APOSTILA ACIDEZ BASICIDADE

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QUÍMICA ORGÂNICA I
Professor: João Carlos Martins Mafra
ACIDEZ E BASICIDADE
Teorias ácido-base:
i) Teoria de ARRHENIUS, Svante August. (teoria protônica)
Ácidos  São substâncias moleculares que sofrem ionização em solução aquosa
formando exclusivamente na forma de cátions íons H+ (prótons) e ânions diferentes de 
OH- (Hidroxila).
Ex.:
Bases  São substâncias de caráter iônico que sofrem dissociação em solução aquosa
formando exclusivamente na forma de ânions íons HO- (hidroxila) e cátions diferentes de 
H+ (próton).
Ex.:
ii) Teoria de BRÖNSTED-LOWRY. (teoria dos pares conjugados)
Ácidos: São substâncias capazes de atuar como doadoras de prótons.
Ex.:
Bases: São substâncias capazes de atuar como aceptoras de prótons.
Ex.:
H2O
B
+
HO
-
+BOH
H2O
H
+
A
-
+HA
HX
+
A
-
+HA X
-
+
HX
+
A
-
+HA X
-
+
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Vamos avaliar a equação descrita abaixo:
Na equação mostrada acima, podemos notar que um ácido quando desprotonado gera 
uma base conjugada e, uma base quando recebe um próton gera um ácido conjugado. Estes pares 
formados são denominados de pares conjugados ácido-base, devido a esta condição, a teoria de 
Brönsted-Lowry é denominada de teoria dos pares conjugados.
De acordo com a teoria de Brönsted-Lowry, qualquer substância que contenha um átomo 
de hidrogênio pode atuar como um ácido, enquanto qualquer substância que contenha um par 
eletrônico livre (não ligante) pode atuar como uma base. A facilidade com que uma substância 
possa atuar como ácido ou base, depende então, de com qual elemento o átomo de hidrogênio 
esteja ligado e, da disponibilidade do par eletrônico das bases.
Reações de transferência protônica são chamadas reações ácido-base.
Ex.:
As substâncias que possam atuar tanto como doadoras de prótons (ácidos), quanto como 
aceptoras de prótons (bases), são denominadas substâncias anfóteras.
A acidez é a medida de quanto uma substância tende a perder um próton, isto é, quanto 
maior a acidez, maior a tendência de uma substância doar um próton.
O
H
HO
-+
O
-
+ H OH
BASE
ÁCIDO BASE
ÁCIDO
HCl + H2O H3O
+
Cl
-+
ác.baseác. base
NH3 NH4
+
HO
-
+ H2O +
ác.base baseác.
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A basicidade é a medida de como os pares eletrônicos de uma substância interagem com 
um próton, isto é, quanto mais forte a interação, mais forte será a base. Em outras palavras, bases 
fortes são aquelas que apresentam uma alta afinidade pelo próton, enquanto que bases fracas 
serão aquelas que apresentam uma baixa afinidade pelo próton. Desta forma, segundo o conceito 
de Brönsted-Lowry, os ácidos fortes seriam aqueles oriundos de bases de baixa afinidade pelo 
próton (bases fracas), enquanto os ácidos fracos seriam oriundos de bases de elevada afinidade 
pelo próton (bases fortes).
iii) Teoria de LEWIS, Gilbert (teoria dos pares eletrônicos)
Ácidos: São substâncias capazes de receber um par de elétrons (eletrófilos).
Bases: São substâncias capazes de doar um par de elétrons (nucleófilos).
Ex.: BF3 + F
-  BF4-
Com esta teoria Lewis encerrou com o que era chamado de culto ao próton, uma vez que
reações que se passavam sem a transferência protônica não poderiam ser classificadas como 
reações ácido-base. Note que a teoria de Lewis é bastante abrangente, pois não especifica o 
solvente (como no caso da teoria de Arrhenius), nem tão pouco se baseia única e exclusivamente 
na figura do próton, englobando, portanto todas as teorias ácido-base, anteriores a ela. Isto é, 
todo ácido ou base de Arrhenius e Brönsted-Lowry também o serão pela teoria de Lewis. Porém, 
nem todo ácido ou base de Lewis pode ser considerado de Brönsted-Lowry ou Arrhenius.
MEDIDA DA FORÇA DE UM ÁCIDO:
A medida da força de um ácido depende de sua habilidade de doar um próton. Vejamos 
os seguintes exemplos:
Equação a:
Equação b:
HCl + H2O H3O
+
Cl
-+
+ H2OCH3CO2H CH3CO2
-
H3O
++
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Um ácido forte quando colocado em água sofre desprotonação total, levando o equilíbrio 
reacional quase que exclusivamente aos produtos (equação a). No caso de um ácido fraco, 
somente uma pequena porção do ácido sofre desprotonação, levando a um equilíbrio deslocado 
para os reagentes (equação b).
A força de um ácido pode ser verificada em função da constante de equilíbrio da reação 
ácido/base, como visto abaixo:
Ex.:
Como H2O é o solvente da reação, sua concentração será muito maior que a concentração de HÁ 
variando muito pouco durante o processo. Sendo assim, não será alterada durante a reação, 
permanecendo constante. Logo podemos escrever a equação da seguinte maneira:
O produto de duas constantes é uma terceira constante. A constante que determina o grau de 
ionização de um ácido qualquer é chamada de constante de ionização ácida ou constante de 
acidez (Ka).
