Aula_10_Acidos_e_bases_Eliana_Valle_2013

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Ácidos e Bases 
Estrutura da Matéria – Profa. Eliana Valle 
 
 
Conceito de Arrhenius (1884) 
“Substâncias ácidas são aquelas que em solução aquosa 
dissociam-se em íons hidrogênios (H+)” 
 
“Substâncias básicas são aquelas que em solução aquosa 
dissociam-se em íons hidroxilas (OH-)” 
 
Conceito de Brønsted-Lowry (1923) 
“Ácido é definido como um doador de próton e 
 base como um receptor de próton” 
 
• Esta definição tem uma importante implicação: Uma 
substância não pode atuar como ácido sem a presença 
de uma base para aceitar o próton, e vice-versa. 
 
• Para todos os ácidos e bases fracos, devemos 
considerar a areação inversa. 
 
NH3 + H2O → NH4
+ + OH- 
NH4
+ + OH- → NH3 + H2O 
Base Àcido 
Base Àcido 
Conceito de Brønsted-Lowry (1923) 
Conceito de ácido - base conjugado 
Todo ácido de Bronsted tem base conjugada, e toda base de 
Bronsted tem ácido conjugado 
 
 
Conceito de Brønsted-Lowry (1923) 
 
 
Conceito de Lewis (1923) 
• O conceito de Brønsted-Lowry de ácidos e bases 
enfatiza a transferência de um próton entre as espécies. 
Porém, essa teoria falha ao tentar explicar reações entre 
substâncias onde não são transferidos prótons. 
• Essa deficiência foi remediada por um conceito mais 
amplo de acidez e basicidade introduzido por G. N. 
Lewis (o mesmo das estruturas). 
Ácido de Lewis é uma substância que atua como um receptor de 
par ou pares de elétrons, A 
Base de Lewis é uma substância que atua como um doador de par 
ou pares de elétrons, :B 
 
 
 
Quem são? 
Ácidos de Lewis Base de Lewis 
Próton: H+ 
Todo ácido de Brønsted-Lowry exibe 
acidez de Lewis 
Toda base de Brønsted-Lowry exibe 
basicidade de Lewis (pois um receptor de 
H+ é também um doador de par de 
elétrons) 
Cátions: Mn+ Ânions (:Cl-, :Br-, O2-) 
Espécies deficientes em elétrons: 
compostos de B, Al e restante 
do Grupo 13 
Íons ou moléculas com pares de elétrons 
isolados 
(:OH2, :NH3, :CO:, :CN
-:) 
Espécies com carga positiva e 
espécies que podem expandir o 
octeto: 
BrF2
+, PF5 
Espécies com elétrons p: 
Etileno, benzeno 
Base Ácido 
Compostos Deficientes em Elétrons: 
Exemplo: BF3 
Ácidos e Bases de Lewis 
Notem quem não envolve ácido de Bronsted! 
 
 
• Compostos de Coordenação: 
• [Co(:OH2)6]
2+ 
• [(C6H6)Ag]
+ 
• [Fe(CO)5]
3+ 
• [Al(H2O)6]
3+ 
Ácidos e Bases de Lewis 
 
 
Ácidos e Bases de Lewis 
Uma molécula ou íon com o octeto completo pode se rearranjar 
para receber um par de elétrons. O=C=O + OH- 
+ :OH– 
Um orbital do átomo de carbono fica vazio para acomodar o 
par de elétron recebido, pela remoção do elétron π C – O. 
Uma molécula ou íon pode expandir seu octeto para receber um par 
de elétrons: 
+ 2 (:F–) 
Ácidos e Bases de Lewis 
F F F F F F 
 
 
Uma molécula pode utilizar de seus orbitais moleculares antiligantes 
vazios para receber um par de elétrons. 
Representação por orbitais 
moleculares da interação 
orbital responsável pela 
formação de um complexo 
entre um ácido de Lewis A e 
uma base de Lewis :B 
Ácidos e Bases de Lewis 
 
 
Compostos Sem Deficiência em Elétrons: 
Exemplo: Br2 em acetona 
X2 tem um orbital 2u (ou 4) vazio 
que pode aceitar um par de 
elétrons de solventes como 
acetona, etanol, formando um 
complexo 1:1 
Ácidos e Bases de Lewis 
 
 
Características dos ácidos e bases de Lewis de acordo com 
o grupo da tabela periódica 
Metais Alcalinos/Alcalinos Terrosos/Transição são ácidos 
de Lewis 
Cátions, receptores de elétrons! 
 
 
Ácidos do Grupo do Boro (grupo 13) 
• Os haletos de B e de Al são os ácidos de Lewis mais conhecidos. 
• As moléculas planares BX3 e AlX3 têm octetos incompletos e o orbital p 
perpendicular ao plano pode aceitar um par de elétrons da base de 
Lewis: 
NR
3
BF3 < BCl3 < BBr3 
Ordem crescente de acidez 
• Ordem inversa do esperado considerando as características 
de eletronegatividade – interação π remove parcialmente a 
deficiência de elétrons do orbital p vazio do B 
 
 
Grupo do Carbono (Silício e de Estanho) 
(grupo 14) 
•A ordem de acidez dos complexos SiX4 é: 
SiF4 > SiCl4 > SiBr4 > SiI4 Por quê? 
Eletronegatividade 
+ 2 (:F–) 
 
 
Grupo do Carbono (Silício e de Estanho) 
(grupo 14) 
SnCl2 (Pode atuar como ácido) 
 
SnCl2 + Cl
- : SnCl3
- 
: SnCl3
- + (CO)5Mn (CO)5Mn-SnCl3 
 
(Pode atuar como base) 
•A ordem de acidez dos complexos SnX4 é: 
SnF4 > SnCl4 > SnBr4 > SnI4 
 
