apostila de quimica organica Thiago Viana
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apostila de quimica organica Thiago Viana


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em maior concentração nesses ambientes, aumentando a sua solubilidade.
Aspirina Sal de sódio da aspirina
Da mesma maneira, as bases orgânicas podem ser dissolvidas em soluções cujo pH seja 
baixo. A papaverina, um alcalóide extraído do opium (Papaver somniferum) é normalmente 
usado como vasodilatador cerebral e é, quase sempre, insolúvel em água. Porém, essa subs-
tância apresenta um átomo de nitrogênio do grupamento amina que pode ser protonado para 
formar um sal mais solúvel. A papaverina é normalmente encontrada como cloridrato. Além 
de tornar os alcalóides solúveis em água, a formação de sais protege essas substâncias da 
degradação por processos oxidativos.
H H
Solúvel em água
A equação de Henderson-Hasselbalch, onde o pKa de um ácido é correlacionado com o valor 
de pH do meio e com a concentração de suas espécies dissociadas e não dissociadas pode ser 
obtida ao aplicarmos o logaritmo na constante de acidez de uma reação ácido-base. Esta equa-
ção permite prever a extensão da ionização de um ácido quando o valor de pKa é conhecido, 
calcular o pH da solução de ácidos fracos, desde que sejam conhecidos os valores de Ka e as con-
centrações do ácido e sua base conjugada no equilíbrio ou ainda calcular a razão [ácido] / [base 
conjugada] em solução tampão, desde que sejam conhecidos o pKa do ácido e o pH da solução.
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Ka
Ácido
fraco
Base Ácido
conjugado
Base
conjugada
Ka
Ka
- log - logKa = pKa
- log [ H3O
+] = pH
Equação de Henderson-Hasselbalch
Segundo a equação de Henderson-Hasselbalch, o valor do pKa é igual ao valor do pH quan-
do o ácido está 50% ionizado.
Para qualquer ácido fraco, o ajuste do pH altera a proporção da forma ácida e da base con-
jugada. O gráfico a seguir mostra a concentração do ácido livre HA (curva azul) e da base 
conjugada (curva vermelha) em função do percentual das concentrações totais em função 
da variação do pH. Em valores de pH baixo, o composto existe quase que exclusivamente 
como ácido HA não dissociado. Já em valores de pH alto a predominância é da base conjuga 
A-, quando não há variação de pKa. Em valores próximos de pH e de pKa o composto existe 
como uma mistura das duas formas.
%
 d
o 
ác
id
o 
H
A
%
 d
a 
ba
se
 c
on
ju
ga
da
 A
-
61 
Uma aplicação interessante da equação de Henderson-Hasselbalch consiste na atribui-
ção do percentual de ionização de uma substância em um meio com o pH definido. Para 
tal, pode-se atribuir à fração ionizada o termo \u3b1, de forma que, a fração não ionizada seja 
100% - \u3b1. Desta forma, a equação para o cálculo do percentual de ionização de ácidos pode 
ser descrita como a seguir:
Ácidos
Similarmente, para o cálculo do percentual de ionização de uma base pode ser escrita a 
equação a seguir:
Bases
Sabendo-se que os principais compartimentos biológicos possuem pH definidos, as equa-
ções de Henderson-Hasselbalch podem ser empregadas na previsão do comportamento far-
macocinético (absorção, distribuição e excreção) de substâncias com atividades biológicas 
importantes. Como exemplo, pode-se citar o piroxicam, um antiinflamatório não esteroidal, 
que é um fármaco de natureza ácida. A absorção do piroxicam ocorre no trato gastrointesti-
nal, sob a forma não ionizada após administração oral. Uma vez a substância chegue à cor-
rente sanguínea ele se ioniza fortemente e é distribuído pelo organismo sob a forma ionizada. 