 Quanto maior o valor de Ka, maior a ionização do ácido, logo mais forte será o mesmo.
 Quanto menor o valor de Ka, menor será a ionização do ácido, logo mais fraco será o mesmo.
Para o HCl: Ka = 10
7 Para o ácido acético: Ka = 1,74 x 10
-5
HA + H2O H3O
+
A
-+
Keq = [H3O
+
] [HO
-
]
[HA] [H2O]
Keq x [H2O] = [H3O
+
] [HO
-
]
[HA]
Ka = [H3O
+
] [HO
-
]
[HA]
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- Unidades de Ka:
Note que estamos trabalhando com a concentração das espécies envolvidas. A unidade de 
concentração mais empregada é o número de mols de substância presentes por litros de solução 
(no de mols/L ou conc. Molar).
Sendo assim:
A unidade de qualquer constante de equilíbrio dependerá da reação em questão.
Ex.:
UM POUCO SOBRE pH
H2SO4 + H2O H3O
+
SO4
-2+2 2
+ Cl
-H3O
+
H2O+HCl
H2O + H2O H3O
+
HO
-+
Keq. = [H3O
+
] [HO
-
]
[H2O]
2
Constante!
Keq. x [H2O] = [H3O
+
] [HO
-
]
Constante!
Geralmente chamado
de Kw ou constante de ionização da água
Kw = [H3O
+
] [HO
-
]
[Mol /L]==
[Mol /L]
[Mol / L] [Mol / L]
[HCl]
Ka = [H3O
+
] [Cl
-
]
2
22
[Mol / L]==
[Mol / L]
[Mol / L] [Mol / L]
[H2SO4]
Ka = [H3O
+
] [SO4
-2
]
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Isto significa que existe um equilíbrio entre as concentrações de H3O
+ e HO-, na água 
pura. Qualquer substância que possa reagir com a água pode alterar este equilíbrio, isto é, 
tornando [H3O
+]  [HO-] alterando assim o pH da mesma.
Ex.: Numa solução 0,1 molar de HCl, o ácido dissocia completamente, desta forma temos:
[H3O
+]: 10-7 Mols/L, proveniente da água.
 10-1Mols/L, proveniente do HCl.
10-1 10-7, logo praticamente todo H3O+ presente em solução é proveniente do HCl.
Desta forma, como poderíamos então calcular qual seria a concentração de HO-, nesta 
solução?
Kw = [H3O
+] [HO-]
[HO-] = Kw / [H3O
+]
Kw = 10
-14
[HO-] = 10-14 / 10-1 = 10-13
[H3O
+] = 10-1
[HO-] = ?
Kw = 1 x 10-14 (à 25 oC)
[H3O
+
] = [HO
-
] = X
Logo:
Kw = X . X
X = Kw
X = 1 x 10-14 1 x 10-7X = 
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O conceito de pH
O pH de uma solução aquosa é o definido com o potencial de hidrogênios ionizados na 
mesma e é expresso como o logaritmo do inverso da concentração de H3O
+.
pH = log 1/[H3O
+] ou pH = - log [H3O
+]
Este conceito foi criado para facilitar o trabalho com soluções, uma vez que transporta 
números bem pequenos para uma escala unitária, mais fácil de serem comparados.
Ex.: Para uma solução de HCl 0,1 molar,qual será o pH?
pH = - (log [H3O
+])
pH = - (log 10-1)
pH = - ( -1)
pH = 1
É de suma importância ressaltar que a escala de pH varia de 0 – 14, uma vez que este 
conceito é aplicado a soluções aquosas diluídas (lembre que Kw = 10
-14).
Lembrete:
pH = - log [H3O
+]
pOH = - log [HO-]
pH + pOH = 14
escala de pH
escala de pOH
faixa ácidafaixa alcalina
faixa ácida faixa alcalina
0 7 14
0 7 14
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O conceito de pKa
Assim como para o pH, o pKa foi criado para facilitar a comparação entre ácidos, 
convertendo números pequenos para uma escala unitária. É definido como o logaritmo do 
inverso da constante de acidez (Ka).
pKa = log 1 / Ka ou pKa = - (log Ka)
Desta forma temos:
Para o HCl: Ka = 10
7; pKa = - (log 10
7) = -7
Para o CH3CO2H: Ka = 1,74 x 10
-5; pKa = - (log 1,74 x 10
-5) = 4,76
Note que, quanto mais forte o ácido, menor o valor de pKa, e maior o valor de Ka.
Sumário:
Ácido forte  Ka  e pKa 
Ácido fraco  Ka  e pKa 
Ácidos fortes apresentam pKa abaixo de 1.
Ácidos moderados apresentam pKa entre 1 e 5.
Ácidos fracos apresentam pKa entre 5 e 15.
Ácidos extremamente fracos apresentam pKa acima de 15.
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IMPORTANTE!
Não confundir pH e pKa. A escala de pH é utilizada para descrever a quantidade de 
hidrogênios ionizados presentes em uma solução. Enquanto o pKa é uma característica particular 
de uma substância, assim como o ponto de fusão ou ebulição e, indica a facilidade com que uma 
substância pode doar um próton.
No que diz respeito à química orgânica, o conceito de Brönsted-Lowry, permite um 
entendimento bastante razoável de uma série de reações químicas, assim como da reatividade de 
uma série de grupos funcionais. Vejamos agora uma série de substâncias orgânicas e uma breve 
discussão de suas características ácido-base.
