Aula 1 Estrutura e ligação

Prévia do material em texto

28/02/2018 
1 
Ministrante: 
Química Orgânica I 
ESTRUTURA ELETRÔNICA, 
LIGAÇÃO E ÁCIDOS - BASE 
Química Orgânica e sua Importância 
Química Orgânica, ramo da Química que estuda os compostos que 
contêm Carbono, seja ou não produzidos por organismos vivos. 
Casos Particulares
C = grafite
C = diamante
CO2 = dióxido de carbono 
H2CO3 = ácido carbônico
 HCN = ácido cianídrico
O
O
OH
C
O
CH3
ácido acetilsalicílico
Há mais de 200 anos surgiu a expressão compostos orgânicos para 
designar as substâncias produzidas pelos organismos vivos, animais 
ou vegetais. 
Química Orgânica: A química dos hidrocarbonetos e seus derivados 
Jöns Jacob Berzelius (1780): 
Criou a expressão Química Orgânica (livro -1807). 
Teoria da Força Vital (TFV). 
Histórico: Química Orgânica 
Friedrich Wöller (1828): Abalo da TFV). 
C
O
H2N NH2
cianato de amônio
 (Inorgânico)
 uréia
 (Orgânicos)
NH4CNO
Torbern Bergman, Sueco (1780): 
• Diferença entre Orgânicos e Inorgânicos. 
Histórico: Química Orgânica 
Kekulé e Couper (1857): 
• Tetravalência do Carbono. 
• Proposição da Estrutura para o Benzeno (Kekulé). 
• Cadeias Carbônicas (Química Bidimensional). 
Kekulé: “virei minha cadeira para a lareira e cochilei. Mais uma vez os 
átomos dançavam em frente a mim [...], cadeias longas, umas mais 
próximas que outras, todas se virando e retorcendo como se fossem 
cobras. De repente notei que uma das cobras havia mordido a própria 
cauda [...]. Então levantei apressadamente e passei o restante da noite 
trabalhando nas conseqüências disso.” 
INTRODUÇÃO 
 Compostos Orgânicos 
 Há mais de 150 anos, os periódicos químicos têm 
reportado: 
 Organismos vivos: plantas e animais 
 Fósseis: carvão mineral, petróleo, gás natural, turfa e 
linhito. 
 Sínteses de laboratório. 
 
 Metade da década 1970 
 Mais de 5 milhões de compostos 
 Cada ano: milhares novos compostos 
REPRESENTAÇÃO DE FORMULAS ESTRUTURAIS 
 
1. Fórmula Estrutural de traços e pontos 
2. Fórmula Estrutural condensada e de linha de ligação 
Exemplo: propanol 
28/02/2018 
2 
3. Fórmulas Tridimensionais 
CADEIAS CARBÔNICAS 
 
1. Tipos de Carbono 
 
 Primário (P): se liga a no máximo 1 outro átomo de carbono. 
 Secundário (S): se liga a 2 outros átomos de carbono. 
 Terciário (T): se liga a 3 outros átomos de carbono. 
 Quaternário (Q): se liga a 4 outros átomos de carbono 
 
2.1. Quanto ao fechamento 
 
 Cadeia Aberta, Acíclica ou Alifática: 
 Cadeia Fechada ou Cíclica: 
2.2. Quanto disposição dos átomos de carbono 
 
 Cadeia Normal: 
 Cadeia Ramificada: 
2.3. Quanto à ligação entre os átomos de carbono 
 
