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Ácidos e Bases em Química Orgânica

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07/03/2016
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Profa Daniela Aparecida Chagas de Paula
Alfenas – MG
2016
Doutora em Ciências 
Área de concentração Produtos Naturais e Sintéticos
Faculdade de Ciências Farmacêuticas de Ribeirão Preto – USP
University of Strathclyde
Sala: Q201G 
tel.: +55 (35) 32991466
Email: daniela.chagas@unifal-mg.edu.br
Importância – Ácidos e Bases
 Muito da química orgânica pode ser explicado mediante o 
comportamento ácido-base
 Ocorrem em abundância nos seres vivos - ex.: ác. acético, pirúvico 
e cítrico, ácido ascórbico (vit. C); aa; metilamina, alcaloides. 
 Moléculas biológicas
 Influenciam o pH do meio
 Influenciam a reatividades das moléculas biológicas
N
CH3
CH3
OH
efedrina
H
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Conceitos importantes
 Ligações químicas
 Eletronegatividade
 Carga formal
 Efeito indutivo e Ressônancia
Na Cl
H 3C CH 3
H3C OH
O
N
CH3
CH3
OH H
O
H
H
:
H
C
H3C
O
O
:
:
:
C
H3C
O
O
: :
:
:
:
::
Eletronegatividade
E
le
tr
o
n
eg
at
iv
id
ad
e
Carga formal
Fórmula Átomo Nº e- de 
valência 
do átomo 
livre
Nº de e-
não 
ligantes
Nº de e-
das 
ligações
Carga 
formal
H
N
Cl
1
5
7
0
0
8
2/2
8/2
0
0
+1
-1
H
O
1
6
0
2
2/2
6/2
0
+1
Carga formal= [Nº e- de valência do átomo livre]-[Nº de e- não ligantes]-1/2[Nº e-
das ligações]
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Ácidos e Bases
Definições de ácidos e bases: 1) Arrhenius, 2) Brönsted-Lowry, 3) Lewis
O químico sueco Svante August Arrhenius realizou experimentos que 
testavam a condutividade elétrica em solução 
->verificou que determinadas substâncias sofriam ionização (reagiam com 
a água e formavam íons) ou dissociação iônica (íons já existentes eram 
separados pela ação da água) e conduziam corrente elétrica.
Ao analisar os tipos de íons que tais substâncias formavam em água, ele 
notou que algumas produziam o mesmo tipo de cátion (íon hidrônio), 
outras produziam o mesmo tipo de ânion (hidróxido) e, por essa razão, 
possuíam propriedades muito parecidas, podendo ser agrupadas. Desse 
modo, surgiu o seu conceito de ácido e base!
Ácidos e Bases
 Arrhenius (1887)
ácidos -> excesso de H+
bases -> excesso de OH-substâncias cujas soluções aquosas
Ácido + Água → Cátion + Ânion
HCℓ + H2O → H3O
+ + Cℓ-
Base + Água → Cátion + Ânion
NaOH + H2O → Na
+ + OH-
Neutralização
H+ + OH– → H2O
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Ácidos e Bases
 Brönsted-Lowry (1923)
ácidos -> doar um ou mais H+
bases -> aceitar um ou mais H+
Cl H + O
H
H:
:
O
H
H
:
H + Cl
H A + :B A:- + H B+
NH3 + HCℓ → NH4
+ + Cℓ-
base ácido ácido base
forte forte fraco fraca
Ácidos e Bases
 Lewis (1923)
ácidos - possui um orbital vazio de menor energia que pode 
aceitar um par de e-
bases- pode doar um par de e- não compartilhados
Al
Cl
Cl
Cl
+ N CH3
CH3
CH3
Al
Cl
Cl
Cl
N CH3
CH3
CH3
:
Cl H + O
H
H:
:
O
H
H
:
H + Cl
A + B: A B
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Todo ácido de Arrhenius e Brönted-Lowry é ácido de Lewis, 
mas o inverso não é verdadeiro
Ácido de Brönsted-Lowry não precisa ser em meio aquoso
Ácido de Lewis não precisa ter H+
Exemplos
 Observe a água pode agir como ácido ou base
 Equilíbrio deslocado para formação de ácidos e bases conjugados mais 
fracos (+ estáveis)
ácido base base
conjugada
ácido
conjugado
H3C O
H
O
+ O H
:
::
H3C
O
O
:
::
O
H
H:
:
+
+ N H
H
:
: O H
:
:: N H
H
H
:
+
O
H
H:
:
Cl H + O
H
H:
:
O
H
H
:
H+Cl
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Força dos Ácidos e Bases
 A força de um ácido em solução aquosa 
H A + :B A:- + H B+
H A + H2O H3O A+
Ka= H3O
+ A-
HA
pKa = - log Ka
H2O => Ka = 1,8 x 10
-16 ; pKa = 15,7
NH3 => Ka = 1,0 x 10
-36 ; pKa = 36
constante de dissociação ou 
ionização do ácido (em solução 
diluída ->[H2O] constante
Força dos Ácidos e Bases
Porque a água é mais ácida que a NH3?