Os ácidos orgânicos
Os ácidos orgânicos mais comuns são os ácidos carboxilícos. Estes ácidos são 
considerados moderados, o pKa destes ácidos varia, geralmente, entre 3 e 5.
Ex.: CH3CO2H pKa = 4,76 HCO2H pKa = 3,75
Além dos ácidos carboxílicos, outras funções orgânicas podem atuar como ácidos 
(geralmente mais fracos que os ácidos carboxílicos). As funções mais comuns são as que 
apresentam um átomo de hidrogênio ligado a átomos de oxigênio (álcoois, fenóis, etc.), 
nitrogênio (anilinas, aminas, etc.), enxofre (tióis, etc.) e carbono.
Os álcoois são ácidos orgânicos muito fracos, com valores de pKa em torno de 16.
CH3OH; pKa = 15,5 CH3CH2OH; pKa = 15,9
Tanto álcoois como ácidos carboxílicos são substâncias anfóteras, como visto nos 
exemplos abaixo:
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Ex.:
Tanto álcoois, quanto ácidos carboxílicos protonados são ácidos extremamente fortes. 
Veja os exemplos abaixo:
As aminas também são substâncias anfóteras como pode ser visto abaixo.
CH3OH
+
HO
-
H2O
H3O
+
CH3OH2
+ CH3O
-
+
CH3OH +
+
H2O
O
OH
O
OH
++
+
HO
-
H3O
+
H2O
O
O
-
O
O
H
H
+ H2O
+
H3C OH2
+
CH3CH2 OH2
+
O
+
O
H
H
pKa = -2,5
pKa = -2,4
pKa = -6,1
CH3NH2
CH3NH2
+
+
HO
-
H3O
+
CH3NH
-
CH3NH3
+
H2O
+
+
H2O
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Entretanto, as aminas raramente apresentam um comportamento ácido, uma vez que seu 
pKa é muito elevado, ou seja, são ácidos extremamente fracos.
Ex.: CH3NH2 ; pKa = 40
As aminas são mais utilizadas como bases. De fato, as aminas são as bases orgânicas 
mais comuns.
Basicidade de aminas: NH3  RNH2  R3N  R2NH
 Ordem crescente de basicidade
O efeito indutivo dos grupos alquila ligados ao nitrogênio, aumenta a disponibilidade do 
par eletrônico do mesmo (uma avaliação em função da geometria molecular das aminas –
piramidal trigonal – mostra claramente o fato do aumento da densidade eletrônica neste átomo). 
O fato das aminas secundárias serem mais básicas que as terciárias é devido ao grande 
impedimento estérico apresentado pelas últimas. Este fato também pode ser evidenciado quando 
comparamos os ácidos conjugados destas aminas, como no exemplo abaixo. O grupo etila é mais 
elétron-doador por efeito indutivo (+I) que o grupo metila, dessa forma, aumenta a densidade 
eletrônica do par eletrônico do nitrogênio da etilamina em comparação com a metilamina, 
conseqüentemente, seu ácido conjugado será mais fraco.
Ex.: CH3NH3; pKa = 10,7 CH3CH2NH3; pKa = 11,0
Lembrete! Quanto mais forte o ácido, mais fraca será a base conjugada do mesmo. Quanto mais 
forte a base, mais fraco será o ácido conjugado da mesma.
Numa reação ácido-base o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido, ou da 
base mais fraca.
Ex.:
O
OH
HO
-
O
O
-
H2O+ +
ácido base
forte
base
fraca
ácido mais fraco
pKa = 4,76
pKa = 15
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A constante de equilíbrio destas reações, pode ser calculada dividindo-se o valor do Ka do 
reagente ácido pelo Ka do produto ácido como apresentado nos exemplos abaixo:
Reação a)
Ex.: Para reação a: 
Reação b)
Ex.: Para a reação b:
Não esquecer! pKa = - (log Ka), sendo assim: Ka = 10
-pKa
O
OH
O
O
-
+ +
pKa = 4,76
NH3 NH4
+
pKa = 9,4
OH CH3NH2 CH3NH3
+
O
- ++
pKa = 15,9 pKa = 10,7
Keq. = Ka do reagente ácido
Ka do produto ácido
= = =10-15,9
10-10,7
10-5,2 6,3 x 10-6
Equilíbrio deslocado
para formação dos
reagentes.
Keq. = Ka do reagente ácido
Ka do produto ácido
10-4,76
10-9,4
104,6 4,0 x 104= = = Equilíbrio deslocado
para formação dos
produtos.
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O EFEITO DA ESTRUTURA NO pKa
O que determina a força de um ácido?
Um dos fatores é a elétronegatividade do átomo ao qual o hidrogênio está ligado, o qual 
só apresentará relevância quando a base conjugada não puder sofrer estabilização (dispersão de 
carga) através de efeitos eletrônicos. Um exemplo pode ser discutido através da comparação da 
acidez dos compostos formados, quando os átomos de Carbono, Nitrogênio, Oxigênio e Flúor 
(todos do segundo período da tabela periódica) se ligam ao átomo de hidrogênio. Note que todos
os átomos do segundo período da tabela periódica indicados têm aproximadamente o mesmo 
tamanho. Porém, eles diferem em elétronegatividade.
Eletronegatividade relativa: C  N  O  F
Verificando os compostos onde estes elementos são ligados a hidrogênio, temos:
CH4  NH3  H2O  HF
Acidez relativa
Podemos notar que se os átomos têm aproximadamente o mesmo tamanho, será mais 
ácida a substância que apresentar o átomo de hidrogênio ligado ao átomo mais eletronegativo.
