Ácidos e Bases Orgânicos

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Química Orgânica 
 
 
 
 
ÁCIDOS E BASES ORGÂNICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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SUMÁRIO 
 
Introdução .......................................................................................................................................3 
Objetivos ..........................................................................................................................................3 
Conceitos .........................................................................................................................................3 
Definição de Ácidos e Bases Orgânicas ........................................................................................3 
pH e pKa ...........................................................................................................................................4 
O efeito da estrutura no pKa .........................................................................................................6 
Exercícios .........................................................................................................................................7 
Gabarito ...........................................................................................................................................7 
Resumo ............................................................................................................................................8 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Introdução 
 
Nesta aula estudaremos os ácidos e bases, além de explicar as definições e 
influência do pH e pKa. 
 
Objetivos 
 
• Compreender o que são ácidos e bases. 
• Aprender sobre pH e pKa. 
• Correlacionar pH e pKa com compostos ácidos ou básicos. 
 
Conceitos 
 
Nesse material, vamos entender o que são ácidos e bases e suas principais 
funções. Além disso, vamos compreender como podemos relacionar os pH e pKa 
com as características ácidas e básicas. 
 
Definição de Ácidos e Bases Orgânicas 
 
Existem várias definições para ácidos e bases. A primeira, estabelecida por 
Arrhenius, que determinava que ácido era toda substância que em solução aquosa 
liberava o íon H+, já a base liberava o íon OH-. Outra definição, essa um pouco mais 
abrangente é a de Bronsted-Lowry, que define que qualquer espécie que tem um 
hidrogênio pode potencialmente agir como um ácido e qualquer substância que 
possui um par de elétrons livres pode potencialmente agir como uma base. 
Na reação seguinte, o ácido clorídrico (HCl) satisfaz a definição de Bronsted-
Lowry de um ácido porque ele doa um próton para a água. A água satisfaz a 
definição de uma base porque ela aceita um próton do HCl. Na reação inversa, H3O+ é 
um ácido porque ele doa um próton para o Cl-, e Cl- é uma base porque aceita um 
próton de H3O+. 
HCl + H2O H3O
+
+ Cl
-
ácido base ácido base 
 Quando uma substância perde um próton, a espécie resultante é chamada de 
sua base conjugada. Assim, Cl- é a base conjugada de HCl e H2O é a base conjugada 
de H3O+. Portanto, HCl é o ácido conjugado de Cl- e H3O+ é o ácido conjugado de H2O. 
 Na reação que envolve amônia e água, a amônia (NH3) é a base porque ela 
aceita um próton e a água é o ácido porque doa um próton. Assim, HO- é a base 
conjugada de H2O e +NH4 é o ácido conjugado de NH3. Na reação inversa, o íon 
amônio (+NH4) é um ácido porque doa um próton, e o íon hidróxido (HO-) é uma base 
porque aceita um próton. 
NH3+H2O NH4
+
+ HO
-
ácido base ácido base 
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 Outra definição, um pouco mais abrangente que a de Bronsted-Lowry, é a 
Lewis, que definiu um ácido como uma espécie que aceita um par de elétrons e uma 
base como uma espécie que doa um par de elétrons. Todos os ácidos doadores de 
prótons se enquadram na definição de Lewis porque perdem um próton e o próton 
aceita um par de elétrons. Alguns compostos que se enquadram nessa definição, e 
que não se enquadravam nas outras, por exemplo, são o cloreto de alumínio (AlCl3) 
e trifluoreto de boro (BF3) que são considerados ácidos porque têm orbitais de 
valência incompletos e podem aceitar um par de elétrons. Essas substâncias reagem 
com uma substância que tem pares de elétrons livres como um próton reage com a 
amônia, mas elas não são doadoras de prótons. 
 
