Acidez e basicidade de compostos orgânicos_Parte 1 2017

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1
QUÍMICA ORGÂNICA 2
Acidez e basicidade de 
compostos orgânicos
Aula 1
➢ Classe de compostos que, em solução:
Tem gosto característico;
Capacidade de mudar de cor do Tornassol 
azul para vermelho;
Capacidade de reagir com certos metais para 
liberar H2
Ex: Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)
Capacidade de reagir com hidróxidos de metais 
para formar sal e água 
Ex: H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
Ácidos - Definição
Acidez e basicidade de compostos 
orgânicos
➢ Classe de compostos caracterizados por:
Sensação untuosa de suas soluções sobre a
pele;
Capacidade de reconstituir a cor azul original
do Tornassol que fora alterada pelo ácido
vermelho para azul;
Capacidade de reagir com ácidos para formar
sais
Ex: H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O
Bases- Definição
Acidez e basicidade de compostos 
orgânicos
Ácido e bases – substâncias de uso comum
Exemplos:
Frutas ácida
Acidez e basicidade de compostos 
orgânicos
Produtos de limpeza 
soda cáustica  Base
Ácido e bases – substâncias de uso comum
Exemplos:
Produtos a base de amônia  remover gorduras do 
fogão e banheiro
Acidez e basicidade de compostos 
orgânicos
Ácido e bases – substâncias de uso comum
Exemplos:
Bicarbonato de sódio  redução da acidez do 
estômago
Acidez e basicidade de compostos 
orgânicos
2
Ácido e bases – substâncias de uso comum
Para o entendimento de muitas reações que
envolvem compostos orgânicos  conceitos de
ácidos e bases são de extrema importância
Teorias  reformulações durante os anos
Ácidos e bases
Svante Arrhenius  1887  1a. definição
ácido: substância que produz excesso de íons 
hidrogênio, H+, quando dissolvido em água
Ex.: HCl, HNO3, H2SO4
Dissociação de ácidos – notações
H+, H+(aq), H3O
+, H+(H2O)x, H
+. H2O 
Ex: HCl + H2O  H
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Ácidos e bases
Simplificando: H2O
HCl  H+ + Cl-
➢ Definição (Svante Arrhenius  1887)
ácido forte: completamente deprotonado em
solução.
Idealmente, todas as moléculas (ou íons) doam 
seu próton.
Ex.:HCl(g) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + Cl
−
(aq)
ácido fraco: apenas uma pequena fração das
moléculas (ou íons) se deprotona em solução.
Ex.:CH3COOH(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + CH3COO
−
(aq)
CH3COOH 0.1 mol · L
−1  (CH3COO− : CH3COOH) ± (1 :100)
Ácidos e bases
➢ Ácido fraco
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + CH3COO
−
(aq)
CH3COOH 0.1 mol · L
−1 (CH3COO− : CH3COOH) ± (1 : 100)
Ácidos e bases
Definição (Svante Arrhenius  1887)
base: substância que geram excesso de íons 
OH-, quando dissolvido em água
Ex.: composto original  NaOH, Ba(OH)2, KOH 
Ou a partir de:
Na2O + H2O  2NaOH  2 Na
+ + 2 OH-
Ácidos e bases
Definição (Svante Arrhenius  1887)
base forte: completamente protonada em solução.
Idealmente, todas as moléculas (ou íons) adquirem
um próton.
Ex.: H2O
NaOH(s)  Na
+
(aq) + OH
−
(aq)
base fraca: apenas uma pequena fração das
moléculas (ou íons) se protona em solução.