 Cadeia Saturada: 
 Cadeia Insaturada: 
2. Classificação das cadeias carbônicas 
 
 Cadeia Homogênea: 
 Cadeia Heterogênea: 
 Cadeia Homocíclica: é toda cadeia cíclica que não apresenta átomos 
diferentes de carbono entre os carbonos do ciclo. 
 Cadeia Heterocíclica: é toda cadeia cíclica que apresenta o heteroátomo no 
ciclo. 
Quanto à natureza dos átomos de carbono Grupos Funcionais 
OH
O
OCH3
O
OH
propanol
metanoato de etila ácido etanóico
CH3
O
H
O
CH3
NH2
etanaldeído 2-propanona etilaminaaromáticos
propeno butinoCiclopropano
C O C
OO
C
OR
OR
SO2H SO3H
Anidrido Acetal Sulfinila Sulfonila
Estrutura Atômica: 
Experiências de Rutherford: Descoberta do Próton 1904 
O átomo seria uma esfera de raio aproximadamente 10-8 cm 
e o núcleo estaria no centro com raio em torno de 10-12 cm. 
Concluiu que se o átomo é formado por 
duas regiões e é descontínua, a 
matéria é descontínua 
Elétrons 
núcleo 10-14 a 10-15 m 
Descrição do Átomo: 
Partículas Massa 
relativa (u) 
Carga 
relativa 
elétrons 
próton 
neutron 1 
1 
0 - 1 
+ 1 
0 
Número atômico, Z. 
Número de massa, A = Z + N 
 
Todos os átomos de dado elemento tem mesmo Z, mas 
podem diferentes números de massa. 
X 
Z 
A 
28/02/2018 
3 
Distribuição Eletrônica: 
Princípio de Exclusão de Linus Pauli: um elétron não pode ter 
os quatros números quânticos exatamente iguais a nenhum 
outro. 
Regra de Hund: quando os átomos se encontram em seus 
estados fundamentais, os elétrons ocupam os níveis de 
energia mais baixo possível. 
Foi proposta por Linus Pauling e denominada configuração 
eletrônica 
Diagrama de Linus Pauling 
1s2 ; 3p6 ; 3d10 ; 4f14 
Nível de energia 
subnível 
Números máximo 
de elétrons 
1º camada = 2 
2º camada = 8 
3º camada = 18 
1s
2s
2p
Boron
1s
2s
2p
Carbon
1s
2s
2p
Nitrogen
1s
2s
2p
Oxygen
1s
2s
2p
Fluorine
1s
2s
2p
Neon
Distribuição Eletrônica: 
•Princípio de Exclusão de Pauli: 2 e- por orbital e de spins opostos??. 
•Regra de Hund: elétron ocupa um orbital vazio antes de ser emparelhado. 
Estado fundamental 
Ligações Químicas: Modelo do Octeto 
 Gás 
nobre K L M N O 
He 
Ne 
Ar 
Kr 
Xe 
Rn 
2 
2 
2 
2 
2 
2 
8 
8 
8 
8 
8 
8 
18 
18 
18 
8 
18 
32 
8 
18 8 
P 
Nas condições ambientes os gases nobres 
apresentam átomos estáveis isolados 
Teoria da Ligação Iônica (Lewis, 1875-1946) e Ligação 
Covalente Kossel (1916): 
Natureza da Ligação Química: Ligação Iônica 
11Na
23 1s2 2s2 2p6 3s1 
17Cl
35 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 
+ - 
 
 
H 
2.1 
Li 
1.0 
Be 
1.5 
B 
2.0 
C 
2.5 
N 
3.0 
O 
3.5 
F 
4.0 
Na 
0.9 
Mg 
1.2 
Al 
1.5 
Si 
1.8 
P 
2.1 
S 
2.5 
Cl 
3.0 
K 
0.8 
Br 
2.8 
 
Eletronegatividade 
28/02/2018 
4 
Natureza da Ligação Química: Ligação Iônica 
Li F+ F

+Li
+
Exemplos: CaF2; Al2O3 
Natureza da Ligação Química: Ligação Covalente 
Lewis e Kossel (1916): uma das primeiras explicação de uma 
ligação química, fundamentada no compartilhamento de 
elétrons (Regra do octeto). 
Estrutura de Lewis: 
+Cl2 or Cl ClClCl ClCl
or
methane
C
H
H H
H
H C
H
H
H
N NN N or
N2
double bond
formaldimineformaldehydeethylene
ororor
C C
H
H
H
H
C O
H
H
C N
H
H
H
C C
H
H
H
H
C O
H
H
C N
H
H
H
Metano 
Natureza da Ligação Química: Ligação Covalente 
 
C no CH4 1s
2 2s2 2p2 
- Átomos com 4 ou mais elétrons forma quantas ligações forem 
necessária para atingirem a regra do octeto. 
- Átomos com 2 ou 3 elétrons de valência forma até 3 ligações. 
B no BF3 1s
2 2s2 2p1 
Estrutura de Lewis: Ligação Covalente 
Cl
O
O