Porque CH3NH2 é uma base mais forte que NH3?
NH3 + H O
H
:
: : NH3H + O H
:
:
:
CH3NH2
:
+ H O
H
: : CH3NH3 + O H
:
:
:
9,2
10,6
base ácido base
conjugada
ácido
conjugado
pKa=36 15,7
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Força dos Ácidos e Bases
Ácido Nome pKa Base 
conjugada
Nome
CH3CH2OH Etanol 16,0 CH3CH2O- Íon etóxico
H2O Água 15,7 HO- Íon hidróxido
HCN Ácido 
cianídrico
9,3 CN- Íon cianeto
CH3CO2H Ácido acético 4,8 CH3CO2- Íon acetato
HF Ácido 
fluorídrico
3,4 F- Íon fluoreto
HNO3 Ácido nítrico -1,3 NO3- Íon nitrato
HCl Ácido 
clorídrico
-7,0 Cl- Íon cloreto
Fo
rç
a 
d
o
 á
ci
d
o
Fo
rç
a 
d
a 
b
as
e 
co
n
ju
g
ad
a
Reações Ácido-Base
HCl + CH3COO
- Cl- + CH3COOH
ácido forte
pKa = -7
base forte ácido fraco
pKa = 4
base fraca
COOH + NaOH COO-Na+ + H2O
NH2 + HCl NH3
+Cl- + H2O
Insolúveis em água Sais solúveis em água
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Relação estrutura-acidez
 1) Átomos de um mesmo grupo - força de ligação com o H é o efeito 
dominante
 2) Átomos de um mesmo período – força de ligação é aprox. a mesma 
então o efeito dominante é a eletronegatividade do átomo ligado ao H
Eletronegatividade
E
le
tr
o
n
eg
at
iv
id
ad
e
H-F 3,2 F-
H-Cl 7 Cl-
H-Br -9 Br-
H-I -10 I- B
as
ic
id
ad
e
A
ci
d
ez
Ex.: H2Se > H2S > H2O
H-CH3 H-NH2 H-OH H-F
48 38 15,7 3,2
-CH3
-NH2
-OH -F
pKa
pKa
Acidez
Basicidade
Relação estrutura-acidez
 3) Efeito da hibridização
25 44 50
Acidez
C C HH C C
H
HH
H
H
H
H
H
H
H
C CH H2C C H3C CH2:
: :
Basicidade
sp sp2 sp3
pKa
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Relação estrutura-acidez
 4) Efeito de ressonância tende a estabilizar a base conjugada
 5) Efeito indutivo
C
H3C
O
O
:
:
:
C
H3C
O
O
: :
:
:
:
::
RCOOH > RCONH2 > ROH > RCOCH3
H3C
OH
O
C
OH
O
Cl
Cl
Cl
H3C
O
O
C
O
O
Cl
Cl
Cl
δ+δ+
δ- δ-
<
>
Relação estrutura-basicidade
NH2H3C
NH
CH3
H3C :
N
CH3
H3C :
CH3
H3CH2C NH2
:
H3CH2C N
:
CH2CH3
CH2CH3
NH2
:
N
H3C CH3
N
H CH3: :
pKb 3,36 3,23 4,20
3,33 3,12
9,38 9,62 9,60
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Ácidos e Bases Orgânicos
 Ácidos orgânicos estão presente em quase todos os 
processos metabólicos
 álcoois, ácidos carboxílicos, acetona
 ph fisiológico 7,3 -> ânions
 Bases orgânicas também
 substâncias contendo N e O
 ph fisiológico 7,3 -> cátions
Bibliografia
 BARBOSA, L.C.A. Introdução a Química Orgânica 2ª ed., 
2011.
 MCMURRY, J. Química Orgânica. São Paulo, Cengage
Learning, vol. 1 ou Combo, 7ª ed., 2011.
 CAREY, F.A. Química Orgânica. Porto Alegre, RS, McGraw 
Hill Brasil, 7ª ed. 2008.
 SOLOMONS, T.W.G. Química Orgânica. Rio de Janeiro, 
Livro Técnico e Científico Editora S/A, vol.1 e 2, 8ª ed., 
2006.
 MORRISON, R.T. & BOYD, R.N. Organic Chemistry. 
London, Prentice-Hall International Editions, 6ª ed., 1992.
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Muito obrigada 
pela sua atenção e participação!
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