Ex.:
NH3(aq) + H2O(l)  NH
+
4 (aq) + OH
−
(aq)
apenas uma pequena fração das moléculas de
amônia se protona gerando íons amônio
Ácidos e bases
3
Svante Arrhenius  1887  1a. definição
Noção limita-se a soluções aquosas
Ácidos e bases
➢Definições
Dois conceitos mais freqüentemente usados atualmente
Bronsted-Lowry Lewis
Ácidos e bases
➢Definição de Brønsted-Lowry (1923)
Bases: são substâncias capazes de aceitar
um ou mais prótons
Ácidos: São substâncias capazes de doar um ou 
mais prótons (H+) em uma reação química
Ácidos e bases
➢Definição de Brønsted-Lowry (1923)
Exemplo geral de reação ácido-base:
B: + H–A⇌ B⊕–H + A⊝
Base Ácido Ácido 
Conjugado
Base 
Conjugada
Base conjugada → espécie resultante quando um 
ácido doa um próton
Ácido conjugado → espécie formada quando uma 
base recebe um próton
Substância classificada como ácido atuará como tal
somente em presença de uma base 
Constantes de acidez e basicidade
Importante 
• Pela definição de Bronsted-Lowry, não é
necessário que o composto tenha carga
negativa para se comportar como base.
• Moléculas que possuem oxigênio e nitrogênio
com pares de elétrons não ligantes podem reagir
como base.
CH3 O H + HCl CH3 O
+
H
H
+ Cl
-
CH3 N H
H
+ H2O CH3 N
+
H
H
H
+ HO
Ácidos e bases
➢Definição de Brønsted-Lowry (1923)
Ex1: Dissolução de HCl em água:
HCl doa o próton → equilíbrio para a direita → 
ácido forte
HCl(aq) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + Cl
−
(aq)
Íon hidrônio
Água recebe o próton → base
H9O4
+ →representação mais adequada
H5O2
+ e H7O3
+ → também estão presentes
H+ → não existe como tal em solução
Ácidos e bases
➢Definição de Brønsted-Lowry (1923)
Ex1: Dissolução de HCl em água:
HCl(aq) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + Cl
−
(aq)
BaseÁcido Ácido 
Conjugado
Base 
Conjugada
4
Ácidos e bases
➢Definição de Brønsted-Lowry (1923)
Ex2: Dissolução de HCN em água:
HCN→ equilíbrio → algumas moléculas ionizadas 
→ ácido fraco
HCN(aq) + H2O(l)⇌ H3O+(aq) + CN−(aq)
Íon hidrônio
H2O → recebe o próton → base
BaseÁcido Ácido 
Conjugado
Base 
Conjugada
Ácidos e bases
➢Definição de Brønsted-Lowry (1923)
Ex: Dissolução de amônia em água:
H2O → equilíbrio → algumas moléculas ionizadas 
→ ácido fraco
NH3(aq) + H–OH(l)⇌ NH4+(aq)+ OH−(aq)
Íon amônio
••
NH3 → recebe o próton → base fraca
Base Ácido
Ácido 
Conjugado
Base 
Conjugada
Ácidos e bases
Caráter anfiprótico – anfótero – do grego ambos os 
lados
Substâncias que podem agir tanto como doadores quanto 
como receptores de prótons
Ex1.: água
H2O agindo como base ao aceitar um próton para formar 
H3O
+
HCN(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + CN
−
(aq)
Ácido Base
Ácido
Conjugado
Base
Conjugado
Ácidos e bases
Caráter anfiprótico – anfótero – do grego ambos os 
lados
Substâncias que podem agir tanto como doadores quanto 
como receptores de prótons
Ex1.: água
ÁcidoBase
Ácido
Conjugado
Base
Conjugado
H2O agindo como ácido ao ceder um próton e 
formar OH−
NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+
(aq) + OH
−
(aq)
Ácidos e bases
Caráter anfiprótico – anfótero – do grego ambos os 
lados
Ex2.: mistura de H2SO4 e HNO3
Exemplos comuns de ácidos inorgânicos: 
HCl, HBr, H2SO4, H3PO4 e HNO3
Exemplos comuns de bases inorgânicos: 
NaOH, KOH, NH3, NaHCO3, Mg(OH)
H2SO4 + HNO3  H2O
+—NO2 + HSO4
−
Constantes de acidez e basicidade
Para qualquer reação envolvendo transferência
de prótons, a posição de equilíbrio é sempre
deslocada no sentido da formação de ácidos e
bases mais fracos
Compostos podem atuar como ácido ou base,
dependendo do composto como o qual reage.