Ex.: CH4; pKa = 50 NH3; pKa = 36 H2O; pKa = 15,7 HF; pKa = 3,2
Este raciocínio pode ser aplicado na comparação de acidez entre álcoois e aminas de 
cadeias similares.
Ex.: CH3OH; pKa = 15,5 CH3NH2; pKa = 40
CH3OH2; pKa = - 2,5 CH3NH3; pKa = 10,7
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Quando comparamos átomos da mesma família da tabela periódica, a eletronegatividade 
aumenta de baixo para cima. Porém, a acidez relativa aumenta na ordem inversa (de cima para 
baixo). Isto ocorre, pois na medida em que o raio atômico aumenta, o volume atômico também 
aumenta, fazendo com que a densidade eletrônica do orbital “p” envolvido na formação da 
ligação covalente diminua devido ao seu aumento de volume ocasionando uma maior dispersão 
de carga negativa. Destaforma, a atração pelo próton diminui, fazendo com que ele seja liberado 
com mais facilidade. Em função disso a atração de um próton pelo íon cloreto (3º Período da 
tabela periódica) é menor do que a atração por um íon fluoreto (2º Período da tabela periódica).
Ex.: HF pKa = 3,2
HCl pKa = - 7
 Eletronegatividade raio atômico
HBr pKa = - 9
HI pKa = - 10
O mesmo fenômeno é responsável pela maior acidez de átomos de hidrogênio ligados a 
enxofre em relação aos ligados ao átomo de oxigênio, quando ligados a cadeias carbônicas 
similares.
H2O; pKa = 15,7 H2S; pKa = 7,0
Os elementos mais importantes presentes em sistemas orgânicos, os quais podem atuar 
como doadores de prótons são oxigênio, enxofre, nitrogênio e carbono. A acidez dos grupos 
ROH, RSH, R2NH e R3CH; varia bastante em função da estrutura da molécula em questão. 
Porém, um princípio é de fundamental importância na determinação da acidez. Este fator é a 
estabilização da base conjugada em questão. Qualquer fator que estabilize a base conjugada de 
um ácido aumenta a força do ácido. Este fato é baseado nos princípios termodinâmicos que 
governam o equilíbrio ácido/base, isto é, quanto mais estabilizada for à base, menor será a 
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necessidade da mesma se ligar a um próton para fornecer o ácido conjugado, sendo assim, o 
equilíbrio será deslocado no sentido de sua formação.
Ex.: 
Vejamos agora a acidez dos quatro grupos mais importantes para a química orgânica, 
separadamente.
1- Acidez de grupos O–H
Se compararmos etanol e ácido acético, veremos que ambos apresentam uma ligação O –
H, porém, o etanol é um ácido bem mais fraco que o ácido acético.
Ex.: 
Basicamente dois fatores são responsáveis por este fato. Primeiro, o grupo carbonila é um 
grupo elétron-atrator quando comparado ao grupo metileno, sendo assim a carga negativa será 
melhor acomodada no ânion CH3CO–O
- , que no ânion CH3CH2–O
-. Segundo, tanto o ácido 
acético quanto seu ânion (íon acetato) são estabilizados por ressonância, como pode ser visto nas 
estruturas abaixo:
HX
+
A
-
+HA X
-
+ Quanto maior a formação de A,
maior será a liberação de um
próton.
OH
pKa = 16
OH
O
pKa = 4,8
O
OH
O
O O
O
O
O
H
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Podemos notar nos híbridos de ressonância acima, que a energia de estabilização do íon 
acetato (onde híbridos são de mesma energia), é maior que a energia de estabilização do ácido, 
onde um dos híbridos é de energia mais alta (estrutura dipolar) em relação ao outro. 
Conseqüentemente, existe um aumento na energia de estabilização quando ácido acético ioniza, 
enquanto que não existe tal fenômeno na ionização no etanol.
Esta discussão sobre ionização do ácido acético nos revela dois dos principais fatores
eletrônicos que governam a acidez de compostos orgânicos: O efeito indutivo (-I ou +I) e o 
efeito de ressonância (-M ou +M). Outras ilustrações sobre a influência desses efeitos serão 
apresentadas nos exemplos a seguir.
i) A força de ácidos acéticos monosubstituídos por halogênios aumenta na medida em que o 
efeito elétron atrator (- I) do halogênio aumenta. (I < Br  Cl < F):
X – CH2 – CO2H X = H X = I X = Br X = Cl X = F
pKa 4,75 3,12 2,86 2,86 2,66
ii) Um aumento no número de grupo elétron-atratores (-I) promove um aumento da acidez:
Ex.: ClCH2 – CO2 H (pKa = 2,86) ; Cl2CH – CO2H (pKa = 1,30 ) ; 
iii) À medida que o grupo elétron-atrator se distancia da carboxila a força do ácido diminui.
ÁCIDO ClCH2 – CO2 H ClCH2CH2CO2H ClCH2CH2CH2CO2H
pKa 2,86 4,08 4,52
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iv) Grupos alquila diminuem a acidez de Carboxilas, em função de seu efeito elétron–doador 
(+ I ).