 
Grupo do Nitrogênio e Oxigênio (grupos 15 e 16) 
F Sb
F
F
F
F
F Sb
F
F
F
F
F+ 2 HF + H2F
+
-
Ácidos de Lewis do grupo 15 
Ácido Base 
Ácidos de Lewis do grupo 16 (podem ser ácidos ou bases) 
S:
O
O
+ :N
R
R
R
S
O
O
N
R
R
R
Ácido 
O SO2 também pode ser 
uma base doando o par 
isolado do S ou do O para 
um ácido de Lewis 
Base 
 
 
• Podem ser ÁCIDOS E BASES 
• ÁCIDOS porque possuem orbital anti-ligante vazio de baixa energia 
(Br2 e I2) 
X2 tem um orbital 2u (ou 4) vazio 
que pode aceitar um par de elétrons 
de solventes como acetona, etanol, 
formando um complexo 1:1 
Grupo dos halogênios 
O orbital onde o e- origina na transição é 
predominantemente o orbital do par isolado da base 
(cetona). O orbital para o qual a transição ocorre é o 
LUMO do ácido (Br2). Assim a transição transfere 
um e- da base para o ácido e é chamada de uma 
transição de transferência de carga. 
 
 
• BASE porque podem formar poli-iodetos 
• I2 + I-  I3- 
• I2 + I3-  I5- etc... 
Grupo dos halogênios 
 
 
TIPOS DE REAÇÕES FUNDAMENTAIS 
 
1. REAÇÕES ÁCIDO- BASE. 
 
BF3 + NH3 F3B-NH3 
 
 
 
2. REAÇÕES DE TROCA (deslocamento). 
 
B-A + :B’ B: + A-B’ 
 
 
 
 
 
3. REAÇÕES DE METATESE OU DUPLA TROCA. 
 
A-B + A’- B’ A-B’ + A’-B 
 
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS 
Reações importantes na 
substituição de ligantes em 
complexos. 
 
 
 
 
Ácidos e Bases de Lewis 
Duros e Moles 
 
 São identificados pelas tendências nas estabilidades nos complexos que formam: 
Ácidos duros --- bases duras 
Ácidos moles ----- bases moles 
 
 
Dureza e Moleza 
Princípio de Pearson (REGRA EMPÍRICA): Ácidos duros preferem se ligar 
(ou coordenar-se) a Bases Duras. Ácidos Moles preferem se ligar (ou 
coordenar-se) a Bases Moles 
Propriedades Ácidos 
Duros 
Ácidos 
Moles 
Bases 
Moles 
Bases 
Duras 
Raio iônico (pm) < 90 >90 >170 ~120 
Carga (Nox)  +3*  +2 
Eletronegatividade 0,7-1,6 1,9-2,5 2,1-3,0 3,4-4,0 
Ácidos/Bases duros: espécies pequenas e pouco polarizáveis, alta densidade de 
carga. 
Ácidos/Bases macios: espécies grandes e muito polarizáveis, baixa densidade de 
carga. 
 Ácidos duros preferem ligar-se a bases duras. 
 Ácidos macios preferem ligar-se a bases moles. 
 
 
Ácidos e Bases Duros, Moles e 
Intermediários 
Huheey, 4ª ed, p. 347 
Shriver, 4ª ed, p. 155 
 
 
Teoria sobre dureza e moleza 
• Observações de Pearson são qualitativas na previsão da estabilidade; 
• Uma explicação simples para interações DURO-DURO seria considerar 
esta como sendo principalmente eletrostática ou iônica. 
– A maioria dos ácidos e bases tipicamente duros são aqueles 
que formam ligações iônicas como Li+, Na+, K+ com F- e OH- 
• A estabilidade MOLE-MOLE pode ser explicada pelo caráter covalente 
da ligação, Ag+,Hg+ com Cl-, S2- 
• Por exemplo, cloreto de prata coloidal (AgCl) é um composto com 
elevado caráter covalente. 
Teoria ácido-base duro e mole -TOM 
• Duro-duro: diferença grande entre HOMO-base e LUMO-ácido, não 
ocorre interação. 
– Interação iônica 
 
 
 
 
• Mole-Mole: diferença pequena entre HOMO-base e LUMO-ácido, 
ocorre interação. 
– Interação covalente 
HOMO-base 
LUMO-ácido 
HOMO-base 
LUMO-ácido 
Diferença grande 
Diferença pequena 
 
 
Teoria ácido-base duro e mole -TOM 
 
 
Exemplo 
Fenol: O ácido de Lewis C6H5OH (fenol) forma complexo através de ligação de 
hidrogênio mais estável com (C2H5)2O: do que com o (C2H5)2S: 
 
O que se pode concluir com relação ao fenol?????? 
 
 
Resumo das Teorias Ácido-Base 
Arrhenius, Brønsted-Lowry, Lewis 
• Todas definem o termo Ácido como qualquer espécie química que i) 
reage com base, ii) como doador de espécies positivas (o íon 
hidrogênio ou cátion) e iii) receptor de espécies negativas (um par de 
elétrons, ânions). 
• Uma Base é definida como qualquer espécie química que iv) reage com 
ácidos, v) doadora de espécies negativas (par de elétrons, ânions) e vi) 
receptora de espécies positivas (um íon H+, cátion) 
• Podemos generalizar todas as definições considerando a ACIDEZ 
como sendo um caráter positivo de uma espécie química que é 
diminuído pela reação com uma base; similarmente BASICIDADE é o 
caráter negativo de uma espécie que é diminuído pela reação com um 
ácido.