O C
O
O O
2
C
O
O O
C
O
O
O
C
O O
O
1 2 3


H 
2.1 
Li 
1.0 
Be 
1.5 
B 
2.0 
C 
2.5 
N 
3.0 
O 
3.5 
F 
4.0 
Na 
0.9 
Mg 
1.2 
Al 
1.5 
Si 
1.8 
P 
2.1 
S 
2.5 
Cl 
3.0 
K 
0.8 
Br 
2.8 
Escala de Eletronegatividade de Linus Pauling 
 Características dos Compostos iônicos: 
 Em condições ambientes, são sólidos, cristalinos, duros; 
 Elevados pontos de fusão e ebulição; 
 No estado sólido, não conduzem eletricidade; 
 Quando fundidos ou em solução aquosa, são bons condutores; 
 Duros, quebradiços e transparentes. Características dos compostos moleculares ou covalentes 
 Sólidos, gasosos ou líquidos; 
 PF e PE baixos; 
 Formam moléculas; 
 Quando apolares, não conduzem eletricidade. 
28/02/2018 
5 
CF = nº elétrons de valência - (nº e- livres + 1/2 nº elétrons ligantes) 
Carga formal (CF) 
 Ligação covalente apolar – Entre átomos iguais, ou 
quando a soma do momento de dipolo é nula. 
 
 
 
 Ligação covalente polar - Ocorre quando há diferença de 
eletronegatividade entre os átomos da ligação. 
 
 
 
 Ligação covalente dativa - Ocorre quando o par de 
elétrons de ligação é “doado” só por um dos átomos 
envolvidos. Exemplo: CO2 e SO2 
Estrutura de Lewis: Ligação Covalente 
Ligação Covalente Polar 
A formação de dipolos elétricos em moléculas, caso do HCl, 
pode facilmente ser verificado experimentalmente. Ao aplicar um 
campo elétrico, as moléculas irão girar de forma a alinhar-se 
com este campo. 
Exceção a Regra do Octeto. 
1. Molécula com número ímpar de elétrons. 
 NO; ClO2 
2. Moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, 
ou seja, moléculas deficientes em elétrons. 
 BeF2; BF2 
3. Moléculas nas quais um átomo tem mais de um octeto, 
ou seja, moléculas com expansão do octeto. 
 PF5 
4. Qualquer composto com mais de 4 ligações covalentes 
estará em desacordo com a regra do octeto. 
Cl P
Cl
Cl
Cl
Cl
S
F
F F
F
F
F
B
F
F F
N
O
O
O
H

+
Polaridade das Ligações Covalentes e das 
Moléculas 
Momento de dipolo () 
 
 = e x d 
28/02/2018 
6 
Forças intermoleculares e espécies envolvidas 
Tipo de Interação Força Relativa Espécies envolvidas 
Íon-dipolo Forte Íons e moléculas polares 
Dipolo-dipolo Moderadamente forte Moléculas polares 
Dipolo-dipolo induzido Muito fraca Molécula polar e outra apolar 
Dipolo instantâneo-dipolo induzido Muito fraca * Qualquer tipo de moléculas, 
incluindo as apolares 
Ligação de hidrogênio Forte Moléculas que possuem 
hidrogênio ligado ao F, N, O. 
* Em geral essas forças são fracas, mas, uma vez que aumentam com a superfície de 
contato entre as moléculas, podem se tornar intensas. 
Propriedades Físicas 
e 
Forças Intermoleculares 
dipolo induzido – dipolo induzido 
Força de London ou Dispersão 
Propriedades Físicas e Forças Intermoleculares Ligação dipolo Instantâneo-dipolo induzido 
Ligação de Hidrogênio 
Ligação de Hidrogênio 
Como consequência das fortes interações 
intermoleculares, a água apresenta algumas propriedades 
especiais. Alguns insetos, por exemplo, podem andar 
sobre ela. Isto deve-se à tensão superficial da água: uma 
propriedade que faz com o líquido se comporte como se 
tivesse uma membrana elástica em sua superfície. 
28/02/2018 
7 
Todas as proteínas do nosso organismo são constituídas por 
sequência de aminoácidos, ligados covalentemente. Estes compostos 
possuem grupos –OH e –NH capazes de formar uma forte rede de 
ligações intermoleculares, conferindo a estrutura terciária das 
proteínas, uma forma característica de orientação espacial. outro 
exemplo é o DNA de todos os humanos: sua forma de dupla-hélice - é 
mantida graças às ligações hidrogênio entre os grupos dos –OH e –NH 
das bases nitrogenadas heterocíclicas que o compõe: GCAT. 
Solubilidade 
Teoria de Sidgwick - Powell (1940): Geometria das 
moléculas com base no número de pares da camada de 
valência. Foi aprimorada por Gillespie e Nyholm (1957): VSEPR. 
Repulsão minimizada quando o mais distante possível. 
Primeiros Modelos: Geometria Molecular 
1- Escreva a fórmula eletrônica e conte os pares de elétrons em 
torno do átomo central. 
 