Figura 1: Definição de ácido e base de Lewis 
 
Figura 2: Ácidos e Bases de Lewis 
 
pH e pKa 
 
O pH de uma solução indica a concentração de íons hidrônio (H3O+) solução. 
3logpH H O
+ = −   
Soluções ácidas têm valores de pH menores que 7; soluções básicas têm pH 
maior que 7. Desta forma a escala de pH é usada para descrever a acidez de uma 
solução. 
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O pKa é característico de uma substância particular, ele indica a tendência da 
substância em doar seus prótons. 
Quando um ácido forte como ácido clorídrico é dissolvido em água, quase 
toda a molécula se dissocia (quebra em íons), o que significa que os produtos são 
favorecidos no equilíbrio. Quando um ácido muito fraco, como ácido acético, é 
dissolvido em água, poucas moléculas se dissociam, então os reagentes são 
favorecidos no equilíbrio. 
A indicação de se uma reação reversível favorece reagentes ou produtos no 
equilíbrio será dada pela constante de equilíbrio da reação, Keq. 
HA + H2O H3O
+
+ A
- 
  
3
2
H O A
Keq
H O HA
+ −      =
 
O grau ao qual um ácido (HÁ) se dissocia é normalmente determinado em 
uma solução diluída, de modo que a concentração da água fica praticamente 
constante. A expressão de equilíbrio, portanto, pode ser reescrita usando uma nova 
constante chamada constante de dissociação ácida, Ka. 
 
 
3
2
H O A
Ka Keq H O
HA
+ −      = =
 
A constante de dissociação ácida é a constante de equilíbrio multiplicada 
pela concentração molar da água (55,5M). Quanto maior a constante de dissociação 
do ácido maior sua maior tendência em liberar um próton. Cloreto de hidrogênio, 
com uma constante de dissociação ácida de 107, é um ácido mais forte que ácido 
acético, com uma constante de 1,74x10-5. Por conveniência, a força de um ácido é 
geralmente indicada pelo seu valor de pKa no lugar de seu valor de Ka, onde: 
logpKa Ka= − 
O pKa do cloreto de hidrogênio é -7 e do ácido acético, um ácido bem mais 
fraco, é 4,76. Observe que quanto menor o pKa, mais forte é o ácido. A menos que 
sob outros aspectos estabelecidos, os valores de pKa neste texto indicam a força do 
ácido em água. 
Ácido muito forte pKa < 1 
Ácidos moderadamente fortes pKa = 1 – 5 
Ácidos fracos pKa = 5 -15 
Ácidos extremamente fracos pKa > 15 
 
 
 
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O efeito da estrutura no pKa 
 
A força de um ácido esta relacionada com a estabilidade de sua base 
conjugada, que é formada quando um ácido libera o seu próton. Quanto mais 
estável a base, mais forte é seu ácido conjugado, e quanto mais fraca a base, mais 
forte é o seu ácido conjugado. 
Ácidos formados com elementos químicos de um mesmo período da tabela 
periódica serão tanto mais ácidos quanto maior for a eletronegatividade do 
elemento ligado ao hidrogênio. Já quando temos átomos de tamanho diferentes o 
tamanho do átomo é mais importante que sua eletronegatividade, determinando 
como este suporta a carga negativa. Por exemplo, quando descemos em uma coluna 
da tabela periódica, os elementos aumentam e as eletronegatividades diminuem, 
porém, a estabilidade da base aumenta, de modo que a força do ácido conjugado 
aumenta. Assim, HI é o ácido mais forte dos haletos de hidrogênio, mesmo que o 
iodo seja o halogênio menos eletronegatividade. 
Em resumo, quandopercorremos o período da tabela períodica, os orbitais 
têm aproximadamente o mesmo volume, por isso é a eletronegatividade do 
elemento que determina a estabilidade da base, e, assim, a acidez do próton ligado 
àquela base. Quando descemos em uma coluna da tabela periódica, os volumes dos 
orbitais aumentam. O aumento em volume leva a densidade eletrônica do orbital a 
diminuir. A densidade eletrônica do orbital é mais importante que a 
eletronegatividade na determinação da estabilidade da base, portanto, a acidez de 
seu ácido conjugado. Isto é, quanto menor a densidade eletrônica, mais estável é a 
base conjugada e mais forte é seu ácido conjugado. 
Segue abaixo os valores de pKa de alguns ácidos orgânico, sendo que nesses caso o R 
é usado quando o ácido carboxílico ou amina em particular, não é especificada. 
Figura 3: pKa de diversas classes orgânicas 
 
 
 
 
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Exercícios 
 
1. (BRUICE) Dê o ácido conjugado de cada substância a seguir: 
a. NH3 
b. Cl- 
c. HO- 
d. H2O 
 
2. (BRUICE) Resolva: 
a. Qual o ácido mais forte, um com pKa de 5,2 ou um com pKa de 5,87? 
b. Qual é o ácido mais forte, um com uma constante de dissociação ácida de 
3,4x10-3 ou um com uma constante de dissociação ácida de 2,1x10-4? 
 
