Aula 2 QUI 703 2.2018 Acidos e Bases

Prévia do material em texto

Aula 2
Ácidos e Bases
UFOP-ICEB-QUI-703
Química Orgânica para Ciências e 
Tecnologia de Alimentos
Aula do dia 26 de março de 2018
Ácidos e Bases →→→→ são substâncias familiares a todos nós.
Exemplos:
1. Introdução
vinagre
ácido acético
limões
Cafeína (alcalóide) 
(base)
ácido cítríco Aminoácido: glicina
café
grupo carboxila
grupo amino
básico
ácido
..
Ácidos →→→→ são azedos (termo acere vem do latim, azedo)
Bases →→→→ são adstringentes, “amarram a boca”
Termo álcalis vem do árabe, al kalai = cinzas, e foi empregado
para caracterizar a propriedade de cinzas de certas plantas de
neutralizar ácidos. A palavra base foi introduzida no séc. XVIII e
substituiu a denominação álcalis
1. Introdução
Identificação de Ácidos e Bases:
- Uso de aparelho chamado PHmetro
- Ácidos e bases⇒ mudam a cor de indicadores
Soluções aquosas de ácidos →→→→ tornassol vermelho
Soluções aquosas de bases→→→→ tornassol azul
1. Introdução
⇒⇒⇒⇒ Tornassol (corante obtido de 
um líquen)
Primeiras definições sobre ácidos e bases ⇒ apareceram no
final do século XIX e foram feitas por Arrhenius em 1887
1. Introdução
Arrhenius
Ácidos →→→→ substâncias que dissolvidas em
água formam íons hidrogênio (H+),
também chamados de próton(s)
Bases →→→→ substâncias que dissolvidas em
água formam íons hidroxila (OH−)
�Processo chamado de dissociação iônica ou ionização em solução
1. Introdução
Exemplos: ácidos de uso comum em laboratório e suas dissociações
segundo Arrhenius
1. Introdução
Exemplos: bases de Arrhenius
Problema com as definições
de Arrhenius ⇒ são específicas para a água
2. Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
Ácido →→→→ toda espécie química capaz de doar
um íon hidrogênio (H+) (próton)
Base →→→→ toda espécie química capaz de
receber um íon hidrogênio (H+) (próton)
J. N. Bronsted
(Dinamarca)
T. M. Lowry
(Inglaterra)
• EM 1923
2. Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
Desta maneira ácidos de Bronsted-Lowry podem ser:
Compostos moleculares:
Íons:
Cátion Amônio
Da mesma forma bases de Bronsted-Lowry podem ser:
Compostos moleculares:
Íons:
Ânion Carbonato
Ânion bicarbonato
2. Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
Anfipróticos ⇒⇒⇒⇒ moléculas ou íons capazes de se comportar
como um ácido ou uma base: H2O
Ela pode aceitar um próton para formar o íon hidrônio:
Ou pode doar um próton para formar o íon hidroxila:
pKa = 15,7 pka = - 1,4 
pKa = 15,7 pka = 36 
2. Ácidos e Bases de Bronsted-Lowry
⇒⇒⇒⇒ A teoria de Bronsted-Lowry explica o caráter básico dos
alcalóides.
3. Pares Ácido-Base Conjugados
A molécula ou íon que se forma quando um ácido perde seu próton é
chamado de base conjugada deste ácido.
A molécula ou íon que se forma quando uma base aceita um próton é
chamado de ácido conjugado desta base.
Um par de compostos ou íons que diferem pela presença de um íon
hidrogênio (H+) é chamado de par ácido-base conjugado.
Íon hidrônio Íon cloreto
3. Pares Ácido-Base Conjugados
Outros Exemplos: Indique o ácido, base, ácido conjugado e base
conjugado
N
O
OHO S
O
OHHO
O
S
O
O
OHO N
O
O
H
H
HO+
4. Força de Ácidos e Bases
Segundo Bronsted-Lowry:
força de um ácido é sua tendência para doar um próton;
força de uma base é sua tendência para receber um próton.
Por quê o HCl doa um próton para a H2O?
Por quê o íon hidrônio (H3O+) não doa um próton para o íon cloreto (Cl-)?
Íon hidrônio Íon cloreto
→ Porquê o HCl tem uma tendência maior para doar um próton do que o íon
hidrônio (H3O+) → portanto o HCl é o ácido mais forte. Íon hidrônio é o ácido
mais fraco.
Quanto mais forte é um ácido, mais fraca será sua base conjugada.
base forte ácido forte ácido fraco base fraca
Quanto mais forte é uma base, mais fraco será seu ácido conjugado.
