproximação do
H+ (impedimento estérico). Já no caso das aminas
aromáticas, elas são menos básicas, pois o par de elétrons
disponíveis do nitrogênio pode deslocalizar-se sobre o anel
aromático, tornando-se menos disponível para ligar ao H+.
→ Geralmente, o aumento da cadeia carbônica provoca o
aumento da basicidade.
CH3 – CH2 – NH2 > CH3 -NH2
→ A presença de ligações p próximas ao nitrogênio diminui a
basicidade.
CH3 – CH2 – NH2 > CH2 = CH – NH2
→ Geralmente, as bases inorgânicas são mais fortes do que as
orgânicas.
→ As amidas possuem caráter anfótero, são bases muito fracas.
Isso acontece, porque as amidas não sofrem protonação quando
tratadas com uma solução aquosa ácida, além de serem
nucleófilos muito fracos. A principal razão para essa diferença de
basicidade entre as aminas e amidas está no fato de que uma
amida é estabilizada pela deslocalização do par de elétrons
isolado do nitrogênio, por meio de uma sobreposição com o
orbital do grupo carbonila.
9. Conclusão
Este Tópico abordou o estudo de acidez e basicidade de
moléculas orgânicas. As principais teorias ácido-base, suas
definições e características foram mostradas. A relação
estrutural dos compostos orgânicos com seu caráter ácido e
básico também foi definida. De forma geral, a química de ácido-
base é conceitualmente bastante simples, mas muitos fatores
estão envolvidos nessa classificação, portanto, a compreensão de
todos eles irá facilitar seu aprendizado ao longo do seu curso!
Sendo assim, reveja-os e faça os exercícios, ok?
10. Referências
CHAGAS, A.P. O ensino de aspectos históricos e filosóficos da
química e as teorias ácido-base do século XX. Unicamp: Instituto
de Química, Campinas– SP, 1999.
DE LA CRUZ, N.M; MACHADO, N.C.F.; RIBEIRO, M.L.C.; DOS
SANTOS, L.; MARTIN, A.A.; FÁVERO, P.P. Simulação
computacional da solvatação de molécula de palmitato
ascórbico. Universidade do Vale do Paraíba. Disponível em:
.
McMURRY, J. Química Orgânica. 6.ed. São Paulo: Cengage
Learning (SP), 2009.
SOLOMONS, T.W.G.; FRYHLE, C. Química orgânica. 7a ed. Rio
de Janeiro: LTC, 2001 (v.1).
USP (2016). Química Orgânica. Escola superior Luiz de Queiroz:
Departamento de Ciências exatas – Química. Disponível em:
.
YouTube (2015, Novembro, 12). Khan Academy Brasil.
Eletronegatividade| Khan Academy. 9min21. Disponível em:
.
Parabéns, esta aula foi
concluída!
O que achou do conteúdo estudado?
http://www.inicepg.univap.br/cd/INIC_2015/anais/arquivos/RE_0844_0980_01.pdf
http://www.inicepg.univap.br/cd/INIC_2015/anais/arquivos/RE_0844_0980_01.pdf
http://pointer.esalq.usp.br/departamentos/lce/arquivos/aulas/2016/LCE0118/quimica_organica.pdf
http://pointer.esalq.usp.br/departamentos/lce/arquivos/aulas/2016/LCE0118/quimica_organica.pdf
https://youtu.be/sjXXfGyZ-48
Mínimo de caracteres: 0/150
Péssimo Ruim Normal Bom Excelente
Deixe aqui seu comentário
Enviar