Teorias Ácido e Base

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ÁCIDOS E BASESÁCIDOS E BASES
Características gerais de ácidos e bases
1.Neutralização: 
Ácidos e bases reagem um com o outro para cancelar ou neutralizar suas 
características ácida e básica;
2.Reações com indicadores:
Certos corantes orgânicos, chamados indicadores possuem cores diferentes, 
dependendo do meio onde estejam, se ácido ou básico;
3.Catálise:
Muitas reações químicas são catalisadas pela presença de ácidos ou bases.
Conceito de Arrhenius (1884)
“Substâncias básicas são aquelas que em solução aquosa dissociam-se em íons hidroxilas”
“Substâncias ácidas são aquelas que em solução aquosa dissociam-se em íons 
hidrogênios”
Limitações da teoria de Arrhenius
No caso dos ácidos fortes tais como H2SO4, HNO3, HCl, HClO4, os quais se ionizam 
completamente em solução aquosa e fornecem íons hidrogênio (H+), a teoria de 
Arrhenius funcionava perfeitamente. 
De modo semelhante, as bases fortes como o NaOH e KOH também se ionizam 
completamente em solução aquosa e produzem íons hidroxilas (OH-)
* A teoria de Arrhenius não se aplicava bem onde a soluções que não eram aquosas.
* Existem certas substâncias com caráter ácido ou básico que não fornecem íons H+ ou 
OH-mesmo em soluções aquosas.
Exemplo, a amônia (NH3) não contém íons hidroxila, porém em solução aquosa ela 
pode produzir íons hidroxilas reagindo com a água:
NH3(aq) + H2O →→→→ NH3HOH 
NH3HOH →→→→ NH4OH
NH4OH →→→→ NH4 +aq + OH-(aq)
o conceito de Arrhenius promoveu a idéia errônea que dissociação iônica era 
indispensável para manifestação da acidez e que, portanto, reações do tipo ácido-base 
não poderiam ocorrer na maioria dos solventes não aquosos e na ausência de solvente.
HCl(g) + NH3 (g) → NH4Cl(g)
Limitações da teoria de Arrhenius
CONCEITO DE BRØNSTED-LOWRY (1923)
O conceito de ácidos e bases mais aceito, e um dos que tem elucidado o papel do 
solvente em reações ácido-base.
“Ácido é definido como um doador de próton e
base como um receptor de próton”
* Independentemente do solvente
Implicação importante: Uma substância não pode atuar como ácido sem a presença de 
uma base para aceitar o próton, e vice-versa.
Uma reação de um ácido com uma base é, portanto, uma reação de troca de prótons:
HA + B →→→→ A-+ BH+ Equação generalizada ácido-base
O produto BH+ também é capaz de doar seu novo próton recém adquirido para outro 
receptor, e é, portanto, potencialmente um outro ácido:
Ácido1 + Base2→ Base1 + Ácido2
Pares conjugados ácido-base
O termo conjugado significa “estar conectado com”, e implica que qualquer espécie 
química e sua espécie conjugada estão relacionadas com o ganho ou perda de prótons, 
formando um par ácido-base conjugado.
CONCEITO DE BRØNSTED-LOWRY (1923)
Um ácido de Brønsted-Lowry pode ser uma molécula não carregada, um íon positivo, ou um 
íon negativo.
Alguns exemplos de pares ácido-base conjugados
Substância Ácido Base conjugada
Ácido clorídrico
Ácido nítrico
Ácido acético
Ácido perclórico
Água
Íon hidroxônio
HCl
HNO3
H3COOH
HClO4
H2O
H3O+
Íon bicarbonato
Cloreto de amônio
HCO3-
NH4Cl
Cl-
NO3-
H3COO-
ClO4-
HO-
H2O
CO32-
NH3
Força dos ácidos e bases
A força de um ácido ou de uma base se refere à extensão com que estes se ionizam em 
solução, isto é, se desprotona (perde próton) no caso de um ácido e protona (ganha próton) 
no caso de uma base.
A constante de equilíbrio e a acidez de um ácido 
Para um ácido HA, temos
HA →→→→ H+ + A-
Ka =
[H+] [A-]
[HA]
A basicidade intrínseca da base A- será expressa pelo recíproco daquela constante:
H+ + A-→→→→ HA
[H+] [A-]
[HA]
Kb =
Ka
1
=
pKa
Reação Ácidos Conjug 
Bases 
Conjug Ka pKa 
HBr + 
H2O ↔ 
H3O+ + 
 Br– 
HBr 
H3O(+) 
Br– 
H2O 10
5
 -5 
CH3CO2H 
 + H2O ↔ 
H3O+ + 
 