Diminuição do efeito elétron doador:
Me3C > Me2HC > MeCH2 > Me > H
Diminuição da acidez:
ÁCIDO HCO2H CH3CO2H CH3CH2CO2H (CH3)3CCO2H
pKa 3,77 4,75 4,88 5,05
v) O fenol (pKa = 10 ) é mais ácido que o etanol pois a carga negativa em seu ânion é 
deslocalizada por ressonância sendo distribuída pelo anel aromático, como visto abaixo:
vi) A introdução de grupos elétron–atratores (-I) ao núcleo fenólico promove um aumento na 
acidez dos fenóis e, este aumento é mais pronunciado quando estes grupos -I estão 
localizados nas posições orto e para, em relação ao grupo hidroxila do fenol, do que na 
posição meta. No primeiro caso (grupos –I nas posições orto e para), estes grupos 
OH OO O O
H
O
+
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interagem diretamente com um átomo de carbono carregado negativamente, este fato 
explica a maior acidez do p–nitrofenol em relação ao m–nitrofenol (ver exemplo abaixo).
Avaliando as estruturas de ressonância do exemplo anterior, notamos que no isômero 
meta o grupo nitro não promove a estabilização do ânion por ressonância, desta forma somente o 
efeito indutivo, auxiliará na estabilização do ânion formado.
Grupos elétron–doadores (+I) reduzirão a acidez do fenol pelos mesmos fatores, ou seja, 
ocorrerá uma repulsão entre os elétrons destes grupos com a carga negativa do anion. Sendo 
assim, grupos +I localizados nas posições orto e para terão um efeito mais pronunciado do que 
os localizados na posição meta, pois terão uma interação direta com um carbono carregado 
OH
NO2
O
NO2
O
NO2
O
N
OO
O
NO2
H
O
NO2
+
O
N
OO
 ESTUTURA DE RESSONÂNCIA QUE
FAVORECE A ESTABILIZAÇÃO DO ÂNION
OH
NO2
O
NO2
O
NO2
O
NO2
H
O
NO2
+
O
NO2
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negativamente, fato que desestabilizará mais suas bases conjugadas, tornando-as bases mais 
fortes, conseqüentemente, seus ácidos conjugados serão mais fracos (deslocamento do equilíbrio 
para a formação do fenol).
Quando o grupo metoxi encontra-se na posição meta em relação ao fenol, não 
observamos nenhuma estrutura de ressonância, onde o grupo metoxi interaja diretamente com o 
carbono carregado negativamente, este fato explica o porquê o m–metoxifenol é mais ácido que 
o p–metoxifenol.
vii) Nos derivados de ácido benzóico (ácido conjugado), tanto a posição relativa de um 
grupo, quanto à importância relativa de seus efeitos indutivo e de ressonância 
(mesomérico), são importantes na determinação da acidez destes compostos. Considere 
os exemplos abaixo:
OH
OCH3
O
OCH3
O
OCH3
O
OCH3
H
O
OCH3
+
O
OCH3
Repulsão entre os pares eletrônicos
do oxigênio e o carbono carregado
negativamente.
O
OCH3
+
O
OCH3
H
O
OCH3
O
OCH3
O
OCH3
OH
OCH3
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Ambos os grupos m–Cl e m–OCH3 aumentam a acidez dos ácidos benzóicos quando 
localizados na posição meta, devido ao efeito indutivo de retirar elétrons (-I) dos grupos em 
questão, sendo o Cl um elétron-atrator mais efetivo que o metoxi.
Nos ácidos p–substituídos, os efeitos -I são opostos ao +M dos substituintes, como 
simbolizado pelas estruturas de ressonância listadas abaixo.
Para o átomo de cloro o efeito indutivo de atrair elétrons (-I) é mais forte que o efeito 
mesomérico de doar elétrons (+M), por isso o ácido m–clorobenzóico é mais ácido que o ácido 
p–clorobenzóico e, ambos são mais ácidos que o ácido benzóico. Para o grupo metoxi, ao 
contrário, o efeito indutivo de atrair elétrons (-I) é mais fraco que o efeito mesomérico de doar 
elétrons (+M), desta forma o ácido p–metoxibenzóico é mais fraco que o ácido benzóico e que 
seu isômero meta.
CO2H
X
CO2H
Y
XpKa
H 4,2
Cl 3,8
OCH3 4,1
Y pKa
H 4,2
Cl 4,0
OCH3 4,5
OCH3
CO2H
Cl
CO2H
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21
viii) Os ácidos sulfônicos são muito mais fortes que os ácidos carboxílicos, devido ao forte 
efeito indutivo de retirar elétrons (-I) do grupo sulfona (SO2) e a grande 
deslocalização de carga observada no íon sulfonato, bem maior que a observada no íon 
carboxilato. Como visto no exemplo abaixo.
O ácido benzenosulfônico e seus derivados são muito utilizados em síntese orgânica, 
como catalisadores ácidos (fortes), em alternativa ao ácido sulfúrico, pois, embora sejam ácidos 
fortes, os ácidos benzenosulfônicos não promovem reações colaterais (i.e., oxidação, 
sulfonação), características do ácido sulfúrico.
