6 Ligações Moleculares Polar Ácido Base

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Ligações Covalentes Polares 
Ácidos e Bases 
Baseado em Q. Orgânica, J. McMurry, 
6ª Edição 
Introdução 
 Os temas que veremos nessa aula se relacionam a 
aspectos fundamentais da reatividade química. 
 
 
 
 Além disso, eles estabelecem as bases para a 
discussão de reações específicas que veremos mais 
adiante. 
Ligações Covalentes Polares 
 Ligações covalentes podem apresentar caráter iônico parcial. 
Quando isso ocorre, estamos diante de ligações covalentes 
polares, que exibem as seguintes características: 
 os elétrons do par de ligação são mais fortemente atraídos por 
um dos átomos; 
 a distribuição da nuvem eletrônica não é simétrica entre os 
átomos. 
 
 
 
Polaridade de Ligação e 
Eletronegatividade 
 A polaridade nas ligações surge em razão das diferenças de 
eletronegatividade dos átomos. Eletronegatividade (EN) é definida 
como a habilidade que um átomo tem de atrair para si os elétrons 
compartilhados na ligação covalente. 
 A eletronegatividade dos elementos é expressa em uma escala de 
valores arbitrários, em que flúor é o elemento mais eletronegativo 
(EN = 4) e césio é o menos eletronegativo (EN = 0,7). 
 Metais alcalinos e alcalino-terrosos, no lado esquerdo da tabela 
periódica, atraem fracamente os elétrons, têm baixas 
eletronegatividades. 
 Halogênios e outros não metais ativos, no lado direito da tabela 
periódica, atraem fortemente os elétrons, têm altas 
eletronegatividades. 
 A eletronegatividade do carbono é 2,5. 
 
 
Eletronegatividade na Tabela Periódica 
Polaridade de Ligação e Efeito Indutivo 
As eletronegatividades dos átomos podem ser usadas para 
prever o tipo de ligação entre eles: 
• Ligações Covalentes Apolares – são as ligações covalentes 
entre átomos com que têm eletronegatividades próximas. 
• Ligações Covalentes Polares – átomos da ligação têm 
eletronegatividades que diferem em menos de duas unidades. 
• Ligações Iônicas - as eletronegatividades dos átomos da 
ligação diferem em duas ou mais unidades. 
• Os químicos orgânicos usam a expressão efeito indutivo para 
se referir à capacidade de um átomo em polarizar uma 
ligação. Efeito indutivo é o deslocamento dos elétrons em 
uma ligação em resposta à eletronegatividade dos átomos 
próximos. 
Previsão de Polaridade nas Ligações de 
Carbono 
• As ligações C-H são relativamente apolares. 
 
• As ligações de carbono com elementos mais 
eletronegativos, como C-O e C-X (X = halogênio) são 
ligações polares. Nessas ligações o par de elétrons da 
ligação covalente se desloca para o átomo mais 
eletronegativo: 
• o carbono adquire uma carga parcial positiva, d+; 
• o átomo mais eletronegativo adquire uma carga 
parcial negativa, d-. 
 
 
Mapas de Potencial Eletrostático 
Mapas de potencial eletrostático são representações geradas por 
computador, que mostram a distribuição de sítios de cargas nas 
espécies. As regiões em vermelho são as mais ricas em elétrons, 
as em azul são regiões pobres em elétrons. 
A seta cruzada na base é utilizada para indicar a direção da 
polaridade da ligação. A parte cortada da seta é o sítio pobre em 
elétrons (d+) do dipolo, a cabeça da seta é o sítio rico em elétrons 
(d-) do dipolo. 
Ligações Covalentes Polares 
Momento de Dipolo 
• A polaridade das moléculas é o resultado do somatório vetorial das 
polaridades individuais das ligações e das contribuições dos pares não 
ligados existentes na molécula. 
• Momento de dipolo (m) –É definido como o produto da carga Q nas 
extremidades do dipolo molecular multiplicada pela distância r entre as 
cargas. Em uma molécula poliatômica é a polaridade resultante da 
composição vetorial dos dipolos individuais na molécula. 
 