2- Escolha a disposição geométrica que distribua os pares de 
elétrons, assegurando a máxima distância possível. 
 
3- Os pares de elétrons determina a distribuição geométrica, 
mas a geometria molecular depende da posição relativa dos 
núcleos dos átomos. 
2 pares de elétrons = linear 
3 pares de elétrons = triângulo equilátero 
4 pares de elétrons = tetraédrica 
H
H
C
H
H
H
N
H
H
H
N
H
H
Metano - tetraédrica 
A. ligação: 109,5° 
Amônia – pirâmide triangular 
A. ligação: 107º 
O
H
H
Água – angular ou deformada 
A. ligação: 105° 
FF
F
B
Trifluoreto de boro – trigonal 
A. ligação: 105° 
Teoria de Repulsão dos Pares Eletrônicos da 
Camada de Valência (VSEPR): 
Ácido fórmico: 
- Distribuição dos pares de elétrons = triângulo eqüilátero. 
- Geometia molecular: trigonal plana. 
•Estrutura dos pares de elétrons: hibridização do átomo central 
•Geometria molecular 
CO2 = geometria linear 
Geometria Molecular 
28/02/2018 
8 
TLV: Linus Carl Pauling (1901-1994): Nobel de Química (1954) e da paz 
(1963). Hibridização. 
Geometria Molecular: Teoria da Ligação Valência 
 
- As ligações covalentes são formadas através da superposição de 
orbitais atômicos, cada um com um elétron de spin opostos. 
 
- Cada um dos átomos ligados conserva os seus próprios orbitais 
atômicos, mas o par de elétrons dos orbitais superpostos é compartilhado 
por ambos os átomos. 
 
- Quanto maior o grau de superposição dos orbitais mais forte a ligação. 
H H H H
+
1s 1s molécula de hidrogênio
A que distância estão os dois núcleos na molécula de H2? 
+ 
Demonstra a equivalência das ligações no CH4 (C sp
3) 
em 1931. 
Os seguintes passos permite-nos determinar os orbitais 
híbridos usados por um átomo na ligação: 
1. Desenhe a estrutura de Lewis para a moléculas ou íons; 
2. Determine o arranjo, usando o modelo da RPENV; 
3. Especifique os orbitais híbridos necessários para 
acomodar os pares de elétrons com base em seu arranjo 
geométrico. 
NH3 NH H
H
N
H
H
H
N
arranjoestrutura de
 Lewis
2s 1s 2px 2py 2pz 
Estado Fundamental 
Geometria do Metano CH4: Hibridização 
Átomo de C após 
compartilhar 4e- com 
4 átomos de H 1s 2s 2px 2py 2pz 
1s 
Estado Hibridizado 
4(sp3) 
sp3 sp3 sp3 sp3 
2s 1s 2px 2py 2pz 
Estado Excitado 
e- 
Hibridação dos Orbitais e Forma Tridimensional 
das Moléculas: Orbitais Híbridos sp3 
4 sp3 
Interpenetração 1s do H + sp3 do C 
Geometria Molecular: Hibridização 
1s
2s
2p
Ground state
1s
2s
2p
Excited state
1s
4sp
3
sp
2
-Hybridized state
Promotion of electron Hybridization
Estado fundamental Estado excitado Estado hibridizado – sp3 
Promoção do elétron Hibridização 
28/02/2018 
9 
Comprimento de Ligação: Hibridização 
Etino (sp) Eteno (sp
2) 
A teoria moderna da estrutura atômica foi 
desenvolvida Erwin Schrodinger (1927). 
As órbitas clássicas de Bohr são substituídas por órbitas 
atômicas tridimensionais com diferentes níveis de energia. 
(2) da a probabilidade de encontrar um elétron em um volume 
qualquer do espaço: 
  2 dx dy dz = 1 
Nesta teoria, o elétron é tratado como uma função 
de onda () e uma partícula. 
Equação de Schrödinger 
 
