acidez e basicidade

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FUNDAMENTOS DE 
QUÍMICA ORGÂNICA 
E INORGÂNICA
Felipe Lange Coelho
Acidez e basicidade 
de compostos orgânicos
Objetivos de aprendizagem
Ao final deste texto, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
 „ Definir ácidos e bases orgânicas.
 „ Identificar sistemas biológicos ácidos e reações envolvidas.
 „ Exemplificar sistemas básicos e reações envolvidas.
Introdução
Uma das primeiras definições de acidez e basicidade foi proposta por 
Arrhenius, em 1884, e dizia que ácido é toda espécie que produz íons 
hidrogênio (H+) em água, ao passo que base é toda espécie que for-
nece íons hidroxila (OH-) em solução aquosa. Essa definição sucedeu 
um período em que a distinção entre ácidos e bases era realizada pela 
interpretação do seu gosto, em que os ácidos eram descritos como 
azedos e as bases lembravam o sabão (SHRIVER; ATKINS, 2008). Embora o 
conceito de Arrhenius seja historicamente relevante, visto que se baseou 
em concepções científicas, outros conceitos mais abrangentes surgiram 
décadas mais tarde e são atualmente empregados em discussões cien-
tíficas de acidez e basicidade.
Neste capítulo, você vai, inicialmente, estudar os conceitos de acidez e 
basicidade propostos por Bronsted-Lowry e por Lewis e verá como esses 
conceitos são aplicados na atribuição de características ácidas e básicas 
em compostos orgânicos. Adicionalmente, as forças ácida e básica serão 
estudadas, uma vez que um ácido ou base fraco ou forte pode exercer 
um papel diferente em processos químicos e biológicos. Em seguida 
serão abordados algumas reações e processos biológicos governados por 
ácidos e bases, contextualizando a importância de estudar esse assunto. 
Acidez e basicidade na química orgânica
As definições de acidez e basicidade que serão abordadas nesse capítulo foram 
propostas por Bronsted-Lowry e Lewis no mesmo ano (1923). Enquanto a 
primeira foca na transferência de próton (íon hidrogênio), a segunda baseia-se 
na interação de íon ou moléculas doadoras e aceptoras de pares eletrônicos. 
Inicialmente, o conceito proposto por Bronsted-Lowry foi mais aceito, sendo 
que as ideias de Lewis ganharam força, a partir da década de 30, racionalizando 
algumas reações que não eram explicadas pelo outro conceito.
Antes de iniciar a descrição do conceito proposto por Bronsted-Lowry, vale 
ressaltar que o nome próton será utilizado com sinônimo do íon hidrogênio 
(H+), visto que, quando o hidrogênio perde o elétron da camada de valência, 
resta somente o núcleo, que, no caso do hidrogênio, é um próton. Sendo assim, 
um ácido de Bronsted-Lowry é uma espécie que doa um próton, ao passo 
que uma base é uma espécie que recebe um próton. Considere o exemplo do 
vinagre, que é uma solução diluída de ácido acético. A dissolução do ácido 
acético em água, ilustrada pela Figura 1, resulta na doação de um próton do 
ácido acético para a água, gerando um íon hidrônio e um íon carboxilato. 
Nesse caso, a água atua como base, visto que é a espécie aceptora do próton 
(McMURRY, 2011).
Figura 1. Dissolução ácido acético em água.
Como a reação ácido-base é um equilíbrio, tanto a reação direta quanto a 
inversa ocorrem. Dessa forma, o íon carboxilato, formado após a doação do 
próton, é denominado de base conjugada e o íon hidrônio, de ácido conjugado. 
Pensando na reação inversa, o íon hidrônio (ácido conjugado) irá doar o próton 
e o íon carboxilato (base conjugada) irá recebê-lo, o que faz com que essa 
conjugação de ácido e base conjugada seja adequada.