 
• Momentos de dipolo são expressos em debyes (D). 
• 1D = 3,336 x 10-30 Coulomb metro (C m). 
(Dessa forma, se uma carga negativa, 1,60 x 10-19 C, estiver afastada 100 pm de uma carga positiva, o 
momento de dipolo será 4,80 D ou 1,60 x 10-29 C m.) 
rQm
Momentos de Dipolo da Água e 
Amônia 
 
 
 
 
 
• As moléculas acima apresentam grandes momentos de dipolo. As 
razões são: 
• a EN do oxigênio e a EN do nitrogênio são maiores do que as 
eletronegatividades do hidrogênio e a do carbono; 
• tanto oxigênio quanto nitrogênio têm pares de elétrons não ligados. 
 
• Moléculas fortemente polares são solúveis em solventes polares, como a água. Substâncias 
apolares são insolúveis em água. 
 
Momento de Dipolo 
Momentos de dipolo podem ser medidos com relativa facilidade no 
laboratório. 
Moléculas Apolares 
Ausência de Momento de Dipolo 
Em moléculas simétricas, como o dióxido de carbono, as 
polaridades individuais das ligações se cancelam. 
ÁCIDOS E BASES 
Definições de Brønsted-Lowry e de Lewis 
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
• Há algumas definições de ácidos e bases. A definição 
de Brønsted-Lowry (abreviaremos para Brønsted) e 
a definição de Lewis são as que mais usaremos em 
nosso curso. 
• Um ácido de Brønsted-Lowry é uma espécie que doa 
próton (íon hidrogênio H+) e uma base de Brønsted-
Lowry é uma espécie que recebe próton. De modo 
geral: 
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
H Cl + H O
H
Ácido Base
OH
H
H
+
+ Cl-
 Ácido 
conjugado
 Base
conjugada
C
C
OH
O
H
H
H
C
C
O
O
H
H
H
+ O H-
-
+
O H
H
Ácido Base
 Base
conjugada
 Ácido 
conjugado
O H
H
Ácido
+ N
H
H
-
Base
 O H-
 Base
conjugada
N H
H
H
 Ácido 
conjugado
Exemplos: 
Observe que a água pode agir tanto como um ácido quanto como uma base. 
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
Força de ácidos e bases 
• Ácidos diferem amplamente em sua capacidade de doar H+: 
• ácidos fortes, como o HCl, dissociam completamente em água; 
• ácidos fracos como o ácido acético (CH3CO2H) dissociam muito 
pouco. 
• A força de um dado ácido HA pode ser avaliada pela constante de 
equilíbrio, Keq, para o equilíbrio de sua dissociação em água: 
 
HA + H2O A
- + H3O
+
  
  OHHA
AOH
2
3

eqK
Lembre-se, os colchetes significam 
concentrações em mols por litro, M. 
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
 Nas medidas de acidez são usadas soluções aquosas diluídas e 
podemos considerar a concentração de água, que é o solvente, 
como constante em aproximadamente 55,6 mol/L a 25 ºC. 
 Podemos então reescrever a equação, usando uma nova 
quantidade denominada constante de acidez, Ka. 
 Equilíbrio 
 
 
 Expressão de Ka 
    
 HA
AOH
OH 32

 eqa KK
HA + H2O A
- + H3O
+
• A constante de dissociação HA (Ka) permite 
avaliar a força relativa de diferentes ácidos: 
quanto maior o valor de Ka mais forte é o 
ácido HA. 
• Valores de Ka > 1 correspondem a ácidos 
fortes. 
• Valores de Ka < 1 correspondem a ácidos 
fracos. 
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
Considerações sobre o equilíbrio de dissociação em água: 
 
• ácidos fortes estão extensamente dissociados em água, têm o 
equilíbrio deslocado para a direita, possuem valores elevados de 
Ka; 
• ácidos fracos estão pouco dissociados em água, têm o equilíbrio 
deslocado para a esquerda, possuem valores pequenos de Ka. 
• Os valores de Ka variam amplamente: de 10
15 para os ácidos mais 
fortes até 10-60 para os ácidos mais fracos. 
• Ácidos inorgânicos fortes como H2SO4, HNO3 e HCl possuem 
valores de Ka na faixa de 10
2 a 109. 
• Ácidos orgânicos geralmente possuem valores de Ka na faixa de 
10-5 a 10-15, são ácidos fracos. 
HA + H2O A
- + H3O
+
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
pKa 
• A força de umácido é normalmente expressa em valores 
de pKa : 
 
 
• Um ácido forte (Ka grande) tem um valor pequeno de pKa. 
• Um ácido fraco (Ka pequeno) tem um valor grande de pKa. 
 
