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Aula12_Acidos_bases[1]

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ÀÀcidos e Bases cidos e Bases 
Estrutura da Matéria
Aula 12
Conceito de Arrhenius (1884)
“Substâncias  ácidas  são  aquelas  que 
em  solução aquosa dissociam‐se em 
íons hidrogênios (H+)”
“Substâncias  básicas  são  aquelas  que 
em  solução aquosa dissociam‐se em 
íons hidroxilas (OH‐)”
Conceito de Brønsted‐Lowry (1923)
“Ácido é definido como um doador de próton e
base como um receptor de próton”
• Esta  definição  tem  uma  importante 
implicação: Uma  substância não pode atuar 
como  ácido  sem  a  presença  de  uma  base 
para aceitar o próton, e vice‐versa.
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
NH4+ + OH-→NH3 + H2O 
B a s e
 c o n j
u g a d
aÀ c i d
o c o n
j u g a d
o
Base Àcido
BaseÀcido
Conceito de Brønsted‐Lowry (1923)
Conceito de àcido‐ base conjugado
B a s e
 c o n j
u g a d
a
À c i d
o c o n
j u g a d
o
Conceito de Brønsted‐Lowry (1923)
Conceito de Lewis (1923)
• O  conceito  de  Brønsted‐Lowry  de  ácidos  e  bases  enfatiza  a 
transferência  de  um  próton  entre  as  espécies.  Porém,  essa 
teoria falha ao tentar explicar reações entre substâncias onde 
não são transferidos prótons.
• Essa deficiência foi remediada por um conceito mais amplo de 
acidez e basicidade introduzido por G. N. Lewis (o mesmo das 
estruturas).
Ácido de Lewis é uma substância que atua como um receptor de 
par ou pares de elétrons, A
Base de Lewis é uma substância que atua como um doador de par 
ou pares de elétrons, :B
Quem são?
Ácidos de Lewis Base de Lewis
Próton: H+
Todo ácido de Brønsted‐Lowry exibe acidez 
de Lewis
Toda base de Brønsted‐Lowry exibe 
basicidade de Lewis (pois um receptor 
de H+ é também um doador de par de 
elétrons)
Cátions: Mn+ Ânions (:Cl‐, :Br‐, O2‐)
Espécies deficientes em elétrons: 
compostos de B, Al e restante 
do Grupo 13
Espécies com elétrons π:
Etileno, benzeno
Espécies com carga positiva e espécies que 
podem expandir o octeto:
BrF2+, PF5
Íons ou moléculas com pares de elétrons 
isolados
(:OH2, :NH3, :CO:, :CN‐:)
Base Àcido
”Compostos Deficientes em Elétrons:
Exemplo: BF3
Ácidos e Bases de Lewis
• Compostos de Coordenação:
• [Co(:OH2)6]2+
• [C6H6Ag]+
• Fe(CO)5
• [Al(H2O)6]3+
Ácidos e Bases de Lewis
Ácidos e Bases de Lewis
Uma molécula ou íon com o octeto completo pode se rearranjar para receber 
um par de elétrons. O=C=O + OH‐
+ :OH–
Ácidos e Bases de Lewis
Uma molécula ou íon pode expandir seu octeto para receber um par de elétrons:
+ 2 (:F–) 
”Compostos Sem Deficiência em Elétrons:
Exemplo: Br2 em acetona
X2 tem um orbital 2σu (ou 4σ) vazio 
que  pode  aceitar  um  par  de 
elétrons  de  solventes  como 
acetona,  etanol,  formando  um 
complexo 1:1
Ácidos e Bases de Lewis
Uma molécula pode utilizar de seus orbitais moleculares antiligantes vazios 
para receber um par de elétrons.
Ácidos e Bases de Lewis
Representação  por  orbitais 
moleculares  da  interação 
orbital  responsável  pela 
formação  de  um  complexo 
entre  um  ácido  de  Lewis  A  e 
uma base de Lewis :B
Características dos ácidos e bases de Lewis de acordo com 
o grupo da tabela periódica
Metais Alcalinos/Alcalinos Terrosos/Transição são 
ácidos de Lewis
Ácidos do Grupo do Boro (grupo 13)
• Os haletos de B e de Al são os ácidos de Lewis mais conhecidos.
•As moléculas  planares  BX3 e  AlX3 têm  octetos  incompletos  e  o 
orbital p perpendicular ao plano pode aceitar um par de elétrons 
da base de Lewis:
N R 3
BF3 < BCl3 < BBr3
Ordem crescente de acidez
Grupo do Carbono (Silício e de Estanho) (grupo 14)
•A ordem de acidez dos complexos SiX4 é:
SiF4 > SiCl4 > SiBr4 > SiI4 Por quê?