Acidez e basicidade de compostos orgânicos2
A dissolução de fenol em água, ilustrada na Figura 2, sofre o mesmo 
processo discutido para a dissolução do ácido acético. O fenol (ácido) doa um 
próton e forma o íon fenolato (base conjugada), ao passo que a água (base) 
recebe o próton e forma o íon hidrônio (ácido conjugado) (McMURRY, 2011). 
Com isso, já foram apresentadas duas classes de compostos orgânicos que têm 
características ácidas, os álcoois e os ácidos carboxílicos.
Agora, observe a segunda reação ácido-base apresentada na Figura 2. A 
reação ocorre entre um íon amida (–NH
2
) e água, sendo que a transferência 
protônica ocorre da água para a amida. Assim, a amida (base) recebe o próton 
para formar a amônia (ácido conjugado). Esse segundo exemplo foi abordado 
para exemplificar o caráter anfótero da água, que pode atuar tanto como ácido 
quanto como base, dependendo das circunstâncias.
Figura 2. Caráter anfótero da água.
Se tanto o fenol quanto o ácido acético são ácidos de Bronsted-Lowry, se 
misturarmos os dois compostos, qual deles será o doado do íon hidrogênio (H+)? 
A resposta está na força de cada ácido. Os ácidos, tanto orgânicos quanto inorgâ-
nicos, diferem entre si na habilidade de doar H+, ao passo que, em determinados 
casos, a dissociação do ácido na sua base conjugada é completa e em outros 
casos é parcial. São os exemplos do ácido clorídrico (HCl) e do ácido acético. 
A dissociação do HCl é completa, o que o torna um ácido forte, enquanto que a 
dissociação do ácido acético é parcial, sendo este um ácido fraco (CAREY, 2011).
3Acidez e basicidade de compostos orgânicos
A força do ácido pode ser quantificada utilizando a constante de equilíbrio referente 
à reação de dissociação do ácido. Relembre a determinação de constantes de 
equilíbrio vista no curso de química geral e que será importante para a discussão 
da força ácida ou básica. Considere a reação genérica de dissociação de um ácido, 
ilustrada a seguir.
A constante de equilíbrio para essa reação pode ser expressa como:
Onde [H
3
O+], [A-], [HA] e [H
2
O] são as concentrações molares das respectivas espécies. 
Como as medidas de acidez são realizadas em sistemas diluídos, a concentração de água 
permanece constante durante a dissociação e é igual a 55,6 mol/L. Assim, podemos 
reescrever a constante de equilíbrio e determinar uma nova constante, denominada 
constante de acidez (K
a
), que é a constante de equilíbrio de dissociação multiplicada 
pela concentração molar da água.
No caso de ácidos fortes, a reação de dissociação é deslocada para a direita, fazendo 
com que as concentrações de H
3
O+ e A- sejam maiores que a de HA, portanto, o valor 
da constante é alto. Em contrapartida, para ácidos fracos, a dissociação é parcial e, 
geralmente, os valores de H
3
O+ e A- são inferiores em relação a HA. O valor de K
a
 para 
ácidos fracos é menor. Resumindo em números, a constante de acidez de ácidos fortes 
é em torno de 102-1010, enquanto que a de ácidos fraco é de 10-4-10-10.
Normalmente, a força de um ácido é expressa em termos do pK
a
 ao invés dos valores 
de K
a
. A equação para calcular o pK
a
 está descrita a seguir. Preste atenção, pois quanto 
maior o valor de K
a
, menor é o valor do pK
a
. Desse modo, um ácido forte tem pK
a 
pequeno, enquanto um ácido forte tem pK
a 
grande.
O quadro a seguir mostra alguns valores de pK
a
 para diversas classes de compostos 
orgânicos, bem como inorgânicos, em que é possível comparar as forças dos ácidos 
de acordo com os respectivos valores.
Ligação X-H pKa Ligação X-H pKa
56 19
(Continua)
Acidez e basicidade de compostos orgânicos4
Ligação X-H pKa Ligação X-H pKa
50 16
43 14
40 10
36 10
24 9
21 5
HCl -8
Fonte: Modificado de Carey (2011, p. 67).