 
Forma dos Orbitais: Equações de Onda 
Folha de trevo 
esféricos 
halteres 
 
 
Forma dos Orbitais: Equações de Onda 
esféricos 
halteres 
Descreve a ligação covalente como uma combinação 
matemática de orbitais atômicos (funções de onda), para 
formar orbitais moleculares. 
Os elétrons de valência são tratados como se estivesse 
associado a todos os núcleos da molécula. 
O elétron pode ser descrito como uma partícula ocupando 
um orbital atômico, ou por uma função de onda (), que é 
uma das soluções da equação de Schrödinger. 
A função de onda que descreve um orbitalmolecular pode 
ser obtida através: 
 
- Combinação Linear de Orbitais Atômico. 
 
(AB) = N[c1 (A)] + N[c2 (B)] 
Teoria dos Orbitais Moleculares 
28/02/2018 
10 
Formas dos Orbitais Atômicos Os diagramas de energia dos orbitais moleculares: 
caso de uma molécula diatômica homonuclear. 
O orbital ss tende a estabilizar a ligação, enquanto ss* tende 
a desestabilizá-la. Ambos são chamados orbitais s porque 
estão centrados e são simétricos ao redor do eixo de ligação. 
H. H. 
H2 
 
Formação dos O.M. de um par de 
orbitais atômicos 2p
x
: 
Exemplos da Aplicação TOM para 
Moléculas Diatômicas Homonucleares: 
Princípio de Aufbau: 
1.Os orbitais de menor energia são preenchidos primeiro. 
 
2. Cada orbital pode conter dois elétrons, desde que eles 
tenham spin oposto. 
Regra de Hund: 
Caso tenhamos diversos orbitais de mesma energia, os 
elétrons serão distribuídos de modo a resultarem no 
maior número possível de spins desemparelhado. 
E 
HH
OA OA 
H2
s
s

OM 
Exemplos da Aplicação TOM para 
Moléculas Diatômicas Homonucleares: 
Ordem de Ligação 
n
o
 e
-
 ligantes - n
o
 e
-
 antiligantes 
2 
Qual a ordem de ligação para H2 e para He2 ? 
 
Obs: O valor da ordem de ligação indica o número de 
ligações feitas entre dois átomos. 
28/02/2018 
11 
PARTE II 
 
Ácidos e Bases 
ÁCIDO ACETIL SALICÍLICO 
• A maior parte dos fármacos são ácidos ou 
bases fracas. 
Felix Hoffmann - 1897 
 "Uma mistura preparada com 50 partes de ácido 
salicílico e 75 partes de anidrido acético é 
aquecida por cerca de 2 horas a cerca de 500 oC 
num balão de refluxo. Um líquido claro é obtido 
do qual, quando resfriado, é extraído uma massa 
cristalina, que é o ácido acetilsalicílico. O excesso 
de anidrido acético é extraído por pressão e o ác. 
acetilsalicílico é recristalizado em clorofórmio 
seco." 
 
 
Estima-se que já tenha sido consumido 
1 x 1012 tabletes de aspirina. 
 
