Introdução a Química Orgânica ácido base

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Química Orgânica 
Prof.ª Dr.ª Débora N. Clausen Peraro 
 
Ácidos e Bases Orgânicos: pKa e pH 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 
Teoria de Arrhenius (1887) 
 Um ácido é uma substância que dissociado 
em água libera H+ 
 Uma base é uma substância que dissociado 
em água libera OH- 
 
Ácido + Base: Neutralização 
HA + BOH  H2O + BA 
Teoria de Brønsted–Lowry (1923) 
 Um ácido de Brønsted–Lowry é uma 
substância que pode doar (ou perder) um 
próton. 
 Uma base de Brønsted–Lowry é uma 
substância que pode aceitar (ou remover) 
um próton. 
Competição de um próton (H+) entre duas bases 
- - 
 Exemplo 
+ H O 
H 
H Cl H O 
H 
Cl H + 
Base 
(aceptor de H+) 
Ácido 
(doador de H+) 
Ácido Conjugado 
da H2O (íon hidrônio) 
Base Conjugada 
de HCl 
 Exemplo 
Base 
(aceptor de H+) 
Ácido 
(doador de H+) 
Ácido Conjugado 
Do íon alcóxido 
Base Conjugada 
da H2O 
A força de Ácidos e Bases de Brønsted–Lowry: 
Ka and pKa 
 Ao contrário de ácidos fortes como HCl e H2SO4, o 
ácido acético é um ácido muito mais fraco: 
H O H 
H 
O 
H3C OH + H2O 
O 
H3C O + 
● A 25oC, em uma solução 0,1 M de ácido 
acético, aproximadamente 1% das 
moléculas do ácido ionizam. 
H O H 
H 
O 
H3C OH + H2O 
O 
H3C O + 
A constante da Acidez, Ka 
 Constante de Equilíbrio (Keq) 
 
[CH CO ⊖] [H O⊕] 
3 2 3 
Keq = 
[CH3CO2H][H2O] 
 Para soluções aquosas diluídas, a 
concentração da água é essencialmente 
constante (~55,5M); e a expressão da Keq 
pode ser escrita em termos da constante de 
acidez (Ka) 
 
[CH CO ⊖] [H O⊕] 
3 2 3 
Ka = Keq [H2O] = 
[CH3CO2H] 
 
 A 25°C, a constante de acidez para o ácido acético é 1,76 x 105 
 Para qualquer ácido fraco dissolvido em água a 
expressão é: 
[H ⊕ ⊖ 
3O ] [A ] 
Ka = 
[HA] 
 Ácido com valor alto de Ka 
● ÁCIDO FORTE 
 Ácido com valor baixo de Ka 
● ÁCIDO FRACO 
Acidez e pKa 
pKa =  log Ka 
 
pH =  log [H3O
⊕] 
 
 
 Para o ácido acético o pKa é 4,75 
pKa =  log [1,76 x 105] 
=  [ 4,75] 
= 4,75 
Relação entre pKa e Ka 
 Quanto menor for o pKa, mais forte é o 
ácido 
CF3CO2H 
pKa = 0 
> 
CH3CO2H 
pKa = 4,75 
Ácido 
fraco 
HCl 
pKa = 7 
Ácido 
Muito forte 
Aumento da força do ácido 
> 
Ácido trifluoracético 
Como predizer o resultado das reações 
Ácido–Base 
 Reações Ácido–base sempre favorecem a 
formação do ácido e da base mais fracos. 
 Reações Ácido–base estão sob controle de 
equilíbrio 
 Reações sob controle de equilíbrio sempre 
favorecem a formação das espécies mais 
estáveis (menor energia potencial) 
OH 
O 
R O H + 
O 
R O + H 
O 
H 
Base forte Base fraca 
Ácido forte 
pKa ~3-5 
Ácido fraco 
pKa = 15,7 
Estabilidade relativa da base conjugada 
 Se base conjugada é muito estável (base 
fraca), o ácido deve ser forte. 
 Se base conjugada é muito instável (base 
forte), o ácido deve ser fraco. 
Base conjugada 
Base conjugada 
Fatores estruturais que afetam a estabilidade 
da base conjugada 
 1) Eletronegatividade 
 2) Tamanho do átomo 
 3) Ressonância 
 4) Efeito indutivo 
Eletronegatividade 
ácidos no Quando temos dois 
mesmo 
periódica, 
período 
o 
da 
átomo 
eletronegativo leva à 
tabela 
mais 
maior 
estabilização da base conjugada. 
  