Com base nos conceitos de força dos ácidos e nos valores de pKa, você 
pode responder à pergunta referente à dissociação do fenol e do ácido acético, 
quando misturados. O pKa do ácido acético é 4,7 e do fenol é 9,6, portanto, a 
maior acidez do ácido acético faz com que ele seja a espécie doadora de próton.
Seguindo a definição de Bronsted-Lowry, os ácidos orgânicos podem ser 
agrupados em dois tipos. O primeiro já foi apresentado e se refere aos compostos 
que apresentam o hidrogênio ácido ligado a um átomo de oxigênio,como nos 
álcoois e ácidos carboxílicos. O segundo caso refere-se aos compostos que 
apresentam hidrogênio ligado a carbono em posição vizinha a uma carbonila, 
como em cetonas. A Figura 3 ilustra a dissociação da acetona, em que o 
hidrogênio ácido está destacado (CLAYDEN; GREEVES; WARREN, 2001).
(Continuação)
5Acidez e basicidade de compostos orgânicos
A acidez desses hidrogênios em compostos carbonílicos se deve ao fato 
de a base conjugada formada ser estabilizada pela movimentação eletrônica 
em que a carga negativa passa do carbono ao oxigênio. A localização da carga 
negativa em um átomo mais eletronegativo confere maior estabilidade ao 
produto formado. Apesar de o quadro anterior ilustrar alguns valores de pKa 
para compostos que contém o grupo carbonila, a Figura 3 apresenta os valores 
médios de pKa para algumas classes de compostos carbonílicos.
Figura 3. Acidez de compostos carbonílicos.
As bases orgânicas são caracterizadas pela presença de um átomo com 
pares de elétrons não ligantes que podem se ligar ao íon hidrogênio. A classe 
mais comum de compostos orgânicos que apresenta essa característica é a das 
aminas. A Figura 4 apresenta a ordem de basicidade entre aminas primárias, 
secundárias e terciárias. De um modo geral, as aminas secundárias são as 
mais básicas, seguido pelas primárias e terciárias. As aminas terciárias têm 
menor basicidade porque os substituintes ligados ao nitrogênio dificultam a 
interação do par de elétrons não ligante com o próton. Assim, como o par de 
elétrons está menos disponível para receber o próton, a basicidade diminui. 
Na química orgânica, as aminas, como a trietilamina (um líquido incolor), 
Acidez e basicidade de compostos orgânicos6
recebem destaque sendo empregadas em diversas reações com a função de 
solvente e base da reação (McMURRY, 2011).
Figura 4. Distinção da basicidade das aminas primárias, secundárias e terciárias.
Da mesma maneira que as aminas são básicas em razão do par de elétrons 
não ligante do nitrogênio, os compostos contendo oxigênio também podem 
ser básicos. Cabe lembrar o caso entre o metanol e o ácido acético, em que 
a espécie aceptora do próton foi o oxigênio do álcool. O mesmo ocorreria 
com a acetona, protonando o oxigênio do grupo carbonila. Resumindo, os 
compostos oxigenados podem ser básicos na presença de outras espécies que 
têm maior força ácida.
Mesmo que as definições de Bronsted-Lowry sejam bastante úteis para 
atribuir as características ácidas e básicas de compostos orgânicos, as definições 
de Lewis são mais abrangentes, sendo que englobam as definições anteriores 
e não se restringe a reações ou compostos nos quais existe a transferência de 
próton de uma espécie para a outra. Segundo Lewis, um ácido é uma espécie 
que aceita um par de elétrons, ao passo que uma base é espécie que doa um 
par de elétrons. Em outras palavras, um ácido de Lewis é uma espécie que tem 
um orbital vazio que irá interagir com o orbital preenchido de outra espécie, 
a base (Figura 5).
Figura 5. Ilustração de ácido e base de Lewis.
Fonte: Adaptada de McMurry (2011).