CH3CO2– 
CH3CO2H 
H3O(+) 
CH3CO2– 
H2O 
1,77* 
10-5 4,75 
C2H5OH 
+ H2O ↔ 
H3O+ + 
 C2H5O– 
C2H5OH 
H3O(+) 
C2H5O– 
H2O 10
-16
 16 
NH3 + 
H2O ↔ 
H3O+ + 
 NH2– 
NH3 
H3O(+) 
NH2– 
H2O 10
-34
 34 
 
Força dos ácidos e bases
� Quanto menor o valor de pKa mais forte é o ácido
* Os prótons livres não existem em solução em concentrações detectáveis.
⇒ acidez e basicidade intrínseca de uma substância não podem ser medidas.
A única maneira na qual podemos determinar a força de um ácido ou base é pela 
reação de um ácido com uma base de referência e vice versa: 
(pela reação de uma base com um ácido de referência).
observações
A medida da constante para uma reação ácido-base, K, é o produto da constante de acidez 
intrínseca de um ácido HA e a constante de basicidade intrínseca da base B.
Podemos determinar a força de um ácido apenas pela extensão da reação ácido-base, ou 
reação de neutralização, na qual um próton é transferido de um ácido HA para uma base B 
para formar um novo par ácido-base mais fraco: BH+ e A-.
observações
* Cada reação ácido-base pode ser visualizada como uma soma de duas semi-reações, uma 
expressando a acidez intrínseca do ácido HA e a outra, a basicidade intrínseca da base B.
* Nenhuma das semi-reações podem ser avaliadas separadamente, apenas sua soma.
* Nenhuma constante Ka, nem Kb pode ser avaliada separadamente, apenas seu produto.
* Todas as reações ácido-base envolvem a transferência de prótons entre dois pares 
conjugados ácido-base.
ÁCIDO
HClO4
HCl
HNO3
H3O+
HF
HNO2
HC2H3O2
HOCl
NH4+
H2O
NH3
BASE
ClO4-
Cl-
NO3-
H2O
F-
NO2-
C2H3O2-
OCl-
NH3
HO-
NH2-
100% ionizado
em água. Não há
HX (aq)
100% ionizado
em água. Não há
B-(aq)
Misturas em
equilíbrio de 
HX e X- em 
água 
F
o
r
ç
a
 
c
r
e
s
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n
t
e
 
d
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á
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d
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b
a
s
e
 
