Solventes.não.aquosos

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Química em Solventes não Aquosos 
Prof. Fernando R. Xavier 
UDESC 2013 
Reações químicas podem acontecer em cada uma das fases ordinárias da 
matéria (gasosa, líquida ou sólida). 
Exemplos: 
Grande parte das reações químicas ocorrem em solução aquosa, porém a 
água, mesmo possuindo propriedades incríveis, não é o único solvente a 
disposição dos químicos. 
Em química orgânica, uma grande variedade 
de solventes orgânicos polares e não-polares 
são comumente empregados no dia a dia do 
laboratório. Ex.: Hidrocarbonetos, álcoois, 
éteres, nitrilas, etc... 
Já em química inorgânica, além dos solventes orgânicos, é comum a 
utilização de solventes inorgânicos tais como NH3(l), H2SO4, SO2(l), CO2(l), 
dentre outros. 
Pontos importantes na escolha de um solvente devem ser verificados tais 
como pontos de fusão e ebulição, constante dielétrica e sua polaridade. 
Quanto maior o valor da constante dielétrica (D) de um solvente, maior seu 
poder de solvatação. 
Solvente Fórmula P.E. (oC) D d (g mL-1) 
𝝁
 
Hexano 69 1,9 0,655 0,0 D* 
Éter etílico 35 4,3 0,713 1,15 D 
Acetona 
 
 
56 21 0,786 2,88 D 
Etanol 79 24,6 0,789 1,69 D 
Água 100 80 1,000 1,85 D 
Exemplos: 
*D = Debye 
Como a água possui uma alta constante dielétrica (D = 80), ao 
dissolvermos NaCl neste solvente para dar origem aos íons solvatados 
Na+(aq) e Cl
-
(aq), a respectivas forças eletrostáticas entre cátion-ânion são 
reduzidas a cerca de 1% se comparado a atração na ausência de solvente. 
Exemplo prático: 
Amônia (NH3) 
• É um dos meios não-aquosos inorgânicos mais estudados, e, suas propriedades 
como solvente são similares às da água (exceto para o valor de D = 22,7). DNH3 << 
DH2O 
• A amônia é menos polar que a água, logo, não possui a capacidade de solubilizar 
compostos de caráter iônico elevado. Entretanto, é capaz de solubilizar compostos 
de polaridade mais baixa (ex.: íons I- e SCN-). 
Tabela comparativa das propriedades fisico-químicas da água e amônia 
H2O NH3 
P. Ebulição 100 0C -33,4 0C 
P. Fusão 0 oC -77,7 oC 
Densidade 1,00 g mL-1 (4 oC) 0,68 g mL-1 (-33 oC) 
Cte. Dielétrica 81,7 ε0 (18 
oC) 22,7 ε0 (-50 
oC) 
Cond. Esp. 4 × 10-8 (18 oC) 1 × 10-11 (18 oC) 
Viscosidade 1,01 cp (20 oC) 0,254 cp (-33 oC) 
Reações químicas em Amônia 
Reações de precipitação: 
Em água temos: 
Em amônia temos: 
• Como o AgCl é um composto menos polar que o KCl, em amônia, este será 
solubilizado e o KCl irá precipitar por não haver intereções adequadas entre soluto 
e solvente. 
Reações de neutralização: 
Para relembrar - Reação de auto-hidrólise da água: 
• Qualquer substância que é capaz de aumentar a concentração de H3O
+ em água é 
considerado um ácido e, qualquer substância que é capaz de aumentar a 
concentração de OH- em água é considerada uma base; 
Para a auto-hidrólise da amônia temos: 
• Qualquer substância que é capaz de aumentar a concentração de NH4
+ em amônia 
é considerado um ácido, e, qualquer substância que é capaz de aumentar a 
concentração de NH2
- em amônia é considerada uma base; 
Reações de neutralização: 
Exemplo 1: Adição de HCl ou NaOH em água. 
ácido 
base 
Exemplo 2: Adição de NH4I ou KNH2 em amônia. 
ácido 
base 
Reações de neutralização: 
Exemplo 3: Reação de neutralização em amônia entre NH4I (ácido) e KNH2 (base). 