A B — AB +
Orbital
preenchido
Base
de Lewis
Ácido
de Lewis
Orbital
vazio
7Acidez e basicidade de compostos orgânicos
Pense em como a definição de Lewis explica o fato de o íon H+ ser ácido e 
uma amina ser básica, visto que a amônia (NH
3
) é protonada na presença de 
H+ formando o amônio (NH
4
+). O H+ apresenta o orbital 1s vazio e o amônio 
apresenta um dos orbitais hibridizados sp3 preenchido. Dessa forma, a interação 
entre os orbitais forma a nova ligação. A definição de Lewis também explica a 
interação entre o trifluoreto de boro e a trimetilamina. A reação está ilustrada 
na Figura 6 e ocorre de forma que o orbital preenchido da amina interage com 
o orbital vazio do boro, levando à formação de um aduto.
Para não haver confusão entre as duas definições, considera-se que um 
ácido de Bronsted-Lowry é formado por um ácido de Lewis H+ e uma base 
de Lewis A-, sendo que é considerado que um ácido de Bronsted tem a 
acidez de um ácido de Lewis em vez de dizer que um ácido de Bronsted 
é um ácido de Lewis. Em contrapartida, toda base de Bronsted é uma base 
Lewis (SHRIVER; ATKINS, 2008). Nesse sentido, considera-se também que 
compostos oxigenados podem atuar como base de Lewis, uma vez que têm 
orbitais preenchidos.
Os cátions metálicos também são considerados ácidos de Lewis, como 
Mg+2 e Fe+2, e também podem interagir com bases de Lewis orgânicas. É o 
que ocorre na hemoglobina e na clorofila, que serão discutidas na próxima 
seção. Por mais que a discussão da acidez e da basicidade dos compostos 
orgânicos seja, geralmente, mais embasada nos conceitos de Bronsted-Lowry, 
as definições de Lewis são muito importantes para a compreensão de diversos 
sistemas biológicos e serão exploradas a seguir. 
Acidez e basicidade em sistemas biológicos
Se a importância das enzimas é bem consolidada no funcionamento dos or-
ganismos vivos, a acidez e a basicidade, no meio biológico, seguem o mesmo 
caminho. Diversas enzimas dependem da acidez do meio para desempenharem 
o seu papel. Para isso, as células secretam ácidos e bases para ajustar o pH 
ideal de funcionamento dessas enzimas. Por exemplo, o processo digestivo no 
estômago ocorre em meio ácido, sendo que essas são as condições para ocorrer 
a digestão. A pepsina, uma enzima que fragmenta as proteínas, depende desse 
meio ácido para o seu perfeito funcionamento. Por outro lado, quando o ácido 
do estômago entra no intestino fino, ele precisa ser rapidamente neutralizado, 
visto que as enzimas que atuam no intestino necessitam de meio básico para 
funcionarem. Nesse caso, o pâncreas secreta bases fortes para a neutralização 
efetiva do pH.
Acidez e basicidade de compostos orgânicos8
Da mesma forma, a presença de compostos ácidos e básicos é bastante 
presente na natureza. Dentre os ácidos, a classe dos ácidos carboxílicos 
recebe destaque, em que se pode contextualizar com o ácido acético, prin-
cipal componente do vinagre, o ácido butanoico, responsável pelo odor de 
ranço à manteiga, o ácido caproico, responsável pelo cheiro característico 
das cabras e também de meias sujas, os ácidos cólicos, presentes na bile 
humana, e os ácidos alifáticos de cadeia longa, que são as gorduras e os 
lipídeos (McMURRY, 2011)
As bases orgânicas compreendem um número grande de compostos 
contendo nitrogênio na sua estrutura. Esses compostos pertencem à classe 
das aminas. Historicamente, as primeiras bases utilizadas na química or-
gânica eram extraídas de plantas e conhecidas como álcali vegetal, hoje 
denominadas alcaloides. A estrutura variada dos alcaloides, desde compostos 
mais simples até a estrutura mais complexa, confere ampla funcionalidade 
a eles. A metilamina (CH
3
NH
2
), análoga da amônia, em que um hidrogênio 
é substituído por uma metila, é responsável pelo odor de peixe podre. Daí 
surge a explicação do porquê o suco de limão (ácido) atenua o cheiro do 
peixe. Ocorre uma reação ácido-base que transforma a metilamina em um 
sal orgânico (McMURRY, 2011).