2) Acidez de grupos S–H 
Os tióis (R – SH) são ácidos mais fortes que álcoois correspondentes. Este fato pode ser 
entendido, considerando a ionização de cada uma das espécies, ocorrendo em duas etapas:
Embora a Segunda etapa seja energeticamente mais favorável para R–O. que R–S. , uma 
vez que o oxigênio é mais elétronegativo que o enxofre, isto é, o R–O., é bem mais reativo que o 
R S O
O
O
H R S O
O
O
+H R S O
O
O
R S O
O
O
R = Alquil ou Aril
R S H
R O H
R S
R O
H+
+ H
R S
R O
H
H
+
+
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R–S.; a primeira etapa é bem mais favorável para o tiol, uma vez que a ligação S–H (340 
KJ/Mol) é consideravelmente mais fraca que a ligação O–H (462 KJ/Mol) e este fator é 
extremamente importante para a energia livre de ionização. Além disso, podemos racionalizar 
este fato, pela melhor estabilização do ânion RS-, do que o RO-, uma vez que o átomo de enxofre 
é maior (mais polarizável), fato que favorece a dispersão da carga negativa e sua conseqüente 
estabilização.
3) Acidez de grupos N–H:
A ligação N–H é intrinsecamente menos ácida que a ligação O–H, uma vez que o átomo 
de nitrogênio é menos eletronegativo que o átomo de oxigênio e, ambos apresentam um tamanho 
parecido.
As carboxamidas são ácidos extremamente fracos em comparação com os ácidos 
carboxílicos. Como exemplo, sabemos que as amidas não se dissolvem em soluções alcalinas, 
enquanto os ácidos carboxílicos dissolvem com extrema facilidade nesses meios. Entretanto, 
assim como os ácidos sulfônicos são mais fortes que os ácidos carboxílicos, as sulfonamidas 
(RSO2NH2 e RSO2NHR’), são muito mais ácidas que as carboxamidas, fornecendo ânions 
altamente deslocalizados (estabilizados) por ressonância.
Embora as sulfonamidas não sejam ácidas o bastante para reagirem com NaHCO3 elas 
são dissolvidas em solução de NaOH. Este fato é utilizado para a separação de aminas primárias 
e secundárias, isto é, uma mistura destas aminas é posta a reagir com cloreto sulfonila, para a 
formação das sulfonamidas. Estas sulfonamidas são separadas, por sua vez, em função da 
presença de um hidrogênio ácido. Podemos ver no exemplo abaixo, que aminas primárias 
R S NH2
O
O
R S NH
O
O
+H R S NH
O
O
R S NH
O
O
R = Alquil ou Aril
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fornecem sulfonamidas com 1 hidrogênio ácido, enquanto que aminas secundárias, fornecem 
sulfonamidas sem este hidrogênio ácido. Por isso, que elas são separadas em solução de NaOH 
diluído.
A presença de dois grupos carbonila ligados ao N–H fornece um aumento na acidez 
comparado ao grupo sulfona. Desta forma, imidas (i.e., succinimida) não reagem com NaHCO3, 
mas são solúveis em solução de NaOH. A estrutura deslocalizada do ânion das imidas é o que 
causa a sua estabilidade. As imidas são muito utilizadas em métodos sintéticos para a formação 
de ligações C–N (i.e., na síntese de Gabriel).
N
O
O
H H + N
O
O
N
O
O
N
O
O
NH2
N
H
+ R S
O
O
Cl
+ R S
O
O
Cl
N S
O
O
R
H
N
S OO
R
R N
O O
R R N
O
R
O
R N
O
R
O
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4) Acidez de grupos C – H :
Considerando o átomo de carbono com hibridação sp3, notamos que a ligação C–H, é 
menos ácida que a ligação N–H, uma vez que o átomo de nitrogênio é mais eletronegativo que o 
carbono sp3. Porém, quando a hibridação do carbono é sp2 ou sp a sua eletronegatividade é 
aumentada devido ao aumento do caráter “s”, nos orbitais híbridos. Desta forma, a acidez da 
ligação C–H vai aumentando à medida que o caráter “s” do orbital híbrido aumenta.
Substância CH4 CH3CH3 CH2CH2 HCCH NH3
pKa 50 50 44 25 36
Como discutido anteriormente, podemos prever que a acidez da ligação C–H pode ser 
aumentada em função do aumento da eletronegatividade do átomo de carbono, ou em função do 
átomo de carbono estar ligado a um grupo que possa deslocalizar a carga formada após a 
desprotonação, como por exemplo, um grupo carbonila.
Quanto maior o número de grupos carbonila ligados a este carbono, maior será a 
possibilidade de estabilização por ressonância, conseqüentemente, mais ácida será a ligação C –
H, como pode ser visto nos exemplos abaixo.
O
H
H +
O O
O
H
O
H
O O O
O
H
pKa = 20 pKa = 9 pKa = 6
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EXERCÍCIOS COMPILADOS
01 - (UFF RJ/2009) Uma das propriedades importantes relacionadas às substâncias orgânicas é a 
sua acidez e basicidade, uma vez que com base nessa propriedade, purificam-se os compostos 
orgânicos.
Considerando as estruturas apresentadas, pede-se:
a) o nome oficial (IUPAC) das substâncias A e B;
b) a equação balanceada da reação de A e B com quantidade estequiométrica de NaOH;
c) a substância mais ácida dentre A e B. Justifique sua resposta;
d) o volume em mL de uma solução de NaOH 0,1 M que é necessário para reagir completamente 
com 10 g da substância B.
02 - (UEMS /2008) A tabela demonstra as constantes de ionização ácida de substâncias 
orgânicas em água a 25ºC.