• Na tabela a seguir vamos comparar valores de pKa para 
avaliar forças relativas de ácidos e de suas bases 
conjugadas. 
 
aa logp KK 
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
• Na tabela mostrada anteriormente fica clara a relação 
inversa entre a força de um ácido (acidez) e a força da base 
(basicidade) conjugada. 
• Portanto, podemos afirmar que: 
• quanto mais forte é um ácido, mais fraca será sua base 
conjugada, um ácido forte perde o íon H+ com facilidade, 
sua base conjugada tem pouca afinidade pelo próton; 
• quanto mais forte uma base, mais fraco seu ácido 
conjugado, a base forte retém fortemente o próton 
gerando um ácido conjugado fraco. 
Exercício: O íon amida (H2N
-) é uma base mais forte do que o íon hidróxido (HO-). 
Sabendo disso, compare a acidez de NH3 e H20. 
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
Previsão de Reações Ácido-Base a partir de Valores 
de pKa 
• O íon H+ sempre será deslocado do ácido mais 
forte para a base mais forte, ou seja, um ácido 
sempre transferirá o próton para a base 
conjugada de um ácido mais fraco. 
• Podemos dizer que nas reações ácido-base, os 
produtos serão ácidos conjugados e bases 
conjugadas mais fracos, menos reativos, do que 
os reagentes (o ácido e a base de partida). 
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
• Examinando os valores de pKa do reagente ácido e o valor de pKa do 
ácido conjugado formado em uma reação, poderemos avaliar a posição 
do equilíbrio. Se o ácido conjugado formado for mais fraco (maior pKa) 
do que o ácido de partida, o equilíbrio estará deslocado para lado dos 
produtos e podemos avaliar que a transferência do próton ocorre 
conforme proposto na equação. 
 
Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
• Exercícios 
• Prever a ocorrência das reações ácido-base de 
Brønsted no sentido em que foram apresentadas: 
 
H3C CH3
O
Acetona 
pKa = 19
+ Na
+ - NH2 H3C CH2
O
- Na+ + N H3
Amônia
pKa 36
a)
b) HC CH + 
Acetileno
pKa 25
 
-OH HC C - + H2O
Amida de sódio
Água
pKa 15,74
Ácidos Orgânicos de Brønsted-Lowry 
Ácidos Orgânicos de Brønsted 
• São caracterizados por possuírem átomos de H positivamente 
polarizados na estrutura. Mais comumente são de dois tipos: 
• os que apresentam H ligado a oxigênio (O-H); 
• os que apresentam H ligado a carbono próximo a uma dupla C=O 
(O=C-C-H) . 
 
Ácidos Orgânicos de Brønsted-Lowry 
• Álcool metílico tem uma ligação O-H e é um ácido muito fraco. 
• Ácido acético, que também apresenta um grupo O-H, é um ácido 
mais forte que metanol, embora ambos sejam ácidos fracos. A 
acidez dos dois ácidos está relacionada à base conjugada com carga 
negativa no oxigênio, átomo altamente eletronegativo, que 
estabiliza a bem a carga negativa que adquire: 
A ressonância estabiliza o íon acetato, a acidez do ácido acético é cerca de 1011 vezes 
mais ácido do que metanol. 
Ácidos Orgânicos de Brønsted-Lowry 
• A base conjugada formada pela perda de um próton da acetona 
apresenta ressonância. Uma das formas de ressonância apresenta 
carga negativa no oxigênio, que a estabiliza melhor do que o 
carbono. Essa é a razão da elevada acidez desse próton ligado a 
carbono. 
 