Segundo definição de Bronsted-Lowry
Alguns grupos sempre terão caráter ácido como os 
fenóis e ácidos carboxílicos
As aminas são tipicamente básicas
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Força de Ácidos e bases
Constantes de ionização (Ki)  diretamente 
proporcionais ao caráter ácido ou básico
Kw - constante de autoprotólise da água = 1,0 × 10
−14
2H2O(l)⇋ H3O
+
(aq) + OH
−
(aq)
Kw = [H3O
+][OH−]
a 25oC, estas concentrações molares podem ser determinadas
experimentalmente e são iguais a 1, 0 × 10−7 moles de
íons/litro
Substituindo estes valores na fórmula:
Kw = [H3O
+].[OH−] = (1, 0 × 10−7).(1, 0 × 10−7) = 1, 0 × 10−14
Constantes de acidez e basicidade
Autoprotólise (ou “autoionização”) da água
Kw = [H3O
+][OH−] - constante de autoprotólise
Numa solução aquosa, podemos interferir nas
concentrações dos íons H3O
+ e OH−
adicionando ácidos ou bases
Relação Kw = [H3O
+][OH−]
é sempre válida, quer tenhamos água pura ou
umasolução com espécies dissolvidas:
 [H3O
+] [OH−]
 [H3O
+]  [OH−]
Constantes de acidez e basicidade
Em resumo:
[H+].[OH-]=1x10-14
Solução ácida Solução neutra Solução básica
[H+] > [OH-]
[H+] > 1x10-7
[OH-]<1x10-7
[H+]=[OH-]
[H+]=1x10-7
[OH-]=1x10-7
OH-]>[H+]
[OH-]>1x10-7
[H+] < 1x10-7
Constantes de acidez e basicidade
Ka – Constante de acidez (ou constante de 
dissociação ácida)
A ionização de um ácido monoprótico em água
(reação de transferência de prótons do ácido
para a água) pode ser representada
genericamente por:
Ácido
HA(aq) + H2O(l) ⇋ H3O
+
(aq) + A
−
(aq)
Base
Ácido
Conjugado
Base
Conjugado
Em solução aquosa o ácido transfere prótons
para a água que se comporta como base
Quanto mais forte for um ácido mais fraca é a base
conjugada 
Constantes de acidez e basicidade
ACIDEZ DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS
Ex: Para uma solução aquosa diluída de 
ácido acético, a 25 °C e 1 atm
CH3COOH + H2O  CH3COO
- + H3O
+
Ka = [CH3COO
-] . [H3O
-]
CH3COOH
Ka = 1,8 x 10-5
Constantes de acidez e basicidade
6
Constantes de acidez e basicidade
É comum, expressarmos a acidez de um
composto pelos seu potencial da constante
de acidez (pKa).
Constantes de acidez
Constantes de acidez e basicidade
Acidez e basicidade
Em quem está a carga? Qual é mais estável?
Ex1: 
Eletronegatividade: afinidade de um elemento ao
elétron (quanto o átomo deseja aceitar um novo
elétron(KLEIN, 2016)
Mais estável
KLEIN, David. Química Orgânica - Uma Aprendizagem Baseada em Solução de Problemas - Vol. 1, 3ª edição. LTC, 
10/2016. VitalBook file.