CONCEITO DE LEWIS (1916)
♦♦♦♦ Os fundamentos da teoria eletrônica de acidez
“Base é definida como um doador de par de elétrons e ácido como um receptor de par 
de elétrons”
Equação geralEquação geral
A + :B → A:B A = Ácido de Lewis
:B = Base de Lewis
A:B = Complexo ácido-base
1. Um próton H+ aceita um par de elétrons quando se liga a uma molécula de amônia: 
Ex.:
Ácido de Lewis (aceita par elétrons) Base de Lewis (doa par elétrons)
2. Uma reação entre o BF3 e a amônia:
+
F
BF
F
H
:N H
H
F
BF
F
H
N H
H
* A ligação entre o ácido de Lewis e a base de Lewis ocorre através de uma ligação 
covalente onde um par de elétrons é compartilhado por ambas as espécies químicas 
que lhe deu origem (trata-se de uma ligação covalente dativa).
* O resultado da combinação de uma base de Lewis e um ácido de Lewis é chamado um 
complexo (como no exemplo da formação do amônio).
A vantagem da definição de Lewis sobre a de Brönsted é que podemos identificar
substâncias como ácidos ou bases mesmo quando não há transferência de prótons (o 
papel do próton é essencial na definição de Brönsted, porque a definição de um ácido 
ou uma base depende do envolvimento de prótons).
Ácidos duros: o átomo receptor de elétrons possui número de oxidação 
elevado, elevada eletronegatividade, tamanho pequeno, e não possuem 
elétrons externos facilmente excitáveis. 
Os ácidos duros não são polarizáveis e se associam com bases duras através 
de ligações iônicas.
H+; Li+; Na+; K+; Be2+; Mg2+; Ca2+; Sr2+
Fe3+; Al3+; Sc3+
Ácidos moles: o átomo receptor de elétrons possui baixo estado de oxidação, tamanho 
relativamente grande, baixa eletronegatividade, e possuem vários elétrons externos 
facilmente excitáveis. Ácidos moles são polarizáveis e se associam com bases moles 
atravésde ligações covalentes.
Ag+; Au+; Tl+; Cu+; Zn2+; Cd2+; Hg2+; Pb2+; Sn2+
De acordo com a tendência em receber ou doar elétrons, certas espécies químicas 
também tem outra classificação:
Pearson (1963) 
Bases duras: 
O átomo doador é de baixa polarizabilidade e de elevada eletronegatividade, é difícil de se 
oxidar, e não possuem orbitais eletrônicos vazios de baixa energia.
H2O; OH-; F-; PO43-; SO42-; Cl-; CO32-; 
ClO4-; NO3-
Bases moles
O átomo doador é de elevada polarizabilidade e de baixa eletronegatividade, é facilmente 
oxidado, e está associado com orbitais eletrônicos vazios e de baixo posicionamento.
Bases duras preferem complexar ácidos duros
•Bases moles preferem complexar ácidos moles, sob condições semelhantes de força 
ácido-base.
I-; CN-; CO
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
Ácidos Carboxílicos: São fracos
Aminas: Bases fracas
Ácidos de Lewis� Substâncias com átomos com deficiência de elétrons
Álcoois: Bases fracas
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
Carbocátion� O carbono apresenta deficiência de elétrons � ÁCIDO DE LEWIS
�São altamente reativos;
�São aceptores de elétrons;
�Reagem rapidamente com bases de Lewis;
�SÃO ELETRÓFILOS ���� GOSTAM DE ELÉTRONS
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
Carbânion� O carbono apresenta excesso de elétrons � BASE DE LEWIS
�São altamente reativos;
�São doadores de elétrons
�Reagem rapidamente com ácidos de Lewis;
�SÃO NUCLEÓLIFOS ���� GOSTAM DE NÚCLEOS (ÁTOMOS COM 
DEFICIÊNCIA DE ELÉTRONS)
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
REAÇÕES:
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
Fonte: Solomons
Base forte
Base fraca
Ácido fraco
Ácido forte
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
EXEMPLOS
� Compostos orgânicos com um ou mais pares de elétrons desemparelhados �
POTENCIAIS BASES ORGÂNICAS
Álcool ácido forte íon alquiloxônion base
Cetona ácido forte íon alquiloxônion base
MAS, TAMBÉM SÃO ÁCIDOS!!!!!!!!!!!!!!
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
EXEMPLOS
A leucina (aminoácido) pode se comportar como ácido ou base
Fonte: Oxford Science Publication, Hornby M., Peach J.
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
EXEMPLOS
Alceno
Carbocátion
•A ligação pi de um alceno pode agir como uma base;
•A acidez da acetona pode ser explicada pela estabilização do ânion formado por 
ressonância:
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
FATORES QUE AFETAM ACIDEZ E BASICIDADE
� A força de um ácido depende da extensão no qual um próton pode ser separado dele 
e transferido para uma base; AUMENTO ACIDEZ
AUMENTO FORÇA DE LIGAÇÃO H-X
EFEITO DA ELETRONEGATIVIDADE
A acidez aumenta da esquerda para direita quando comparamos compostos do mesmo 
período da tabela periódica;
1. Quando a força de ligação é aproximadamente a mesma o fator dominante será a 
eletronegatividade do átomo ligado ao hidrogênio;
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
FATORES QUE AFETAM ACIDEZ E BASICIDADE
EFEITO DA HIBIDIZAÇÃO DO ÁTOMO DE CARBONO
1. Elétrons do orbital 2s tem menor energia que elétrons do orbital 2p;
2. Elétrons no orbital 2s tendem a estar mais próximos do núcleo;
3. Orbitais híbridos têm características maiores de orbital s;
ASSIM � Os ânions resultantes (bases conjugada) serão mais estáveis, em média.
Acidez relativa de hidrocarbonetos
Basicidade relativa de carbânions
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
FATORES QUE AFETAM ACIDEZ E BASICIDADE
EFEITO INDUTIVO E ELETROSTÁTICO
Em função de:
� Estabilidade de íon negativo formado;
� Deslocalização da nuvem eletrônica;
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
FATORES QUE AFETAM ACIDEZ E BASICIDADE
EFEITO RESSONANTE
Em função de:
� Quanto mais estável a base conjugada mais ácido será o composto;
AULA RESSONÂNCIA
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
FATORES QUE AFETAM ACIDEZ E BASICIDADE
EFEITO RESSONANTE
Efeitos de grupos substituintes (acidez):
� A deslocalização da carga negativa pela molécula sempre tornará a espécie 
mais estável;
Doadores de elétrons
Aceptores de elétrons
Ex
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
FATORES QUE AFETAM ACIDEZ E BASICIDADE
EFEITO RESSONANTE
Efeitos de grupos substituintes (basicidade):
� A deslocalização da carga positiva pela molécula sempre tornará a espécie 
mais estável;
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
FATORES QUE AFETAM ACIDEZ E BASICIDADE
EFEITO DAS LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO
� Estabilização da molécula pela formação de ligações de hidrogênio;
ÁCIDOS E BASES EM QUÍMICA ORGÂNICA
FATORES QUE AFETAM ACIDEZ E BASICIDADE
EFEITO DO SOLVENTE
1. Na ausência de solvente (reações em fase gasosa, por exemplo) a força do ácido 
ou base será menor que em solução;
2. A presença do solvente cria uma camada de solvatação que estabiliza os íons;
pKa ≅ 130
pKa = 4,75