Note que estruturas de ressonância não são necessariamente equivalentes. 
Nesse exemplo, uma delas apresenta a carga negativa no carbono; a outra 
mostra a carga negativa no oxigênio. Elas contribuem diferentemente para o 
híbrido de ressonância. A mais estável das formas, a que apresenta a carga 
negativa no oxigênio, contribui mais para o híbrido de ressonância, que se parece 
mais com ela. 
Ácidos Orgânicos de Brønsted-Lowry 
• Quando comparamos a acidez de fenóis e alcoóis, observamos 
mais um exemplo da importância da ressonância como fator de 
estabilização da base conjugada. 
 
 
 
• Fenol é 106 mais ácido do que o etanol, apesar da semelhança 
dos grupos funcionais. O íon fenóxido, base conjugada do fenol, 
apresenta ressonância, mas o etóxido, base conjugada do etanol, 
não. 
• Exercício: escrever as estruturas de ressonância para íon fenóxido. 
 
 
OH
Fenol
pKa = 10
CH3CH2OH
Etanol
pKa = 16
O
-
Íon fenóxido
Bases Orgânicas de Brønsted-Lowry 
Bases Orgânicas de Brønsted 
• Caracterizam-se por apresentarem na estrutura átomos com par, 
(ou pares), de elétrons isolados que podem se ligar ao H+: 
• compostos de nitrogênio, como as aminas, são tipicamente 
bases orgânicas; 
• alguns compostos contendo átomos de oxigênio podem agir 
como bases frente a ácidos fortes e como ácidos frente a bases 
fortes. 
Ácidos e Bases: a Definição de Lewis 
• A teoria de ácidos e bases de Lewis é muito mais geral e 
abrangente que a de Brønsted-Lowry, já que não se limita 
apenas à transferência de prótons. 
• Um ácido de Lewis é uma substância que aceita um par de 
elétrons. Uma base de Lewis é uma substância que doa um par 
de elétrons. O par de elétrons doado é compartilhado entre o 
ácido e a base em uma ligação covalente. 
Ácidos e Bases: a Definição de Lewis 
A definição de Lewis inclui como ácidos: 
• cátions metálicos, como Mg2+, Li+, Ag+ e outros; 
• compostos eletrodeficientes como BF3, AlCl3, que possuem 
orbitais vazios na camada de valência; 
• compostos de metais de transição, TiCl4, FeCl3, ZnCl2 e 
SnCl4, entre outros. 
• Compostos orgânicos que reagem com bases de Lewis são 
denominados de eletrófilos e são, portanto, ácidos de 
Lewis. 
Nas reações ácido-base de Lewis são mostradas setas 
curvas que indicam o fluxo de elétrons da base (rica em 
elétrons) para o ácido (eletrodeficiente). 
 
Reações Ácido-Base de Lewis 
Reações Ácido-Base de Lewis 
Outros exemplos: 
• A reação abaixo, que vimos anteriormente como reação ácido-
base de Brønsted, pode ser classificada como reação ácido-base 
de Lewis. Reações ácido-base de Brønsted são uma subcategoria 
de reações ácido-base de Lewis. 
 
 
 
 
• Reações de substituição nucleofílicas, que veremos mais adiante 
em nosso curso, podem ser interpretadas como reações ácido-
base de Lewis: 
H O
-
H Br+ HOH + Br
Íon hidróxido
Base de Lewis
Brometo de hidrogênio
Ácido de Lewis
Água Íon brometo
-
Íon hidróxido
Base de Lewis Ácido de Lewis
Íon brometo
-
H O
-
H3C Br+ HO CH3 + Br
Bromometano
Metanol
Ácidos de Lewis Orgânicos 
• Ácidos de Lewis comportam-se como eletrófilos (ou 
“reagentes que buscam elétrons”). 
• Bases de Lewis comportam-se como nucleófilos (ou 
“reagentes que buscam sítios com carga positiva”). 
• Exemplos de ácidos de Lewis orgânicos são os compostos 
orgânicos que podem transferir prótons (já que a reação 
ácido-base de Brønsted é uma subcategoria de reações 
ácido-base de Lewis): 
H3C OH
O OH
CH3CH2OH
Ácido acético Fenol
Ácidos carboxílicos Fenóis Alcoóis
Etanol
Bases de Lewis Orgânicas 
• A maioria dos compostos orgânicos que têm oxigênio ou 
nitrogênio são bases de Lewis, pois apresentam par ou pares de 
elétrons não-ligados. 
Tab. 1.8