5. Ácidos e Bases de Lewis
Ácido aceita um par de elétrons
Base doa um par de elétrons – Lewis (1938)
BF3 + NH3 BF3 NH3
- + 
ácido base
Al
C lC l
C l
C l + NH 3 Al NH 3Cl
C l
C l
- 
 +
ácido de Lew is
receptor de par de 
elétrons
Base de Lew is
doador de par de
elétrons
Esta definição é mais abrangente do que a de Bronsted-Lowry. Os ácidos de
Lewis incluem espécies químicas do grupo 3A com boro e alumínio.
- + 
+
+
Os ácidos de Bronsted-Lowry são incluídos na definição de Lewis?
5. Ácidos e Bases de Lewis
Nucleóf
ilo
�Em Química Orgânica, um ácido de Lewis é chamado de Eletrófilo.
�Em Química Orgânica, uma base de Lewis é chamado de Nucleófilo.
Nucleóf
ilo
Eletrófilo
EletrófiloÁcido Base
 + 
¨
¨
O - H-
H
OH
¨
+ 
H
H : : O¨ +
H
OH H
¨
+
H
H : : O¨
CH3 C
O
O H¨
¨
¨
¨O
O
CCH3 :
-
+ 
H
OH H
¨
+
Ácido Base
Eletrófilo
NucleófiloEletrófilo
5. Ácidos e Bases de Lewis
- Lowry
6. Constante de Ionização da Água Kw
Como a água é anfiprótica:
2 H2O (l) H3O+(aq) + OH -(aq)
Este tipo de reação é chamada de auto-ionização, e a expressão da
constante de equilíbrio para a auto-ionização da água é:
K = [H3O+] [OH−]
[H2O]2
Em água pura ou soluções aquosas diluídas [H2O] é constante [55,5 M]. 
[H2O] é incluída na constante K: 
K [H2O]2 = [H3O+] [OH−]
Kw = [H3O+] [OH−] = 1,0 x 10 -14 a 25oC
constante de ionização da água
7. A escala de pH
pH = - log [H3O+]
pOH = - log [OH-]
Em água pura, a 25o C:
pH = - log (1,0 x 10-7) = 7,00
pOH = - log (1,0 x 10-7) = 7,00
O pH de uma solução ácida é menor que 7 e 
o pH de uma solução básica é maior que 7.
Kw = [H3O+] [OH−] = 1,0 x 10 -14
- log Kw = - log [H3O+] - log [OH-]
pKw = pH + pOH = 14
8. Constante de Equilíbrio de Ácidos
Para um ácido geral HA, podemos escrever:
Ka = [H3O+] [A−]
[HA]
Ka = Constante de acidez: mede a força de um ácido, ou seja, o
grau de dissociação em solução.
Em soluções diluídas a [H2O] é
constante
9. Força Relativa de Ácidos e pKa
Para o ácido acético temos:
CH3COH
O
+ H2O CH3CO
-
O
+ H3O
+
H3O
+ CH 3COO
-
CH 3COOH
K a =
Em soluções diluídas
a [H2O] é constante
numerador
denominador
Matematicamente: > valor do denominador MENOR valor de Ka
< valor do denominador MAIOR Ka
Quanto maior o valor de Ka mais dissociado estará o ácido e 
mais forte será o ácido
9. Força Relativa de Ácidos e pKa
Para o ácido acético temos:
CH3COH
O
+ H2O CH3CO
-
O
+ H3O
+
H3O
+ CH 3COO
-
CH 3COOH
Ka =
Em soluções diluídas
a [H2O] é constante
numerador
denominador
portanto o valor do denominador é grande e MENOR é o valor 
de Ka
Como o ácido acético é um ácido fraco ele não se dissocia completamente em água 
Para o ácido acético: Ka = 1,76 x 10-5 ou seja < 1
Para reportar e comparar as forças de ácidos: 
pKa = - log Ka
Para o ácido acético: pKa = - log Ka = - log (1,76 x 10-5 ) = 4,75
Ácidos com Ka < 1 fracos
Ácidos com Ka > 1 fortes
Ácidos com pKa > 1 fracos
Ácidos com pKa < 1 fortes
9. Força Relativa de Ácidos e pKa
Ácidos com pKa < 1 fortes Ácidos com Ka > 1 fortes
Ácidos com pKa > 1 fracos Ácidos com Ka < 1 fracos
QUANTO MENOR O VALOR DE pKa MAIOR O VALOR DO Ka:
O ÁCIDO SERÁ MAIS FORTE
CH3CO2H CF3CO2H HCl
pKa = 4,75 0 -7
 ácido fraco ácido muito forte
aumento da força do ácido
Ka = 1,76 x 10-5 1 107
9. Força Relativa de Ácidos e pKa
Composto Estrutura Ka pKa
1 CH3CH2OH 10-16 16
2 CH3CO2H 1,76 x10-5 4,75
3 CF3CO2H 1 0
4 HCl 107 -7
5 H2SO4 109 -9
F
o
r
ç
a
 
d
o
 
á
ci
d
o
Ser ácido mais forte implica grande tendência de doar o próton.
