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Aula 2 Ácidos e Bases UFOP-ICEB-QUI-703 Química Orgânica para Ciências e Tecnologia de Alimentos Aula do dia 26 de setembro de 2016 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 ÁÁcido aceita um par de elcido aceita um par de eléétronstrons Base doa um par de elBase doa um par de eléétrons trons –– Lewis (1938)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 �Em Química Orgânica, um ácido de Lewis é chamado de Eletrófilo. �Em Química Orgânica, uma base de Lewis é chamado de Nucleófilo. 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 é 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 K a = 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 -9109H2SO45 -7107HCl4 01CF3CO2H3 4,751,76 x10-5CH3CO2H2 1610-16CH3CH2OH1 pKaKaEstruturaCompostoF o r ç a d o á c i 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 pKa do ácido conjugado (H2O) = 15,7 pKa do ácido conjugado (CH3CO2H) = 4,7 pKa do ácido conjugado (HCl) = -7 Base forteBase muito fraca OH −CH3CO2 −Cl − 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 i v 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: 10(H3C)3NH -50H3C-CH3sp3: 25% carácter s -10 5,2 pKa H3CC≡≡≡≡NH25HC≡≡≡≡CHsp: 50% carácter s 44H2C=CH2sp2: 33% carácter s ÁcidopKaÁcidoHibridação 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 INDUTIVOGRUPOS QUE EXERCEM EFEITO INDUTIVO Efeito indutivo (Efeito indutivo (--I):I): ““ATRAEM elATRAEM eléétronstrons”” para si afastandopara si afastando--os do os do carbono.carbono. Exemplos de grupos: Exemplos de grupos: --F; F; --ClCl; ; --OH; OH; --NONO22,; ,; --SOSO33H; H; --CC66HH55 Efeito indutivo (+I):Efeito indutivo (+I): ““EMPURRAM elEMPURRAM eléétronstrons”” para o carbono.para o carbono. Exemplos de grupos: Exemplos de grupos: --CHCH33; ; ––C(CHC(CH33))33; ; --CHCH22CHCH33; ; ––CH(CHCH(CH33))33 O efeito indutivo se propaga ao longo da ligação de toda a molécula, MAS A INTENSIDADE DIMINUE À MEDIDA QUE AUMENTA A DISTÂNCIA DO ÁTOMO OU GRUPO QUE O PROVOCA 10. Relação entre Estrutura e Acidez - efeito indutivo efeitos indutivos na carboxila de UM efeitos indutivos na carboxila de UM ÁÁCIDO ORGÂNICOCIDO ORGÂNICO --I: mais facilmente o I: mais facilmente o áácido soltarcido soltaráá o H, um o H, um áácido mais forte. cido mais forte. +I: mais dificilmente o +I: mais dificilmente o áácido soltarcido soltaráá o H, um o H, um áácido mais fraco.cido mais fraco. EXEMPLOS: Qual EXEMPLOS: Qual éé o o áácido mais fraco e o mais forte?cido 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)(1) (2)(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 efeitos indutivos na carboxila de UM ÁÁCIDO ORGÂNICOCIDO ORGÂNICO EXEMPLOS: Qual EXEMPLOS: Qual éé o o áácido mais fraco e o mais forte?cido mais fraco e o mais forte? (1)(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 carbocátion alílico 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
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