• Como qualquer outra reação ácido-base, o iodeto de amônio (ácido) reage com o 
amideto de potássio (base) para formar iodeto de potássio (sal) e amônia, que o 
solvente em questão. 
• Ácidos considerados tipicamente fracos em meio aquoso (Ka < 1,0 × 10
-2) 
comportam-se como ácidos fortes reagindo completamente com a amônia 
(solvente). 
Considerando o meio aquoso, qual é o ácido mais forte entre HCl, H2SO4 e HClO4? 
Resposta: Nenhum! Todos possuem exatamente a mesma força! 
• Como todos se dissociam completamente forçando a protonação do solvente 
(água) para gerar a espécie H3O
+ a água nivela a força ácida dos ácidos em 
questão. 
• Ácido acético: ácido fraco 
Nivelamento da força ácida pelo solvente (amônia) 
• Como todas as reações indicam um aumento da concentração de íons NH4
+ 
todos são considerados ácidos (protonação do solvente) para gerar a espécie NH4
+. 
Mesma força ácida 
• Moléculas que, normalmente, não apresentam caráter ácido em água podem 
comportar-se como tal em amônia. 
• Em linhas gerais, a amônia nivela quaisquer substâncias com tendências 
ácidas e aumenta significativamente a acidez de moléculas de baixa acidez. 
Muitas bases consideras fortes em água são consideradas fracas ou insolúveis em 
amônia. 
• Bases extremamente fortes em amônia são niveladas pelo íon amideto (NH2
-). 
Ácido Sulfúrico (H2SO4) 
• Sua principal característica como solvente não-aquoso é o valor de sua constante 
dielétrica (DH2SO4 > DH2O), logo, pode dissolver compostos extremamente polares 
(compostos iônicos). 
• Como ponto negetivo vale destacar sua alta viscosidade (25 maior que a água). 
Tabela comparativa entre as propriedades fisico-químicas da água e ácido sulfúrico 
H2O H2SO4 
P. Ebulição 100 0C 300 0C (decomp.) 
P. Fusão 0 oC 10,4 oC 
Densidade 1,00 g mL-1 (4 oC) 1,83 g mL-1 (25 oC) 
Cte. Dielétrica 81,7 ε0 (18 
oC) 110 ε0 (20 
oC) 
Cond. Esp. 4 × 10-8 (18 oC) 1 × 10-2 (25 oC) 
Viscosidade 1,01 cp (20 oC) 24,54 cp 
Para a auto-hidrólise do ácido sulfúrico temos: 
• Qualquer substância que é capaz de aumentar a concentração de H3SO4
+ em 
ácido sulfúrico é considerado um ácido, e, qualquer substância que é capaz de 
aumentar a concentração de HSO4
- em ácido sulfúrico é considerada uma base; 
• A espécie H3SO4
+ é indicativo da formação de um próton solvatado 
(extremamente ácido). O ânion HSO4
- é considerado uma base, pois pode aceitar 
prótons. 
Exemplo 4: Adição qualquer substância mais ácida que o solvente (ácido sulfúrico) 
irá protoná-lo e aumentar a concentração de íons H3SO4
+. 
ácidos 
• Podemos avaliar se uma espécie química pode protonar outra em função de seus 
valores de pKa. Assim: Se o pKa do ácido sulfúrico (solvente) é -3,5, qualquer 
substância com pKa mais baixo que este será considerada ácida (ácido 
trifluorometanosilfônico, por exemplo pKa = -14). Por outro lado, qualquer 
substância de pKa maior que -3,5 será considerada uma base e será protonada 
pelo ácido sulfúrico. 
base 
pKa (água) = 15,7 
Tabela de pKa de algumas subtâncias 
Exercício 1: Considerando o ácido fosfórico como um solvente, indique uma 
substância que terá um comportamento ácido e um com comportamento básico 
neste solvente. 
Exemplo 5: O KHSO4 é considerado uma base forte em H2SO4 puro, pois aumenta a 
concentração de íons HSO4
- em solução. 
base 
Exemplo 6: Substâncias que são básicas em água serão básicas em H2SO4. 
base 
Exercício 2: Considerando os ácidos acético e nítrico e seus respectivos valores de 
pKa (tabela anterior), estes são considerados em meio aquoso, ácidos fraco e forte, 
respectivamente. Quais serão seus comportamentos se o solvente for ácido sulfúrico 
ao invés de água? 