Ácidos com pKa < 1 fortes Ácidos com Ka > 1 fortes
Ácidos com pKa > 1 fracos Ácidos com Ka < 1 fracos
9. Força Relativa de Ácidos e pKa
9. Força Relativa de Ácidos e pKa
Qual ácido é o mais forte o ácido nitroso HNO2, pka 
= 3,3 ou o ácido fosforoso H3PO3, pka = 1,3?
Exercício:
9. Força Relativa de Ácidos e pKa
quanto mais forte é um ácido, mais fraca será sua base conjugada.
Podemos então relacionar a força de uma base ao pKa do seu ácido
conjugado. Quanto maior o pKa do ácido conjugado, mais forte é a base.
Exemplo:
Ácidos com pKa < 1 fortes
Ácidos com pKa > 1 fracos
Cl − CH3CO2 − OH −
Base muito fraca Base forte
pKa do ácido 
conjugado (HCl) = -7
pKa do ácido 
conjugado 
(CH3CO2H) = 4,7
pKa do ácido 
conjugado (H2O) = 
15,7
Aumento da força da base
9. Força Relativa de Ácidos e pKa
Reações ácido-base sempre favorecem a formação do ácido
mais fraco e da base mais fraca.
A reação ácido-base abaixo irá ocorrer?
pka = 15,7pka = 3-5
9. Força Relativa de Ácidos e pKa
Qual é a base mais forte CH3COO- ou HCOO-?
pka do CH3COOH (ácido acético) = 4,8
pka do HCOOH (ácido fórmico) = 3,8
10. Relação entre Estrutura e Acidez
Cinco características permitem estimar a força relativa de um
ácido HA:
- eletronegatividade de A (habilidade de um átomo em atrair é);
- força da ligação;
- efeito da hibridização no carbono;
- ressonância em A–
- efeito indutivo
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- eletronegatividade de A:
 L i B e B C N O F
E le t r o n e g a t i v id a d e c r e s c e n te
GRUPOS
PERÍODOS
Quanto maior a eletronegatividade de A mais forte é o ácido HA. 
� No período (na horizontal) predomina a eletronegatividade do elemento
Acidez aumenta
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- eletronegatividade de A:
 L i B e B C N O F
E le t r o n e g a t iv id a d e c r e s c e n te
GRUPOS
PERÍODOS
Coloque em escala decrescente de acidez os seguintes 
compostos:
a) NH3 H2O CH4 HF
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- eletronegatividade de A não predomina:
GRUPOS
PERÍODOS
Quando se compara compostos em um grupo (na vertical)
�A força da ligação com o próton é o efeito dominante
F
Cl
Br
I
Eletronegatividade
 crescente
A
cid
ez
 a
u
m
enta
Quanto mais fraca a ligação H-A mais forte é o ácido.
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- Força da ligação:
HF HCl HBr HI
pka +3,14 -7 -9 -10
Força 
de ligação H-A 565 KJ/mol 432 366 299
Quanto mais fraca a ligação H-A mais forte é o ácido.
Quanto mais fraca a ligação H-A maior é a tendência de doar o próton e 
mais forte é o ácido.
Força do ácido
Força da ligação HA
Quem é um ácido mais forte: um álcool (ROH) ou um tiol
( RSH)? 
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- efeito da hibridização no carbono:
Hibridação Ácido pKa Ácido pKa
sp3: 25% 
carácter s
H3C-CH3 50 (H3C)3NH - 10
sp2: 33% 
carácter s
H2C=CH2 44 5,2
sp: 50% 
carácter s
HC≡≡≡≡CH 25 H3CC≡≡≡≡NH -10
Eletronegatividade: Quanto maior caráter “s” de um orbital 
maior a eletronegatividade do elemento (os elétrons estão mais 
próximos do núcleo)
A
cid
ez
 a
u
m
enta
Eletro
n
egativid
ad
e
- eletronegatividade
predomina
- força da ligação
não predomina
neste caso
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- efeito da hibridização no carbono:
Hibridização dos grupos vizinhos também é importante
Maior caráter s no grupo vizinho, maior a eletronegatividade e maior a acidez
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- Ressonância em A–:
Ácido acético 
pka = 4,75
Etanol
pka = 16
CH3CH2OH Por que o ácido acético é mais 
ácido do que o etanol?
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- Ressonância em A–:
Ácido acético 
pka = 4,75
Etanol
pka = 16
CH3CH2OH
Ácido acético
A acidez do ácido carboxílico deve-se ao efeito de estabilização de
ressonância que ocorre no correspondente ânion carboxilato.