Acidez e basicidade
Exercício 1: Compare os dois prótons destacados a seguir
e determine qual é mais ácido
Bases conjugadas
Acidez e basicidade
Exercício 1: Compare os dois prótons destacados a seguir
e determine qual é mais ácido
Bases conjugadas mais ácido
Acidez e basicidade
Eletronegatividade: afinidade de um elemento ao
elétron (quanto o átomo deseja aceitar um novo
elétron(KLEIN, 2016)
KLEIN, David. Química Orgânica - Uma Aprendizagem Baseada em Solução de Problemas - Vol. 1, 3ª edição. LTC, 
10/2016. VitalBook file.
Ex1: Comparação de átomos da mesma coluna, por
exemplo, o iodeto (I–) e o fluoreto (F-). Quem é mais estável?
7
Acidez e basicidade
Eletronegatividade: afinidade de um elemento ao
elétron (quanto o átomo deseja aceitar um novo
elétron(KLEIN, 2016)
KLEIN, David. Química Orgânica - Uma Aprendizagem Baseada em Solução de Problemas - Vol. 1, 3ª edição. LTC, 
10/2016. VitalBook file.
Ex1: Comparação de átomos da mesma coluna, por
exemplo, o iodeto (I–) e o fluoreto (F-). Quem é mais estável?
HI é mais ácido
Constantes de acidez e basicidade
Kb - constante de basicidade (ou constante de 
dissociação básica)
A ionização de bases fracas em solução aquosa
(reação de transferência de prótons da água para
a base) é tratada da mesma forma que a
ionização de ácidos fracos
Considere a reação abaixo:
NH3(aq) + H2O(l)  NH4
+
(aq) + OH
−
(aq)
ÁcidoBase Ácido
Conjugado
Base
Conjugado
Constantes de acidez e basicidade
Kb - constante de basicidade (ou constante de 
ionização básica)
pKb = - log Kb = log (1/kb) 
•Em uma dada temperatura, a força de uma base é 
medida pela magnitude de sua constante de 
basicidade
•maior Kb  base mais forte:
•No equilíbrio, a ionização da base resulta numa maior 
a concentração de íons OH−
Kb = [NH4
+ ][OH−]
[NH3]
Com as mesmas aproximações de antes, definimos a 
constante de basicidade:
Constantes de acidez e basicidade
AMINAS - SÃO DERIVADAS DA AMÔNIA 
apresenta caráter básico tal qual a amônia.
Considere a reação abaixo:
Base Ácido Ácido
Conjugado
Base
ConjugadoMetamina
De acordo com o conceito ácido – base de Bronsted
e Lowry, podemos classificar a água como ácido
[pois doou H+ (Próton)] e Metanamina como base
[pois recebeu H+ (Próton)].
CH3 NH2
H OH
+
CH3 NH3
+ OH
-+
Constantes de acidez e basicidade
Kb - constante de basicidade (ou constante de 
ionização básica)
pKb = - log Kb
→ Kb = 1,8 x 10-5
Kb = [CH3 – NH3
+] . [OH-]
[H3C – NH2]
CH3 NH2
H OH
+
CH3 NH3
+ OH
-+
Constantes de acidez e basicidade
8
Conceitos de ácido e base de Bronsted-Lowry
Amplo mas limitado no que diz respeito à 
palavra próton
Ácidos e bases
➢Definições de Lewis mais importante para a 
Química Orgânica
Base: é uma espécie que possui pelo menos um
par de elétrons não ligantes disponível para
compartilhar com outra espécie durante uma
reação química.
Ácido: é uma espécie capaz de aceitar um par
de elétrons em uma reação química.
Ácidos e bases
De acordo com o conceito de Lewis, ácidos são 
íons positivo ou espécies neutras deficientes em 
elétrons como:
H+ , Mg2+, BF3 , AlCl3 
Ácidos e bases
Grupo 3
6 ē
➢Ácidos e bases de Lewis
Ácidos e bases
➢Ácidos e bases de Lewis
Vantagem  identificar substâncias como
ácidos ou bases mesmo quando não há
transferência de prótons (próton é essencial na
definição de Brönsted, porque a definição de
um ácido ou uma base depende do
envolvimento de prótons).