No tecido inflamado, existe uma intensa atividade metabólica que acarreta na redução do pH 
(~5). Nesse pH o fármaco novamente está, principalmente na forma não ionizada e, portanto, 
apto à atravessar a membrana lipídica do tecido para desempenhar a sua função biológica.
pKa = 6,3
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Mucosa gástrica
Mucosa intestinal
Plasma
Tecido in\ufffdamado
Muito absorvido
Muito absorvido
Muito absorvido
H2ODistribuição e\ufffdciente em
Ácido
D \u2013 A posição do equilíbrio em uma reação ácido-base
Para estimar a posição do equilíbrio em uma reação ácido-base, é necessário comparar os 
valores de pKa do ácido e do ácido conjugado da base. O equilíbrio químico estará deslocado 
para o ácido mais estável, ou seja, para a transformação que conduz à menor energia livre de 
Gibbs. Um ácido ou uma base será capaz de se converter em seu par ácido ou base conjugado 
se o processo for energeticamente favorecido (exergônico). Efetivamente, pode-se determinar 
que a transformação irá ocorrer no sentido em que o ácido tiver o maior valor de pKa, ou 
menor valor de Ka pois como mencionamos anteriormente, a energia livre de Gibbs (\u394Gº) tem 
uma relação direta com o pKa do ácido e do ácido conjugado da base. 
Um exemplo do uso dos valores de pKa para estimar a posição do equilíbrio é a reação do 
amobarbital, um sedativo hipnótico, com o cianeto de sódio e com o hidróxido de sódio. Na 
primeira reação, como o pKa do amobarbital é ligeiramente menor que o do ácido cianí-
drico (HCN) formado (ácido conjugado), ele é um ácido ligeiramente mais forte. Assim, no 
equilíbrio a reação ácido-base terá ambas as espécies em quantidades apreciáveis, com o 
equilíbrio ligeiramente deslocado para a direita. Já na reação com o hidróxido de sódio o 
ácido conjugado formado é a água, com valor de pKa muito maior do que o do amobarbital, 
portanto o equilíbrio estará deslocado quase que completamente para a formação da água, 
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ou seja, no sentido da direita. A diferença entre os valores de pKa dos dois ácidos é de 7,8 
unidades fazendo com que a diferença de energia livre seja muito negativa. Portanto, o hi-
dróxido de sódio é uma base mais adequada para a desprotonação do próton do amobarbital.
pKa = 8,0
H
pKa = 9,1
pKa = 8,0
H
pKa = 15,8
É possível também usar os valores de pKa dos ácidos para comparar a força das bases con-
jugadas. A base conjugada mais forte é proveniente do ácido mais fraco, ou seja, o ácido que 
tem o maior valor de pKa. Por exemplo, o ácido cianídrico é mais fraco (pKa = 9,1) do que o 
ácido clorídrico (pKa = -7,0), logo o íon cianeto (base conjugada do ácido cianídrico) é mais 
forte do que cloreto (base conjugada do ácido clorídrico).
E \u2013 O efeito nivelador do solvente
Os ácidos fortes estão completamente dissociados em solução aquosa formando o hidroxônio 
(H3O
+), e a respectiva base conjugada. Sendo assim, esses ácidos estão nivelados à força do 
hidroxônio que é o ácido mais forte que pode existir em meio aquoso.
H3O
+ Efeito nivelador do solvente
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Portanto, não é possível determinar a força relativa desses ácidos baseados exclusiva-
mente na reação de dissociação em meio aquoso. Só é possível afirmar que eles apresentam 
valores de pKa menores do que 1,74, que é o valor para o hidroxônio. 
De forma similar, as bases fortes estão completamente dissociadas em água para formar o 
ânion hidróxido (OH-), que é a base mais forte que existe em solução aquosa. Todas as bases 
mais fortes estão, portanto niveladas à força do hidróxido (pKa do ácido conjugado \u2013 H2O = 
15,74) em meio aquoso.
OH
-
H2O
Efeito nivelador do solvente
Fica claro, analisando o efeito nivelador da água, que os valores de pKa em meio aquoso 
são restritos a faixa entre os valores de pKa do hidroxônio (-1,74) e da água (15,74). Isso é um 
ponto importante, pois se houver a necessidade de desprotonar uma substância com valor 
de pKa alto, ou seja, desprotonar um ácido fraco (pKa 20-50) é impossível fazê-lo em água, 
pois a base mais forte que se pode usar é o íon hidróxido. Portanto, para efetuar esse tipo de 
reação ácido-base há a necessidade de se usar um sistema de solvente diferente do aquoso. 
Por exemplo, na desprotonação do etino ou acetileno (pKa = 25) deve-se usar um sistema 
cujo solvente é a amônia líquida e a base o amideto