H3C—H 
  
H3N—H 
  
HO—H 
  
F—H 
Eletrone- 
gatividade 
2,5 2,1 3,0 2,1 3,5 2,1 4,0 2,1 
pKa 48 38 15,7 3,2 
Quanto maior a eletronegatividade de um átomo, mais fácil 
de adquirir uma carga negativa. 
 Assim, a acidez aumenta da esquerda para a 
H3C–H H2N–H HO–H 
CH3 
NH2 
OH 
direita quando comparamos compostos no mesmo 
período na Tabela Periódica. 
 
 
Aumenta a acidez 
 
F–H 
 
F 
 
Aumenta a 
basicidade 
No composto abaixo, qual próton é mais 
ácido? 
Tamanho 
Quando comparamos dois ácidos 
do mesmo grupo... 
O átomo maior ou mais 
polarizável, estabilizará melhor a 
base conjugada. 
H–F H–Cl H–Br H–I 
Comprimento da 
ligação (Å) 
0,92 1,28 1,41 1,60 
pKa 3,2 -7 -9 -10 
Aumenta a acidez  A força da ligação H–X 
● H–F > H–Cl > H–Br > H–I 
Quanto mais forte a ligação H–X, 
Mais fraco é o ácido. 
Raio Atômico: é a distância do núcleo de 
um átomo à sua eletrosfera na camada 
mais externa 
HF 
HCl 
HBr 
HI 
F 
Cl 
Br 
I 
 Assim, a acidez aumenta conforme descemos em 
um grupo na tabela periódica 
Aumenta 
a acidez 
Aumenta a 
basicidade 
Quanto mais forte o ácido, mais fraca é a base conjugada. 
No composto abaixo, qual próton é mais ácido? 
Efeito de Ressonância 
de ressonância, Mais estruturas 
ou maior contribuição de 
ressonância na base conjugada, 
formação do ácido mais leva à 
forte. 
 Sempre que, em uma fórmula estrutural, 
pudermos mudar a posição dos elétrons sem mudar 
a posição dos átomos, a estrutura real não será 
nenhuma das estruturas obtidas, mas sim um 
híbrido de ressonância daquelas estruturas. 
Ressonância 
Estruturas de ressonância 
do benzeno 
A acidez dos ácidos carboxílicos 
pKa = 4,75 pKa = 16 
CH3 O CH3 O CH3 O 
 A base conjugada é mais 
ânion é mais deslocalizado) que 
estável (o 
o 
etóxido, guiado pela estabilização por 
ressonância. 
O O O 
● Assim, ácido acético é mais ácido que o 
etanol. 
O Efeito da Ressonância 
No composto abaixo, qual próton é mais 
ácido? 
Efeito indutivo 
Efeitos indutivos 
 Efeitos Indutivos são efeitos eletrônicos que são 
transmitidos através das ligações. 
 
 O efeito indutivo de um grupo pode ser doador de 
elétron ou retirador de elétron 
 
 Efeitos indutivos enfraquecem conforme a 
distância dos grupos aumenta. 
H3C CH3 A ligação C–C 
não é polar. 
H3C CH2 
   
F 
 A carga positiva que o flúor transmite ao C1 é 
maior que aquela transmitida ao C2 porque o flúor 
está mais perto do C1. 
1 2 
Efeitos indutivos 
< 
<
 
< 
<
 
O 
Cl 
CH2 O H + H2O + H3O CH2 O 
  
O 
 
 
Cl 
O 
O 
O 
O 
Cl Cl 
O Cl estabiliza ainda mais o ânion carboxilato devido ao efeito 
indutivo retirador de elétrons do 
Cl. 
Exercício 
Para cada par de compostos abaixo, identifique o composto mais ácido