Acidos & Bases 6- Prof Dennis

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Reações Ácido-BaseQUI 2014 - IQ/UFRGS Prof. Dennis Russowsky
Definições
1) O Conceito de Arrhenius
Ácido: produz H+, base: produz OH-
2) O Conceito de de Brønsted-Lowry
Ácido: dador de H+ , Base: aceptor de H+
3) O Conceito de Lewis
Ácido: aceptor de 2 elétrons (1 par de elétrons)
Base: doador de 2 elétrons
Bases de Lewis e bases de Brønsted-Lowry: disponbilizam 2 e- (par de e-
livres ou par de e- de uma ligação ).
Base de Bronsted-Lowry: disponibiliza 1 par de elétrons para o H+
Base de Lewis: disponibiliza 1 par de elétrons para qualquer espécie que
esteja deficiente .
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Transferência de um H+ de um ácido para uma base
H-A : Ligação altamente polarizada - B: rico em elétrons
Reações Ácido/Base de Bronsted & Lowry
•No Equilíbrio, o Ácido está associado a uma Base Conjugada e a Base está
associada a um Ácido Cojugado.
O Ácido Conjugado & a Base Conjugada
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Ácidos Forte: implicam em Bases conjugadas fracas
Bases Fortes: implicam em Ácidos conjugados fracos
pKa 38
Base Forte
Ácido Fraco
Reações Ácido/Base de Bronsted & Lowry
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Ácidos e Bases de Bronsted & Lowry
Comuns no Laboratório
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Muitas moléculas contém ambos sítios doadores de H+ (ácidos)
ou de pares de elétrons não ligantes (básicos).
Sítios Ácidos e Básicos em uma Molécula
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• Força do Ácido: Tendencia em doar íons H+ (Dissociação)
• Ácido Forte: maior extensão da reação de dissociação e
liberação de íons H+
É medido a partir da Constante de Equilíbrio (Keq)
onde se avalia extensão da dissociação do ácido (Ka)
Ácidos & Bases
Forca do Ácido (pKa)
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Equilibrio Ácido/Base & Constante de Acidez (Ka)
1. A Acidez é medida a partir da Constante de Equilíbrio (Keq).
2. Um Acido de Brønsted–Lowry H–A é dissolvido em H2O (Ka)
Constante de Acidez (Ka) 
Constante de Equilíbrio (Keq) 
constant
[ ]
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Constante de Acidez Ka and pKa
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Acidez de Alguns Compostos
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pH= -log [H+] Um Conceito Semelhante
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Predição das Reações Acido/Base
• A posição do equilíbrio depende das forças relativas
dos ácidos e bases.
• Equilíbrio sempre favorece a formação de ácido e de
base fraca.
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Fatores que determinam a Força dos Ácidos
Tudo o que estabiliza a base conjugada (A-) torna o ácido o
ácido (H-A) mais forte.
Quatro fatores afetam o pKa
1) Efeitos do elemento
2) Efeitos indutivos
3) Efeitos de ressonância
4) Efeitos de hibridização
Comparando a acidez do dois ácidos
Sempre desenhar as bases conjugadas.
Determinar qual base conjugada é mais estável.
Quanto mais estável a base conjugada, mais ácida do ácido.
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Efeitos dos Elementos e a Tabela Periódica
1. Linha: A acidez aumenta com o aumento da electronegatividade
2. Coluna: A acidez diminui na coluna da Tabela Periódica
• Na coluna, o tamanho e não a eletronegatividade determina a acidez.
• A acidez de H–A aumenta com o aumento do tamanho de A-.
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A carga (+ ou -) é estabilizada mais eficientemente quanto
maior for a superfície (volume) na qual ela é disperça.
Dispersão da Carga
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Efeito Indutivo
Efeito Indutivo: Átomos mais eletronegativos estabilizam mais
eficientemente as regiões de alta densidade eletrônica por efeito
indutivo -I.
• Examplo : 2,2,2-trifluoroetanol é mais acido do que etanol.