EletronegatividadeEletronegatividade
+ 2 (:F–) 
Grupo do Carbono (Silício e de Estanho) (grupo 14)
SnCl2 (Pode atuar como ácido)
SnCl2 + Cl- : SnCl3-
: SnCl3- + (CO)5Mn (CO)5Mn-SnCl3
(Pode atuar como base)
•A ordem de acidez dos complexos SnX4 é:
SnF4 > SnCl4 > SnBr4 > SnI4
Grupo do Nitrogênio e Oxigênio (grupos 15 e 16)
F Sb
F
F
F
F
F Sb
F
F
F
F
F+ 2 HF + H2F+
-
Àcidos de Lewis do grupo 15
Àcido Base
Àcidos de Lewis do grupo 16 (podem ser ácidos ou bases)
S:
O
O
+ :N
R
R
R
S
O
O
N
R
R
R
Àcido
SO2 pode ser uma base
doando o par isolado do S 
ou do O para um ácido de 
Lewis
• Podem ser ÁCIDOS E BASES
• ÁCIDOS porque possuem orbital anti‐ligante vazio de baixa energia (Br2 e I2)
X2 tem um orbital 2σu (ou 4σ) vazio 
que pode aceitar um par de elétrons 
de solventes como acetona, etanol, 
formando um complexo 1:1
Grupo dos halogênios
O orbital onde o e- origina na transição é
predominantemente o orbital do par isolado da base 
(cetona). O orbital para o qual a transição ocorre é o 
LUMO do ácido (Br2). Assim a transição transfere 
um e- da base para o ácido e é chamada de uma 
transição de transferência de carga.
• BASE porque podem formar poli‐iodetos
• I2 +   I‐ → I3‐
• I2 +  I3‐→ I5‐ etc...
Grupo dos halogênios
TIPOS DE REAÇÕES FUNDAMENTAIS
1. REAÇÕES ÁCIDO‐ BASE.
BF3 + NH3 F3B‐NH3 
2. REAÇÕES DE TROCA (deslocamento).
B‐A + :B’ B:   +  A‐B’
3. REAÇÕES DE METATESE OU DUPLA TROCA.
A‐B   + A’‐ B’ A‐B’ + A’‐B
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
Reações importantes na 
substituição de ligantes em 
complexos.
Ácidos e Bases de Lewis 
Duros e Moles
São identificados pelas tendências nas estabilidades nos complexos que formam
Ácidos duros ‐‐‐bases duras
Ácidos moles ‐‐‐‐‐ bases moles
Dureza e Moleza
Princípio de Pearson (REGRA EMPÍRICA): Ácidos duros preferem se  ligar 
(ou  coordenar‐se)  a  Bases  Duras.  Ácidos Moles preferem  se  ligar  (ou 
coordenar‐se) a Bases Moles
Propriedades Ácidos Duros Ácidos Moles Bases Moles Bases Duras
Raio iônico (pm) < 90 >90 >170 ~120
Carga (Nox) ≥ +3* ≤ +2
Eletronegatividade 0,7‐1,6 1,9‐2,5 2,1‐3,0 3,4‐4,0
Dureza e Moleza
Propriedades Ácidos Duros Ácidos Moles Bases Moles Bases Duras
Raio iônico (pm) < 90 >90 >170 ~120
Carga (Nox) ≥ +3* ≤ +2
Eletronegatividade 0,7‐1,6 1,9‐2,5 2,1‐3,0 3,4‐4,0
Ácidos/Bases duros: espécies pequenas e pouco polarizáveis, alta densidade 
de carga.
Ácidos/Bases macios: espécies grandes e muito polarizáveis, baixa 
densidade de carga.
Ácidos duros preferem ligar-se a bases duras.
Ácidos macios preferem ligar-se a bases moles.
Ácidos e Bases Duros, Moles e 
Intermediários
Huheey, 4ª ed, p. 347
Shriver, 4ª ed, p. 155
Teoria sobre dureza e moleza
• Observações de Pearson são qualitativas na previsão da estabilidade
• Uma  explicação  simples  para  interações  DURO‐DURO  seria  considerar  esta 
como sendo principalmente eletrostática ou iônica. 
– A maioria dos ácidos e bases tipicamente duros são aqueles que formam ligações 
iônicas como Li+, Na+, K+ com F‐e OH‐
• A estabilidade MOLE‐MOLE pode ser explicada pelo caráter covalente da  ligação, Ag+, 
Hg+ com Cl‐, S2‐
• Por  exemplo,  cloreto  de  prata  coloidal  (AgCl)  é um  composto  com  elevado  caráter 
covalente.
Teoria ácido‐base duro e mole ‐TOM
• Duro‐duro: diferença grande entre HOMO‐base e LUMO‐
ácido, não ocorre interação.
– Interação iônica
• Mole‐Mole: diferença pequena entre HOMO‐base e LUMO‐
ácido, ocorre interação.
– Interação covalente
HOMO-base
LUMO-ácido
HOMO-base
LUMO-ácido
Diferença grande
Diferença pequena
Exemplo
Fenol: O ácido de Lewis C6H5OH (fenol) forma complexo através de ligação de 
hidrogênio mais estável com (C2H5)2O: do que com o (C2H5)2S:
Oque se pode concluir com relação ao fenol??????
Resumo das Teorias Ácido‐Base  
Arrhenius,  Brønsted‐Lowry,Lewis
• Todas definem o  termo Ácido como qualquer espécie química que  i)  reage com 
base,  ii)  como  doador  de  espécies  positivas  (o  íon  hidrogênio  ou  cátion)  e  iii) 
receptor de espécies negativas (um par de elétrons, ânions). 
• Uma Base é definida como qualquer espécie química que iv) reage com ácidos, v) 
doadora  de  espécies  negativas  (par  de  elétrons,  ânions)  e  vi)  receptora  de 
espécies positivas (um íon H+, cátion)
•Podemos  generalizar  todas  as  definições  considerando  a  ACIDEZ  como 
sendo  um  caráter  positivo  de  uma  espécie  química  que  é diminuído  pela 
reação com uma base; similarmente BASICIDADE é o caráter negativo de uma 
espécie que é diminuído pela reação com um ácido.

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