A partir dos dados da tabela, é incorreto dizer que:
a) o ácido acético é o ácido mais fraco das substâncias listadas na tabela quando estas estão 
dissolvidas em água.
b) o etanol é o ácido mais fraco das substâncias listadas na tabela quando estas estão dissolvidas 
em água.
c) fenol é menos ácido que 2nitrofenol em água.
d) o ácido acético é o ácido mais forte das substâncias listadas na tabela quando estas estão 
dissolvidas no solvente polar.
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e) o etanol é o ácido mais fraco das substâncias listadas na tabela quando estas estão dissolvidas 
no solvente polar.
03 - (UFPR/2008) Considere a dissolução de 0,10 mol de cada um dos ácidos relacionados na 
tabela abaixo, separadamente, em 1,0 litro de água.
De acordo com as informações da tabela e com base nos conhecimentos sobre ácidos fracos e 
pH, compare os três ácidos entre si e considere as seguintes afirmativas:
1. O ácido acético pode ser considerado o ácido mais forte, pois apresenta o menor valor de Ka.
2. O ácido fluorídrico é um ácido inorgânico, que possui o maior valor de Ka; portanto, é o ácido 
mais forte.
3. A solução de ácido fórmico exibirá o menor valor de pH.
4. A solução de ácido acético apresentará o maior valor de pH.
Assinale a alternativa correta.
a) Somente a afirmativa 4 é verdadeira.
b) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras.
c) Somente as afirmativas 3 e 4 são verdadeiras.
d) Somente as afirmativas 2 e 4 são verdadeiras.
e) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são verdadeiras.
04 - (UNIFOR CE/2007) Considere a afirmação: “Um ácido forte desloca o mais fraco de 
seus sais”. Constantes de ionização de ácidos:
Ácido FórmulaKa
Acético CH3CO2H 1,8 x 10
-5
Bório HBO2.H2O 6,0 X 10
-10
Cianídrico HCN 5,0 x 10-10
Benzóico C6H5CO2H 6,0 x 10
-5
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Pelo exame dos dados acima, pode-se afirmar corretamente que ácido:
a) acético desloca o ácido benzóico do benzoato de potássio.
b) benzóico desloca o ácido cianídrico do cianeto de sódio.
c) bórico desloca o ácido acético do acetato de potássio.
d) cianídrico desloca o ácido bórico do borato de potássio.
e) bórico desloca o ácido benzóico do benzoato de sódio.
05 - (UEM PR/2007) Em um recipiente, são colocados 1,0 mol de ácido acético (Ka ≈ 10–5), 1 
mol de ácido cloroacético (Ka ≈ 10–3) e 0,5 mol de KOH. Considerando o sistema após atingido 
o equilíbrio, responda:
a) Quais substâncias serão encontradas no recipiente? E em que quantidades?
b) O KOH reage preferencialmente com um dos componentes presentes no recipiente. Qual é o 
efeito responsável por essa preferência? Escreva a fórmula estrutural dos dois ácidos orgânicos e 
mostre, por meio de setas, a atuação desse efeito.
06 - (UFU MG/2007) Considere os compostos de I a IV e seus respectivos pKa em água.
Com relação a esses compostos, é INCORRETO afirmar que:
a) II é mais ácido que I.
b) I é menos ácido do que a água.
c) II e III são os compostos de maior acidez.
d) IV é o composto menos ácido entre os demais.
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07 - (UFOP MG/2006) Abaixo encontram-se representadas as estruturas de alguns compostos 
orgânicos.
Considerando que a acidez desses compostos pode ser avaliada pela habilidade dos mesmos em 
ceder um próton (H+) para uma base, responda:
a) Qual desses compostos é o menos ácido? Justifique a sua escolha.
b) Qual desses compostos é o mais ácido?
c) Indique a fórmula estrutural da base conjugada do composto I.
08 - (UFSCAR SP/2005) O caráter ácido dos compostos orgânicos difere bastante um dos 
outros. Uma comparação da acidez pode ser feita por meio das estruturas e das constantes de 
ionização, Ka. Os valores das constantes ao redor de 10–42, 10–18 e 10–10 podem ser atribuídos, 
respectivamente, a:
a) fenóis, álcoois e alcanos. c) álcoois, fenóis e alcanos. e) alcanos, álcoois e fenóis.
b) fenóis, alcanos e álcoois. d) alcanos, fenóis e álcoois.
09 - (UFPE/2005) Analisando a tabela a seguir, com valores de constantes de basicidade, Kb, a 
25°C para diversas bases, podemos afirmar que:
a) a amônia é uma base mais fraca que o hidróxido de zinco.
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b) a anilina é a base mais forte.
c) a piridina e a amônia têm a mesma força básica.
d) a dimetilamina é a base mais forte.
e) a anilina é mais básica que a piridina.
10 - (UFES/2005) Um ácido carboxílico será tanto mais forte, quanto mais estável for sua base 
conjugada (carboxilato). A base conjugada é normalmente estabilizada pela presença de grupos 
retiradores de elétrons adjacentes à carbonila, que tendem a reduzir, por efeito indutivo, a 
densidade de carga sobre o grupo carboxilato. Baseado nessas afirmações, assinale a alternativa 
que apresenta o ácido mais forte:
a) CH3COOH b) ClCH2COOH c) ClCH2CH2COOH d) Cl2CHCOOH e) HCOOH
11 - (EFOA MG/2004) Com relação aos compostos representados abaixo, é INCORRETO 
afirmar que:
a) o composto III é um ácido mais fraco do que II.
b) o composto I é uma base de Lewis em função do par de elétrons não ligantes, no átomo de 
nitrogênio.
c) a reação entre II e hidróxido de sódio forma um sal de ácido carboxílico.
d) a dissolução de II em água resultará em uma solução com pH menor do que o da água pura.
e) de acordo com as regras da IUPAC, o nome do composto III é ácido cloroacético.