Antiinflamatório, analgésico, antipirético 
AAS 
Absorção 
 AGENTE QUÍMICO
 
 Solubilidade 
 Grau de ionização 
 Tamanho e forma 
da molécula 
 Estereoquímica 
ORGANISMO 
 
 Membranas 
 Biológicas 
Desde a antiguidade que se classificam as substâncias como ácidos 
ou como bases (anti-ácidos): 
- O vinagre parece ter sido o primeiro ácido conhecido (sabor 
amargo) 
- As bases eram conhecidas por serem escorregadias ao tacto e pelas 
suas propriedades anti-ácidas. 
INTRODUÇÃO: ÁCIDOS - BASES 
ácido base sal 
28/02/2018 
12 
Teoria de Svant Arrenius (Sueco): 
Ácido: HCl(aq)  H
+
(aq) + Cl
 –
(aq) 
Base: NaOH(aq)  Na
+
(aq) + OH
 –
(aq) 
Como explicar: 
• O comportamento ácido ou alcalino em soluções não aquosas? 
• O comportamento alcalino do NH3? 
Johannes N. Bronsted e Thomas M. Lowry (1923) 
Baseias-se no fato de que as reações ácido-base envolvem 
transferência de íons H+ de uma substância para outra: 
+ N
H
H
H
+
N
H
HH
H
Cl
-
+O
H H
Arrhenius e Bransted - Lowry 
Cl-+HCl O
H
H+ O
H
HH
+
Ácido de B-L Base Arrhenius e B-L 
ácido Base de B-L 
Anfótera ou Anfiprótica 
Pares Ácidos - Bases Conjugados 
par conjugado
par conjugado
baseácido
H+
H+
baseácido
+ H2O Cl-(aq)+H3O 
+
(aq)
HCl(g) 
Em qualquer equilíbrio químico tanto a reação direta 
quanto a inversa envolvem transferência de H+ 
Gilbert Newton Lewis (1926): 
ácido Lewisbase Lewis ácido carbônico 
C
O
O
OH
H
C
O
O
OH
H
C
O
O
O
H
H
Gilbert Newton Lewis (1926): 
Lewis Base: A species containing at least one lone pair 
of electrons. 
Lewis Acid 
28/02/2018 
13 
Bases Forte Ácidos Forte 
Força Relativa de Pares de Ácidos-Base de 
Bronsted-Lowry: Grau de Ionização. 
HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
Ácido Base 
 
HCl Cl- 
H2SO4 SO4
2- 
HNO3 NO3
- 
 
H3O+ H2O 
 
HSO4
-
 SO4
2- 
H3PO4 H2PO4- 
HF F- 
HC2H3O2 C2H3O2 
H2CO3 HCO3
- 
H2S HS
- 
H2PO4
- HPO4 
2- 
NH4+ NH3 
HCO3
- CO2
2- 
HPO4
2- PO4 
3- 
 
H2O OH
- 
 
OH- O2- 
H2 H
- 
CH4 CH3
-
 d
e
s
p
re
zí
v
e
l 
fo
rt
e
 
fr
a
c
o
 
100% ionizado 
em água 
F
o
rç
a
 á
c
id
a
 a
u
m
e
n
ta
 
fo
rt
e
 
d
e
s
p
re
zí
v
e
l 
fr
a
c
o
 
100% protonado 
em água 
Força de Ácidos e Bases 
CH3O - H pKa = 16 ; 
CH3 - H pKa = 43; 
CH3 - CO2H pKa = 3,77 
Força de Ácidos e Bases: Constate de Equilíbrio: 
H2O HA H3O A
CH3C
O
OH
A grandeza Ka, é constante a uma dada temperatura T, e 
mede a extensão da reação. 
Segundo Bronsted-Lowry: 
Aplicando a Lei da Ação das Massas: Ka = 
[H3O
+] . [A-] 
[HA] 
pKa = - log10 Ka 
Ka = 1,79 x 10-5  pKa = 4,75 
Força de Ácidos e Bases 
HNO3(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + NO3
 – 
(aq) 
Elevado Ka. 
Elevado () 
 = 
Número de mol ionizadas 
Número de mol iniciais 
CH3CH2CO2H(aq) + H2O CH3CH2CO2
-
(aq) + H3O(l) 
Ka = 1,8 . 10
-5 
Se um ácido é fraco, a sua base conjugada tem uma força relativa. 
Podemos dizer que: 
 