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- Ressonância em A–:
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- efeito indutivo
Decorre da polarização de uma ligação simples que liga um
átomo ou grupo de átomos a uma cadeia carbônica.
X δδδδ -- C δδδδ+ ou Y δδδδ+- C δδδδ- X mais eletronegativo do que o C
Y menos eletronegativo do que o C
Em relação somente ao carbono:
Quando ocorre o afastamento do par eletrônico do ÁTOMO
DE CARBONO, é denominado EFEITO INDUTIVO
NEGATIVO (-I) OU ELÉTRON SACADOR.
Quando ocorre a aproximação do par eletrônico ao ÁTOMO
DE CARBONO, é denominado EFEITO INDUTIVO
POSITIVO (+I) OU ELÉTRON DOADOR.
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- efeito indutivo
GRUPOS QUE EXERCEM EFEITO INDUTIVO
Efeito indutivo (-I): “ATRAEM elétrons” para si afastando-os do
carbono.
Exemplos de grupos: -F; -Cl; -OH; -NO2,; -SO3H; -C6H5
Efeito indutivo (+I): “EMPURRAM elétrons” para o carbono.
Exemplos de grupos: -CH3; –C(CH3)3; -CH2CH3; –CH(CH3)3
O efeito indutivo se propaga ao longo da ligação de toda a
molécula, MAS A INTENSIDADE DIMINUE À MEDIDAQUE
AUMENTA A DISTÂNCIA DO ÁTOMO OU GRUPO QUE O
PROVOCA
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- efeito indutivo
efeitos indutivos na carboxila de UM ÁCIDO ORGÂNICO
-I: mais facilmente o ácido soltará o H, um ácido mais forte.
+I: mais dificilmente o ácido soltará o H, um ácido mais fraco.
EXEMPLOS: Qual é o ácido mais fraco e o mais forte?
H
CH
H
COOH
(A) (B)
H
CCl
H
COOH
(C)
Cl
CCl
H
COOH
(D)
Cl
CCl
Cl
COOH
H
CH3C
H
COOH
(A) (B)
H
CH
H
COOH
(C)
H COOH
(1)
(2)
pka = 4,76 pka = 2,86 pka = 1,48 pka = 0,70 
< < 
10. Relação entre Estrutura e Acidez
- efeito indutivo
efeitos indutivos na carboxila de UM ÁCIDO ORGÂNICO
EXEMPLOS: Qual é o ácido mais fraco e o mais forte?
(1)
pka = 4,8 pka = 2,8 pka = 4,1 pka = 4,5 
10. Relação entre Estrutura e Acidez
11. Visão Geral das Reações Orgânicas
11. Visão Geral das Reações Orgânicas
11. Visão Geral das Reações Orgânicas
11. Visão Geral das Reações Orgânicas
11. Visão Geral das Reações Orgânicas
12. Clivagem de Ligações Covalentes
A maioria das reações orgânicas envolve a ruptura de uma ou mais ligações
covalentes. Uma ligação covalente pode quebrar de dois modos diferentes.
Ruptura Homolítica:
Quando a ruptura é feita igualmente, há a formação de fragmentos com
elétrons desemparelhados chamados radicais livres. Usa-se setas curvas de
uma só farpa para mostrar o movimento de um elétron simples (não de um par
de elétrons).
12. Clivagem de Ligações Covalentes
Ruptura Heterolítica:
Quando a ruptura é feita de modo desigual, ficando o par eletrônico com
apenas um dos átomos da ligação, temos uma ruptura heterolítica. Esta
ruptura resulta na formação de íons. Usa-se setas curvas de duas farpas
para mostrar o movimento de um par de elétrons.
δ+ δ-
A heterólise de uma ligação de um átomo de carbono pode levar a dos dois íons:
a um íon positivo no átomo de carbono, chamado de carbocátion, ou a um íon
com um átomo de carbono negativo, chamado de carbânion.
δ+ δ -
13. Intermediários de Reações Orgânicas
δ - δ+
13. Intermediários de Reações Orgânicas
base de Lewis
13. Intermediários de Reações Orgânicas
13. Intermediários de Reações Orgânicas
Principais carbocátions e suas estabilidades
íon tropílio
íon trifenilmetil
íon benzílico
carbocátionalílico carbocátion t-butila carbocátion isopropila 
carbocátion etila carbocátion metila vinila íon arênio 
13. Intermediários de Reações Orgânicas
Principais carbocátions e suas estabilidades
13. Intermediários de Reações Orgânicas
Principais carbocátions e suas estabilidades
13. Intermediários de Reações Orgânicas
Principais carbocátions e suas estabilidades
13. Intermediários de Reações Orgânicas
Principais carbocátions e suas estabilidades
13. Intermediários de Reações Orgânicas
Principais carbocátions e suas estabilidades