Propriedades Químicas dos Compostos Orgânicos

Prévia do material em texto

Propriedades Químicas dos 
Compostos Orgânicos 
Compostos Orgânicos e Vida 
Acidez e Basicidade 
• Grande parte das reações químicas são reações 
ácido-base. 
• Ácidos: são azedos e mudam as cores dos corantes 
• Bases: são amargas e escorregadias 
• Várias definições para relacionar as propriedades de 
ácidos e bases com suas composições e estruturas 
moleculares: Arrhenius, Brønsted-Lowry, Lewis 
 
Arrhenius 
• Comportamento ácido ligado a presença de íons H+ 
• Comportamento de base ligado a presença de íons 
OH- 
• Ácidos: aumentam a [H+], produzem íons H+ em água 
• Bases: aumentam a [OH-], produzem íons OH- em 
água 
• Limitações: restrito a soluções aquosas 
Brønsted-Lowry 
• Definição mais geral: transferência de íons H+ 
• H+ : prótons que se ligam fortemente com pares de 
elétrons não ligantes 
H+ + H2O g H3O
+ 
• Ácido: substância doadora de prótons 
• Base: substância aceptora de prótons 
• Para ser um ácido de Brønsted-Lowry, a substância 
deve ter prótons 
• Para ser uma base de Brønsted-Lowry, a substância 
deve ter um par de elétrons não ligantes 
 
• Também serve para reações não aquosas: 
 
HCl + NH3 g Cl
- + NH4
+ 
 
• Um ácido e uma base sempre atuam juntos na 
transferência de prótons 
• O que quer que tenha sobrado do ácido após o 
próton ter sido doado é chamado de sua base 
conjugada. 
• Similarmente, o que quer que tenha sobrado da base 
após ela ter recebido o próton é chamado de um 
ácido conjugado. 
Forças de ácidos e bases 
• Quanto mais facilmente uma substância doa um 
próton, menos facilmente sua base conjugada aceita 
um próton 
• Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é sua base 
conjugada. 
• Analogamente, quanto mais fácil uma base aceita um 
próton, mais dificilmente seu ácido conjugado perde 
um próton. 
• Quanto mais forte é a base, mais fraco é o ácido 
conjugado 
• ácidos fortes 
transferem 
completamente seus 
prótons para água 
• ácidos fracos 
dissociam-se apenas 
parcialmente em 
solução aquosa 
• acidez desprezível: 
não demonstram 
qualquer 
comportamento 
ácido em água 
• A base conjugada de um ácido forte (por exemplo, Cl-) 
tem propriedades ácido-base desprezíveis. 
• Da mesma forma, o ácido conjugado de uma base forte 
tem propriedades ácido-base desprezíveis. 
• O H+ é o ácido mais forte que pode existir no equilíbrio 
em solução aquosa. 
• O OH- é a base mais forte que pode existir no equilíbrio 
em solução aquosa. 
• Ácidos fortes podem protonar quase qualquer 
composto 
• Bases fortes podem desprotonar quase qualquer 
composto 
• Em qualquer reação ácido-base, o equilíbrio irá 
favorecer a reação que move o próton para a base 
mais forte 
HX(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + X-(aq) 
• Se H2O for uma base mais forte que X
- (HX ácido 
forte), H2O abstrairá o próton e o equilíbrio estará na 
direita, favorecendo a formação dos produtos. 
HCl + H2O H3O
+ + Cl- 
• Se X- for uma base mais forte que H2O (HX ácido 
fraco), X- abstrairá o próton e o equilíbrio estará à 
esquerda. 
CH3COOH + H2O H3O
+ + CH3COO
- 
Auto-ionização da água 
• A água é uma substância anfótera 
• Em água pura temos o seguinte equilíbrio a 25oC 
 
 
• Auto-ionização da água 
• Como é um equilíbrio: 
Keq = [H3O
+][OH-] 
como nos referimos a auto-ionização Keq = Kw = 1,0 10
-14 a 
25oC 
• Para qualquer solução aquosa diluída aplicamos a 
equação acima. 
• Pode-se calcular tanto [H3O
+], quanto [OH-] 
• Como [H3O
+] em soluções aquosas é geralmente 
muito pequena 
pH = -log [H3O
+] 
 
 
• pH é uma medida da acidez da solução mas não diz 
nada sobre a força de ácidos e bases 
• Se medirmos o pH de uma solução aquosa de um 
ácido orgânico e compararmos com uma solução 
igualmente concentrada de HCl, iremos encontrar 
valores diferentes 
• Isso ocorre porque quanto mais forte é o ácido, 
maior sua dissociação e consequentemente maior 
será a concentração de H3O
+ e menor o pH 
 