Alcaloides mais complexos estão difundidos na natureza e têm proprie-
dades biológicas interessantes. Algumas dessas bases naturais são agentes 
farmacêuticos como a atropina e a papaverina, agentes antiespasmódicos. 
Da mesma forma que são remédios, também podem ser venenos, como é o 
caso da coniina, presente no chá de cicuta, que causou a morte de Sócrates na 
Grécia antiga. Diversos anestésicos e estimulantes do sistema nervoso central 
(SNC) são exemplos de alcaloides. Dentre os mais conhecidos estão a cocaína, 
a morfina, a nicotina e a cafeína. 
A Figura 6 apresenta a estrutura da reserpina, bem como da coniina, da 
nicotina e da cafeína. Os alcaloides são insolúveis em água na forma neutra, 
porém, em meio ácido, os nitrogênios são protonados (mesmocomportamento 
de uma base de Bronsted-Lowry) e, na forma de amônio, os compostos passam 
a ser hidrossolúveis (NELSON; COX, 2014).
9Acidez e basicidade de compostos orgânicos
Figura 6. Estruturas de alcaloides.
Fonte: Adaptada de Molekuul_be/Shutterstock.com.
Reserpina Nicotina
Coniina
Cafeína
Na seção anterior, foi abordado que cátions metálicos são ácidos de Lewis. 
Nos casos da clorofila, presente nas plantas, e da hemoglobina, proteína res-
ponsável pelo transporte do oxigênio do pulmão para os tecidos, há a formação 
de um sistema ácido-base de Lewis em que, respectivamente, o magnésio (II) 
e o ferro (II) são ácidos, enquanto as porfirinas, macrociclos nitrogenados 
ilustrados na Figura 7, são as bases de Lewis do sistema.
Figura 7. Sistemas ácido-base de Lewis. À esquerda está a estrutura da clorofila e, à direita, 
a da hemoglobina.
Fonte: Adaptada de Chromatos/Shutterstock.com; Raimundo79/Shutterstock.com; e Molekuul_be/
Shutterstock.com.
Clorof ila A Clorof ila B
Acidez e basicidade de compostos orgânicos10
O transporte de oxigênio pela hemoglobina envolve outra reação ácido-
-base. O oxigênio se liga (a expressão correta é se coordena) ao ferro, em que 
o O
2 
é a base de Lewis e o Fe+2 continua sendo o ácido de Lewis. Veja que o 
ferro (II) é o ácido de Lewis tanto para a porfirina quanto para o oxigênio. 
Para o transporte de CO
2
, a coordenação não ocorre com o metal, mas com 
as cadeias da proteína (SHRIVER; ATKINS, 2008).
O DNA também pode apresentar interações ácido-base como na hemo-
globina. Em resumo, as reações ácido-base estão presentes na química dos 
seres vivos, em que são levadas em consideração desde o planejamento da 
solubilidade de um fármaco até o modo de extração de um produto natural 
de uma planta de interesse.
CAREY, F. A. Química orgânica. 7. ed. Porto Alegre: Penso, 2011. v. 1.
CLAYDEN, J.; GREEVES, N.; WARREN, S. Organic Chemistry. Oxford: Oxford University 
Press, 2001. 
McMURRY, J. Química orgânica. 7. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2011.
NELSON, D. L.; COX, M. M. Princípios de bioquímica de Lehninger. 6. ed. Porto Alegre: 
Artmed, 2014. 
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química inorgânica. 4. ed. Porto Alegre: Bookman, 2008. 
Leitura recomendada
CAMPBELL, M. K.; FARRELL, S. O. Bioquímica. 3 ed. Porto Alegre: Artmed, 2001.
11Acidez e basicidade de compostos orgânicos
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