12 - (UFTM MG) Considere os seguintes compostos: I – Ácido etanóico; II – Água; III –
Etanol; IV – Fenol; V – Metano.
A ordem crescente de acidez desses compostos é:
a) V < III < II < IV < I c) II < IV < V < III < I e) I < II < III < IV < V
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b) V < IV < III < II < I d) II < V < III < IV < I
13 - (UFU MG) As aminas caracterizam-se por sua basicidade e natureza nucleofílica. Em 
relação às aminas, responda:
a) Qual é a origem da basicidade das aminas?
b) Quais são as fórmulas estruturais da trimetilamina e do ácido etanóico?
c) Qual é a equação química balanceada representativa da reação da trimetilamina com ácido 
etanóico?
14 – Qual e a base conjugada dos seguintes ácidos?
15 – Qual e o acido conjugado das seguintes bases?
16 – Liste os ácidos obtidos no exercício anterior em ordem crescente de acidez. Justifique.
17 – Coloque os compostos de cada grupo em ordem crescente de acidez. Justifique.
18 – Predizer a basicidade relativa entre o fluoreto de metila (CH3F), álcool metílico (CH3OH) e
metilamina (CH3NH2). Justifique.
19 – Indique quais são os ácidos e quais são as bases de Lewis nas seguintes reações.
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20 – Reescreva cada uma das seguintes reações usando flechas guias e indique todos os pares de 
elétrons não ligantes.
21 – Qual reação ira ocorrer se o álcool etílico for adicionado a uma solução de em amônia 
liquida?
23 – O acido fórmico possui um Ka de 1,77 x 10-4, qual será o seu valor de pKa? Qual será o 
valor de Ka de um acido que possui pKa = 13?
24 – O acido HA tem pKa = 20, o acido HB tem pKa = 10. (a) Qual ácido é mais forte? (b) Em 
uma reação ácido-base, para que lado o equilíbrio vai ser deslocado se for adicionado a uma 
solução de HB um sal de Na+ A-? Explique sua resposta.
25 – (a) Indique quais espécies nas seguintes equações atuam como um ácido ou como uma base 
de Bronsted-Lowry. (b) Diga se o equilíbrio tende para a esquerda ou para a direita.
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26 – Caracterize cada opção como nucleófilo ou eletrófilo:
(a) Br- (b) H+ (c) o nitrogênio na amônia (NH3) (d) o boro no borano (BH3)
27 – Seria (CH3)3N uma base mais forte ou mais fraca do que (CF3)3N? Justifique.
28 – Escreva todas as estruturas de ressonância das bases conjugadas dos ácidos descritos 
abaixo.
a) Acetilacetona b) Acetofenona c) 4-nitro-2-butanona d) p-nitrofenol
29 – Dada a estrutura do IBUPROFENO, pergunta-se:
a) Qual deve ser o pKa aproximado desta substância?
b) Em que pH de urina, o IBUPROFENO será eliminado mais rapidamente: 4,5; 6,0; 7,0 ou 8,0? 
Justifique sua resposta.
30 – A hidantoína apresentada abaixo, será solúvel ou não, em solução tampão pH = 7,4? 
Explique.
31 – Em qual dos valores de pH listados abaixo, a hidantoína da questão anterior, será mais 
hidrossolúvel? Escreva a estrutura formada neste pH, com as respectivas estruturas de 
ressonância.
a) 4,5 b) 6,5 c) 7,4 d) 9,5 e) 11,5
O
HO
IBUPROFENO
N
N
O
O
H
H pKa = 9 - 11
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32 – Coloque as substâncias descritas abaixo em ordem crescente de acidez dos prótons 
assinalados. Justifique sua resposta.
33 – Mostre como as espécies químicas do item (a) podem atuar como bases de Lewis em 
reações com HCl, e como as moléculas do item (b) podem atuar como ácidos de Lewis em 
reações com íon hidróxido.
a) CH3CH2OH; HN(CH3)2; P(CH3)3 b) H3C
+; B(CH3)3; MgBr2
34 – A seguir estão listados alguns valores de pKa para ácidos dicarboxílicos simples. Como 
você explica o fato de a diferença entre as constantes da primeira e da Segunda ionização 
decrescer quando os grupos carboxila se afastam?
Nome Estrutura pKa 1 pKa 2
Oxálico HO2CCO2H 1,2 4,2
Succínico HO2C(CH2)2CO2H 4,2 5,6
Adípico HO2C(CH2)4CO2H 4,4 4,4
35 – Coloque as anilinas listadas abaixo em ordem crescente de basicidade.H H
H
H
H
NH2
CF3
NH2
OH
NH2
NH2
NH2
CH3
NH2
NO2
NH2 N
H
N
a) b) c) d) e) f) g) h)
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36 – Coloque os fenóis listados abaixo em ordem crescente de acidez.
37 – Qual a ordem CRESCENTE de acidez entre as substâncias listadas abaixo? Justifique sua 
resposta.
OH
CF3
OH
OH
OH
NH2
OH
CH3
OH
NO2
a) b) c) d) e)
OHO
OCH3
OHO
Cl
OHO
OCH3
OHO
H
OHO
Cl
A B C ED