• O ácido clorídrico (ácido forte) está na verdade 
totalmente dissociado, então todo o ácido em 
solução estará na forma de íons 
• Ácidos fracos (todos os ácidos orgânicos) existem em 
solução como um equilíbrio entre a forma não 
dissociada e os íons 
Sempre 
constante para 
soluções 
Constante de 
acidez 
pKa 
• Quanto mais forte for ácido mais dissociado ele 
estará, então maior será Ka 
• Assim com pH, também utilizamos o pKa 
pKa = -log Ka 
 
• O pKa de um ácido é o pH onde ele está exatamente 
dissociado pela metade, i. e., onde [HA] = [A-] 
• Quando pH > pKa:ácido existe como A
- 
• Quando pH < pKa: ácido existe como HA 
• Em pHs acima da pKa do ácido, ele será mais solúvel 
em água: maior presença de íons A- que são mais 
solúveis que o ácido 
• Pode-se aumentar a solubilidade de ácido fracos 
aumentando a concentração da base conjugada pelo 
aumento do pH da solução 
Aspirina 
Pouco solúvel em água 
Sal de sódio ou cálcio 
Solúvel em água 
• Se o pH de uma solução é diminuído, a quantidade 
de ácido não dissociado aumenta e a solubilidade 
diminui 
• Da mesma forma bases orgânicas podem ser 
dissolvidas diminuindo o pH de soluções: BH+ é mais 
solúvel que a base 
Codeína 
Pouco solúvel em água 
Ácido conjugado 
Solúvel em água 
Força ácida 
• Um número de fatores afetam a força ácida 
1. Estabilidade da base conjugada 
2. Força da ligação H-A 
3. Solvente 
 
• Fator mais importante: estabilidade da base 
conjugada, quanto mais estável a base mais forte é 
o ácido 
Basicidade 
• Base aceita prótons doando par de elétrons 
• A força da base é medida pelo pKa do ácido 
conjugado (pKaH) 
• Quanto maior o pKa do ácido conjugado, maior a 
força da base 
• Ex: NH3 pKaH = 9,24 NH2
- pKaH = 33 
 
Fatores que afetam a basicidade 
• Quanto mais acessível são os elétrons, mais forte é a 
base 
• Uma base carregada negativamente captura mais 
facilmente um próton do que uma neutra 
• Compostos com cargas deslocalizadas são menos 
básicos, pois os elétrons estão menos disponíveis 
• A força de bases neutras são determinadas por 2 
fatores: acessibilidade do par de elétrons e 
estabilização da carga positiva formada 
Ácidos e Bases de Lewis 
• Definição de Lewis é muito mais geral e enfatiza o 
par de elétrons compartilhado 
• Ácido: aceptor de par de e- 
• Base: doador de par de e- 
• O par de elétrons é então compartilhado entre a 
base e o ácido em uma ligação covalente 
 
Ácidos de Lewis 
• Para uma substancia ser um ácido de Lewis ela dever 
ser capaz de aceitar um par de elétrons 
• Para isso ela deve ter um orbital vazio de menor 
energia ou uma ligação polar com o hidrogênio, para 
que ele possa ser doado. 
• Definição de ácido de Lewis é muito mais abrangente 
 
• Substâncias que tem o octeto incompleto de elétrons: 
NH3 + BF3 g NH3BF3 
 
• Cátions metálicos: 
Fe+3 + 6:CN:- g [Fe(CN:)6]
3- 
 
• Compostos com ligações múltiplas (ligações π): 
H2O + CO2 g H2CO3 
 
 
Base de Lewis 
Ácido de Lewis 
Bases de Lewis 
• Todas as bases de Brønsted-Lowry são bases de 
Lewis. 
• Segundo Lewis uma base pode doar pares de 
elétrons para outra espécie além de espécies com H+ 
• Compostos orgânicos que contenham O ou N são 
geralmente bases de Lewis 
• Definição de Lewis é mais geral g permite classificar 
maior número de reações como ácido-base, 
incluindo as que não envolvem transferência de 
prótons 
• Eletrófilos: Ácidos de Lewis 
• Nucleófilos: Bases de Lewis 
 
Doador dee-
Base de Lewis
Receptor de e-
Ácido de Lewis
H N
H
H
B
F
FF
H N
H
H
B FF
F
H2CH3C
O
H2CH3C
Al
Cl
Cl Cl
H OH
H2CH3C
O
H2CH3C
Al Cl
Cl
Cl
(Eq. 1)
(Eq. 2)
(Eq. 3)HO H+
• Exercícios: 
Como as seguintes espécies reagem com um ácido? 
 acetaldeído, EtOH, Me2NH, PMe3 
 
Como as seguintes espécies reagem com uma base? 
CH3
+, BMe3, MgBr2