Kb(CH3CO2
–) > Kb(NO3
-) 
 Força relativa estimada para ácidos e bases. 
A força relativa de um ácido fraco, HA, aumenta com: 
Aumento da eletronegatividade A (CH4 < NH3 < H2O < HF) 
•Aumento do tamanho A (HF < HCl < HBr < HI) 
•Resonancia em A- 
As moléculas podem ter caracteristicas como ácido ou base: 
Exemplo: HNO3 +  NO3
- + H3O
+ 
H2SO4 + HNO3  HSO4
- + H2NO3
+ 
Estabilização por Ressonância 
O O O O
28/02/2018 
14 
Origem da Acidez no Compostos Orgânicos 
1 - A força da ligação H-A; 
 
2- A eletronegatividade de A; 
 
3- Fatores que estabilizam o ânion A- em relação a HA. 
H2O HA H3O A
Ácidos Alifáticos 
OH
O
OH
O
OH
O
OH
O
pKa = 4,76 pKa = 4,88 pKa = 4,82
pKa = 4,86
OH
O
OH
O
pKa = 4,86
pKa = 5,05
pKa = 4,88
OH
O
OH
O
pKa = 4,25
OH
O
pKa = 1,84
H
HH
H
HH<
Efeito de Substituinte sobre a Acidez 
O
O
F
CH3 O
O
OH
O
OH
O
F
pKa = 4,76 pKa = 2,66
OH
O
Br
pKa = 2,90 pKa = 3,16
OH
O
I
COOH
OCH3
COOH COOH
NO2
COOH
NO2
COOH
NO2
p-methoxy benzoic acid m-nitro p-nitro o-nitropKa = 4.46 pKa = 4.19 pKa = 3.47 pKa = 3.41 pKa = 2.16 
Ácidos Carboxílicos Aromáticos 
Acidez 
Efeito de Substituinte sobre a Acidez 
OH OH
CH3
OH
CH3
OH
CH3
pKa = 9,9 pKa = 10,28 pKa = 10,08 pKa = 10,19
Introdução de Grupos Eletrodoadores 
 O efeito de substituintes alquilas na desestabilização 
do íon fenóxido , perturbando a interação da sua carga 
negativa comos orbitais deslocalizados do núcleo 
aromático, é pequeno. 
Ácidos Dicarboxílicos 
H OH
O
OH
O
O
OH
pKa = 3,77 pKa = 1,23
OH
O
OH
OO
HO
pKa = 4,76
pKa = 2,83
OH
O
pKa = 4,88 pKa = 4,19
OH
O
O
OH
28/02/2018 
15 
Bases 
B + HOH BH OH+
B
OH
Kb = 
BH
+ H2O BH B H3O +
Kb = 
BH
B H3O 
Acidez de Aminas 
Aminas 1o e 2o são fracos acidos Brønsted 
Bases com Fortes Propriedades Biológicas 
Causou a morte de 
Sócrates 
Morphine 
Efeito de Grupos Eletroretiradores Sobre Aminas 
NF3C
F3C
F3C
R
N
O
H
H
N
O
O
1,2-benzenodicarboximida
não básica
Aumento da Força Básica pela Deslocalização 
NH2
C
HN NH2
NH2
C
HN NH2
NH2
C
HN NH2
NH2
C
H2N NH2
NH2
C
H2N NH2
NH2
C
H2N NH2
Molécula Neutra
Cátion
Bases Aromáticas 
NH2 NH2 NH2 NH2
NH2 N
H
N
 pKa = 4,62 pKa = 4,40 pKa = 4,38
basicidade
Purificação de um Ácido 
28/02/2018 
16 
Esquema para isolação de 
alcalóides de plantas:
 
 
Bases Nitrogenadas 
Composto alcalino extraído de fontes naturais 
 
O ópio é obtido a partir da 
planta Papaver somniferum, 
sendo composto por mais de 
20 alcalóides. Os principais 
alcalóides são a morfina, 
codeína, papaverina e a 
tebaína. 
A heroína é sintetizada a 
partir da morfina. 
ÓPIO 
Planta em uso há mais de 6.000 anos. 
Morfina Heroína 
codeína 
Pequenas Modificações: 
Drásticas Consequências: 
Síntese: 1989