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2) A Base Conjugada Acetato - carga deslocalizada nos dois átomos de Oxigênio.
Efeitos de Ressonância
1) A Base Conjugada do etanol tem a carga localizada no Oxigênio
• Delocalização da carga por ressonância influencia a acidez.
• O Acido Acético é mais ácido do que o etanol.
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Superfícies de Potencial Eletrostático
“Plots” para os ânions Etóxido e Acetato
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Efeitos da Hibridização
Acidez: sp > sp2 > sp3 orbital
Base Conjugada (ânion) com maior caráter ‘S’ é mais estável.
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Estabilidade das Bases Conjugadas
Quanto maior a percentagem do caráter “s” do orbital
híbrido, mais estável é a base conjugada.
Superfícies de Potencial Eletrostático
Plots para os Carbânions Etílico, Vinílico e Acetilênico
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Sumário sobre Forças dos Ácidos & Bases
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2. Ligados ao mesmo elemento
Sempre deve-se escrever as Bases Conjugadas e
verificar três pontos:
1. Se a base conjugada é estabilizada por grupos elétron-retiradores
2. Se a base conjugada é estabilizada por ressonância
3. Qual é a hibridização da base conjugada
A Acidez Relativa do H+
Ácidos & Bases
1. A acidez relativa – Ligado a átomos diferentes:
C-H < N-H < O-H
Átomos de H ligados a átomos de carbono são
geralmente menos ácidos do que os átomos de H
ligados a qualquer heteroátomo).
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Ácidos Mais Comuns em Química Orgânica
Ácidos Orgânicos: 
Ácido acético e Ácido p-Toluenossulfônico (TsOH).
Ácidos Inorgânicos: 
HCl e H2SO4
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Bases Comuns em Química Orgânica
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Bases conjugadas de ácidos fortes são bases fracas (pKa < 12)
Bases fortes têm uma carga líquida negativa, exceto os haletos (F-,
Cl-, Br-ou I- que são bases fracas).
Carbânions (C :-): bases bast ante fortes (pKa ~ 50-60)
Aminas (por exemplo, trietilamina e piridina) são bases mais fracas
(par de é não ligante, pKa ~ 35-45).
Características das Bases Orgânicas
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Base de Lewis:
Deve ter 1 par de é disponível para a formação de uma
nova s. Pode ser 1 par de é de uma ligação .
Base de Lewis e Base de Bronsted-Lowry:
Disponibilidades de 1 par de é. (Doam somente para H+)
Bases de Lewis:
Doam elétrons para qualquer espécie elétron-deficiente.
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Ácidos de Lewis:
Aceptores de 1 par de é para a formação de uma nova s.
Clássicamente:
H+ é um Ácido de Lewis
Átomos Elétron-deficiêntes com orbitaids p ou d vazios:
B, Zn, Fe, Al & Carbocátions (C+) também são Ácido de Lewis.
* Todos os ácidos de Bronsted-Lowry, também são ácidos de Lewis, mas o
inverso não é necessariamente verdadeiro.
Ácidos não próticos
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Eletrófilos & Nucleófilos
1. Ácidode Lewis (aceptor de 2e- ): Eletrófilo
Base de Lewis (doador de 2e-): Nucleófilo
2. Espécies ricas em elétrons (nucleófilos) reagem com espécies
elétron-deficiêntes (eletrófilos). ex.: BF3 é o electrófilo e H2O é o
nucleófilo
ex.: Carbocátion: um ácido de Lewis, um electrófilo
Carbânion: uma base de Lewis, um nucleófilo
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Reações Ácido/Base 1
Reação: A base de Lewis (Nu-) doa 2 é para um ácido de Lewis (E+). 
Uma nova ligação química é formada.
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Reações Ácido/Base 2
Uma ligação química é formada e outra ligação química é quebrada.
1. Os 2 é da ligação  formam uma nova ligação com o H+ gerando um
carbocátion.
2. A quebra da ligação H-Cl fornece 2 é de modo a formar Cl-.
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