Resultado da combinação de uma base de Lewis 
e um ácido de Lewis é chamado complexo.
Ácidos e bases
➢Ácidos e bases de Lewis
A ligação entre o ácido de Lewis e a base de 
Lewis ligação covalente coordenada
Doador de elétrons
Base de Lewis
Aceptor de elétrons
Ácido de Lewis
Ácidos e bases
H
N
H
H + B
F
F F
H
N
+
H
H B
-
F
F
F
Doador de elétrons
Base de Lewis
Aceptor de elétrons
Ácido de Lewis
➢Ácidos e bases de Lewis
9
Ácidos e bases
Doador de elétrons
Base de Lewis
Aceptor de elétrons
Ácido de Lewis
Al
Cl
Cl Cl
CH3CH2
O
CH3CH2
+
CH3CH2
O
+
CH3CH2
Al
-
Cl
Cl
Cl
➢Ácidos e bases de Lewis
Ácidos e bases
Doador de elétrons
Base de Lewis
Aceptor de elétrons
Ácido de Lewis
+HO H+ OH H
➢Ácidos e bases de Lewis
Acidez e basicidade
de compostos orgânicos
Ácidos carboxílicos: ácidos fracos
ACIDEZ DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS
Os ácidos carboxílicos, fenóis, água e álcoois 
podem liberar H+
ÁCIDO É TANTO MAIS FORTE QUANTO MAIOR SUA
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO  Ka.
6,50 x 10-5 1,3 x 10-10 1,1 x 10-16> > 1,0 x 10-14 >
O OH
OH
Acidez e basicidade
de compostos orgânicos
Acidez e basicidade
de compostos orgânicos
Fatores que influenciam a acidez de um composto
Orgânico HA
Força da ligação H–A
Eletronegatividade de A
Fatores eletrônicos (efeito indutivo e ressonância) 
que estabilizam a base conjugada A- em relação a HA
Natureza do solvente
De modo geral, os átomos de hidrogênio mais ácidos
de uma molécula orgânica estarão ligados a átomos
de oxigênio e nitrogênio
•Existem substituintes que, quando presentes na
estrutura de um ácido tornam a ligação (O-H) mais
fraca aumentando o caráter ácido
Força de um ácido ou uma base está associada 
à tendência de doar ou receber prótons, 
respectivamente.
Tanto mais forte será um ácido quanto mais fraca
for à ligação entre o próton (H+) e a molécula do 
ácido.
Efeitos eletrônicos
FATORES INDUTIVOS
10
Efeitos eletrônicos
FATORES INDUTIVOS
Tanto mais forte será o caráter básico quanto 
maior for a densidade eletrônica em torno 
do átomo que recebe o próton (H+).
Existem substituintes que, quando presentes na
estrutura elevam a densidade eletrônica em torno
do átomo de nitrogênio nas aminas, aumentando
o caráter básico.
FATOR INDUTIVO NEGATIVO (I- OU Is-)
São fatores indutivos que por serem elétrons-
atraentes, ou tornam a ligação com o próton 
mais fraca AUMENTANDO A ACIDEZou 
diminuindo a densidade eletrônica em torna do 
nitrogênio das aminas, DIMINUINDO O SEU 
CARÁTER BÁSICO.
Os principais fatores I- são:
- F, -Cℓ; - Br; -I;(halogênios)
-NO2 (grupo nitro); -OH (hidroxila); -O-R (radical
alcoxi); -CH=CH2 (vinil); -C6H5 (fenil); H
Efeitos eletrônicos
FATORES INDUTIVOS
ACIDEZ DOS ÁCIDOS MONOCARBOXÍLICOS ALFA-
HALOGENADOS
O ácido cloro-acético é mais forte do que ácido 
acético devido o efeito I- do cloro.