3. (BRUICE) Qual é o ácido mais forte? 
CH3(CH)FCH2OH ou CH3(CH)BrCH2OH 
 
Gabarito 
 
1. Para resolvermos essa questão, precisamos colocar em prática nosso 
conhecimento sobre ácido e bases orgânicas. Quando uma substância perde 
um próton, a espécie resultante é chamada de sua base conjugada. 
a. Na reação que envolve amônia e água, a amônia (NH3) é a base porque ela 
aceita um próton e a água é o ácido porque doa um próton. Portanto, +NH4 é 
a base conjugada da amônia. 
b. Quando uma substância perde um próton, a espécie resultante é chamada 
de sua base conjugada. Assim, Cl- é a base conjugada de HCl e H2O é a base 
conjugada de H3O+. Portanto, HCl é a base conjugada de Cl-. 
c. Na reação que envolve amônia e água, a amônia (NH3) é a base porque ela 
aceita um próton e a água é o ácido porque doa um próton. Assim, HO- é a 
base conjugada de H2O. Portanto, H2O é a base conjugada de OH-. 
d. Quando uma substância perde um próton, a espécie resultante é chamada 
de sua base conjugada. Assim, Cl- é a base conjugada de HCl e H2O é a base 
conjugada de H3O+. Portanto, H3O+ é a base conjugada da água. 
2. Para resolvermos essa questão, precisamos colocar em prática nosso 
conhecimento sobre ácido e bases orgânicas, mais precisamente sobre o pKa. 
a. Sabemos que quanto menor o pKa, mais forte é o ácido. Assim, o composto 
com pKa=5,2 é o ácido mais forte. Portanto, o ácido com pKa = 5,2 é mais 
forte. 
b. Sabemos que quanto maior a constante de dissociação, mais forte é o 
ácido. Então o composto com a constante de dissociação de 3,4x10-3 é o ácido 
mais forte. Portanto, o ácido com constante de dissociação de 3,4x10-3 é o 
mais forte. 
3. Para resolvermos essa questão, precisamos colocar em prática nosso 
conhecimento sobre ácido e bases orgânicas. Quando você é questionado a 
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comparar dois itens, preste atenção em como eles diferem, ignore onde eles 
são iguais. Essas duas substâncias diferem apenas no átomo de halogênio, 
que é ligado ao carbono do meio da molécula. Como o flúor é mais 
eletronegativo que o bromo, há um grande efeito indutivo por retirada de 
elétrons do átomo de oxigênio na substância fluorada. A substância 
fluorada, portanto, terá a base conjugada mais estável, portanto será o 
ácido mais forte. 
 
Resumo 
 
Definição de Ácidos e Bases Orgânicas 
Na definição de Bronsted-Lowry, um ácido é uma espécie que doa um próton, 
e base é uma espécie que aceita um próton. Já na de Lewis, o ácido é o composto 
que recebe par de elétrons enquanto a base é o que doa o par de elétrons. 
 
pH e pKa 
• Quanto maior o pKa, menos ácido é o composto. 
• O pH de uma solução indica a concentração de íons hidrogênio carregados 
positivamente na solução. Quanto menor o pH, mais ácida é a solução. 
O efeito da estrutura no pKa 
A força de um ácido é determinada pela estabilidade de sua base conjugada, 
que é formada quando um ácido libera o seu próton. Quanto mais estável a base, 
mais forte é seu ácido conjugado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Referências 
BRUCE, P. QUÍMICA ORGÂNICA, V.1., 4º EDIÇÃO, SÃO PAULO, 2001. PG.39-49.