• Poucas substâncias se comportam com ácidos fortes quando o solvente é o ácido 
sulfúrico. Uma delas é o ácido tetrakis(hidrogenosulfato)bórico – HB(HSO4)4. 
Esta substância pode ser preparada através do seguinte processo e, é estável apenas 
em solução: 
• Substâncias que apresentam caráter fortemente ácido em meios também 
fortemente ácidos são denominadas superácidos e são considerados fortes 
agentes protonantes. 
• Compostos a base de flúor e antimônio são típicos superácidos. 
Os superácidos 
• Podem ser definidos como todo e qualquer composto que sejacapaz de protonar o 
ácido sulfúrico concentrado. São tipicamente líquidos viscosos e corrosivos 
podendo ser 1018 vezes mais ácidos que o H2SO4. 
• Podem ser sintetizados quando, em quantidades equimolares, são unidos um 
poderoso ácido de Lewis e um poderoso ácido de Brønsted. 
Exemplos: União entre o pentafluoreto de antimônio (SbF5, ácido de Lewis potente) e 
os ácidos fluorídrico anidro (HF) ou fluorossulfônico (HSO3F), potentes ácidos de 
Brønsted. 
O ácido mágico de Olah (Nobel em química 1994) 
• Formado a partir de uma mistura equimolar entre o HSO3F e SbF5 em condições 
anidras. Seu poder protonante é tão poderoso que esta mistura é capaz de protonar 
até mesmo hidrocarbonetos (ex. parafinas), substâncias consideradas 
quimicamente inertes. 
• O superácido mais forte conhecido até o momento é a mistura entre HF anidro e o 
pentafluoreto de antimônio (SbF5). 
• Devido a sua base conjugada SbF6
- ser extremamente fraca sua interação com o 
íon H+ é extremamente débil. Por outro lado o HF2
+ é extremamente instável e 
assim o próton fica praticamente isolado “H+”. Esta mistura é cerca de 1016 mais 
ácida que o H2SO4. 
As superbases 
• São aceptores de prótons mais eficientes que o OH-. 
O carborano superácido 
• É super ácido inorgânico onde uma gaiola de átomos 
de boro tem um de seus átomos substituído por um 
carbono. Todos os demais átomos de boro estão 
ligados a átomos de cloro formando a espécie 
H(CHB11Cl11). 
• Este composto é 106 vezes mais ácido que o ácido sulfúrico concentrado e anidro, 
porém, não possui características corrosivas. 
• É a única substância capaz de protonar o fulereno C60. 
Solventes não-próticos 
• Tem como principal característica a ausência de prótons a serem transferidos, ou 
seja, não sofrem protonação ou desprotonação. 
• São classificados em 03 (três grandes grupos): 
 Não-polares (não solvatam íons); 
 Altamente polares, porém não ionizantes; 
 Altamente polares e auto ionizantes; 
Hexano DMF 
Solventes não-polares 
• O uso de solventes não-polares se torna útil quando tem-se a necessidade de que 
o solvente não interaja de maneira forte com o soluto em questão. 
Exemplos: Hidrocarbonetos em geral, CCl4, etc... 
Sódio metálico 
Potássio metálico 
Solventes polares não-ionizantes 
• Acetonitrila (ACN), dimetilformamida (DMF), dimetilsulfóxido (DMSO) e dióxido de 
enxofre (SO2) são bons exemplos desta classe. Estes solventes são raramente 
ionizados (auto-protólise) e normalmente atuam como boas bases de Lewis. 
Exemplos: Formação de complexos. 
Solventes polares ionizantes 
• Nesta terceira classe, os solventes são altamente reativos, podendo reagir com 
vidro (silica), eletrodos e ainda dissolver ouro ou platina. 
As reações possuem subprodutos... 
• Sais que contenham fluoretos (F-) pode transferir este ânion para o BrF3 e gerar 
soluções condutoras.