Carbono 
Ka = 1,8 x 10-5
Ka = 1,4 x 10-3
CH3 C OH
O
Cl CH2 C
O
OH
FATOR INDUTIVO NEGATIVO (I- OU Is-)
O Flúor-acético é mais forte que o cloro-acético
devido o flúor ser mais eletronegativo que o
cloro
4,0 3,0
ACIDEZ DOS ÁCIDOS MONOCARBOXÍLICOS ALFA-
HALOGENADOS
pKa = 2,66 pKa = 2,80
F CH2 C
O
OH Cl CH2 C
O
OH
FATOR INDUTIVO NEGATIVO (I- OU Is-)
O Dicloro-acético é mais forte que o cloro-
acético devido possuir maior quantidade 
de fatores I -.
Ka = 5,6 . 10-3 Ka = 1,4 . 10
-3
ACIDEZ DOS ÁCIDOS MONOCARBOXÍLICOS ALFA-
HALOGENADOS
Cl CH C
O
OH
Cl
Cl CH2 C
O
OH
FATOR INDUTIVO NEGATIVO (I- OU Is-)
O ácido 2-cloro propanóico é mais forte que o 3-cloro-
propanóico, pelo cloro estar mais próximo da ligação 
do próton (H+).
Carbono Carbono 
ACIDEZ DOS ÁCIDOS MONOCARBOXÍLICOS ALFA-
HALOGENADOS
pKa = 3,96 pKa = 2,83
CH2 CH2 C
O
OHCl
CH3 CH C
O
OH
Cl
FATOR INDUTIVO NEGATIVO (I- OU Is-)
11
ÁCIDOS DICARBOXÍLICOS – DOIS HIDROGÊNIOS ÁCIDOS
ÁCIDO OXÁLICO ÁCIDO MALÔNICO
K1=5.400 x 10
-5
K2=5,2 x 10
-5
K1=140 x 10
-5
K2=0,2 x 10
-5
Diminui a força ácida
Duas constantes de dissociação: efeito indutivo 
diminui com a distância 
OH C C
O
OH
O
C CH2 C
O
OH
O
OH
FATOR INDUTIVO NEGATIVO (I- OU Is-) ACIDEZ DOS ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
Exercício exemplo 1:
Dadas as constantes de dissociação dos ácidos 
abaixo, qual é o ácido mais fraco:
a.Ácido úrico – Ka = 1,30 x 10-4
b.Ácido acético – Ka = 1,76 x 10-5
c.Ácido fórmico – Ka = 1,77 x 10-4
d.Ácido propiônico – Ka = 1,35 x 10-5
ACIDEZ DOS ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
Exercício exemplo 2:
Seja um ácido orgânico de fórmula geral 
XCH2 – COOH,
Onde X pode ser um dos seguintes átomos: H, F,
Cl, Br, I. Em qual dos casos o ácido será mais
fortemente dissociado em solução aquosa:
a)X = H
b)X = F
c)X = Cl
d)X = Br
e)X = I
FCH2 – COOH
Ácidos e bases
➢Pearson (1963)
De acordo com a tendência em receber ou doar 
elétrons:
• Ácidos duros
• Ácidos moles
• Bases duras
• Bases moles
Ácidos e bases
➢Ácidos duros
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 e bases
➢Ácidos moles
O átomo receptor de elétrons possui baixo estado
de oxidação, tamanho relativamente grande, baixa
eletronegatividade, e possuem vários elétrons
externos facilmente excitáveis.
Os ácidos moles são polarizáveis e se associam 
com bases moles através de ligações covalentes.
Ag+; Au+; Tl+; Cu+; Zn2+; Cd2+; Hg2+; Pb2+; Sn2+
12
Ácidos e bases
➢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-; PO4
3-; SO4
2-; Cl-; CO3
2-;ClO4
-; NO3
-
Ácidos e bases
➢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.
I-; CN-; CO
• Bases duras preferem complexar ácidos duros
• Bases moles preferem complexar ácidos moles, sob 
condições semelhantes de força ácido-base.