Propriedades físico-químicas dos compostos orgânicos TEMA2

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DESCRIÇÃO
Interações intermoleculares e sua importância para as
definições das propriedades físico-químicas dos compostos. Os
conceitos de ácidos e bases contextualizados com os princípios
teóricos de reações e de características das moléculas
biológicas.
PROPÓSITO
Compreender as diferentes interações entre moléculas e suas
características físico-químicas, além dos conceitos de ácidos e
bases fundamentais para reações orgânicas, bem como suas
aplicações em diversos fenômenos da natureza, da indústria,
da medicina e da agronomia.
OBJETIVOS
MÓDULO 1
Descrever as interações intermoleculares e a importância para
as propriedades físicas e químicas da matéria, relacionando
esses conceitos com as interações que as biomoléculas
realizam nos organismos
MÓDULO 2
Definir as principais propriedades intrínsecas dos compostos e
os fatores estruturais que as influenciam
MÓDULO 3
Reconhecer as aplicações das teorias de ácidos e bases aos
compostos orgânicos
INTRODUÇÃO
Tudo que nos cerca é composto por átomos e moléculas.
Desde um grão de areia, passando pelo ar que respiramos e
até mesmo os animais são “feitos” por essas partículas
microscópicas. Mas podemos notar que os diferentes tipos de
matéria possuem características distintas. Por exemplo, nas
Condições Normais de Temperatura e Pressão-CNTP,
encontramos o oxigênio que respiramos em fase gasosa, a
água que bebemos no estado líquido e as pedras no estado
sólido.
Para explicar essas diferenças, é preciso entender sobre a
composição molecular desses materiais, sobre as interações
que essas moléculas realizam entre si e com outras moléculas,
além de suas propriedades físico-químicas.
Esse entendimento nos permite compreender como ocorrem as
interações físicas e químicas em um organismo vivo, por
exemplo. Através do domínio dos conceitos de acidez e
basicidade, podemos entender uma série de fenômenos
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biológicos, além de prever e/ou realizar uma série de reações
para a produção de novas moléculas para aplicações distintas.
MÓDULO 1
 Descrever as interações intermoleculares e a
importância para as propriedades físicas e químicas da
matéria, relacionando esses conceitos com as interações
que as biomoléculas realizam nos organismos
CONDIÇÕES NORMAIS DE
TEMPERATURA E PRESSÃO-
CNTP
As condições normais de temperatura e pressão - CNTP
referem-se à condição experimental com temperatura e
pressão de 273,15 K (0°C) e 101325 Pa (1 atm),
respectivamente.
INTERAÇÕES
MOLECULARES
A matéria é composta por átomos que podem formar
moléculas. Segundo o modelo atômico mais aceito atualmente
(Schrödinger), o átomo possui o núcleo, que abriga os prótons
e os nêutrons, e a eletrosfera, uma espécie de nuvem onde
estão situados os elétrons. Já as moléculas são um conjunto de
átomos, iguais ou diferentes, unidos por meio de ligações
químicas. São eletronicamente neutras e consistem na menor
unidade que representa uma substância química. Quando
esses átomos ou moléculas estão carregados de forma positiva
ou negativa, denominamos essas partículas de íons.
Diferentes compostos são formados por moléculas distintas e,
em alguns casos, apresentam propriedades físicas
completamente discrepantes entre si, pois essas características
são fortemente dependentes da composição química. Para
entender esse assunto, inicialmente vamos tratar dos três
estados físicos da matéria e suas características: gasoso,
líquido e sólido.
Gasoso Líquido Sólido
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 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a
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GASOSO
Os gases são compressíveis e se espalham ocupando todo
o espaço disponível. Nesse caso, as moléculas são
amplamente espaçadas. Há movimento aleatório e as
atrações entre as moléculas são fracas.
LÍQUIDO
Os líquidos são praticamente incompressíveis, porém
mudam de forma de acordo com o recipiente, mas com
volume constante. As moléculas são agrupadas, mas
geralmente com pouca ordem espacial. Há movimento entre
as moléculas e as forças atrativas intermoleculares são
relativamente fortes.
SÓLIDO
Os sólidos são incompressíveis, de volume e forma
constantes. As moléculas são firmemente agrupadas e
organizadas. As fortes atrações entre as moléculas as
mantêm imobilizadas e frequentemente formando redes
cristalinas.
Ao examinar a Figura 1, podemos notar que, nos três estados
físicos da matéria, há diferença na forma de agrupamento das
moléculas e na distância entre elas. No estado gasoso, as
moléculas são mais espaçadas e se atraem com uma força de
baixa intensidade. Já no líquido essa atração é de maior
intensidade e há uma proximidade maior entre as moléculas.
Por fim, no estado sólido, há uma fortíssima intensidade de
atração e as moléculas estão firmemente agrupadas.
Mas que forças são essas que promovem essa atração
entre as moléculas? Quais as intensidades delas? Como
quebrá-las?
 
Imagem: Shutterstock.com, adpatada por Lerik Lopes
 Figura 1. Agrupamento molecular e as forças das atrações
nas propriedades físicas de uma substância.
ATRAÇÕES
INTERMOLECULARES
Atrações intermoleculares são aquelas que ocorrem entre
diferentes moléculas e em geral são comparativamente fracas
em relação às atrações intramoleculares, como as ligações
covalentes, que são as ligações químicas internas que mantêm
a integridade das moléculas.
Nesta seção, vamos abordar com mais detalhes as forças
intermoleculares, que são de diversos tipos, mas todas com o
mesmo princípio em comum: surgem das atrações entre cargas
elétricas opostas. Essas forças quando tratadas em conjunto
são chamadas de forças de van der Waals.
Vamos focar a atenção nos tipos mais comumente atuantes em
moléculas orgânicas:
1. Forças dipolo-dipolo
2. Ligações de hidrogênio
3. Forças de dispersão
4. Forças de atração envolvendo espécies iônicas
INTERAÇÕES
INTERMOLECULARES
O especialista Daniel Simas fala sobre as principais forças de
van der Waals que regem as interações entre diferentes
substâncias: atrações dipolo-dipolo, ligação de hidrogênio,
forças de London (Dipolo induzido), atrações íon-dipolo e íon-
dipolo induzido. Explica ainda quais destas forças são mais
atuantes em compostos orgânicos e apresenta exemplos
práticos desses fenômenos.
FORÇAS DO TIPO DIPOLO-
DIPOLO
A maior parte dos compostos orgânicos não apresenta caráter
iônico, mas apresentam um momento dipolo permanente que
é resultante da distribuição não uniforme dos elétrons. Essa
não uniformidade gera regiões que possuem carga parcial
positiva ou negativa de acordo com a molécula. Seguindo o
princípio de que cargas opostas se atraem, essas moléculas
tendem a se ordenar de maneira que promovam a aproximação
de extremidades positivas de uma molécula a extremidades
negativas de outra molécula. Esse tipo de atração é
denominado atração dipolo-dipolo.
Devido a essas forças diminuírem rapidamente com o aumento
da distância, elas são mais presentes nos estados líquido e
sólido, sendo consideradas de baixa intensidade quando
comparadas com uma ligação intramolecular covalente (1/4 da
força de uma ligação covalente).
A acetona, por exemplo, um solvente orgânico bastante usado
por profissionais da beleza (manicures), possui uma carbonila
altamente polarizada, que produz um dipolo permanente nessa
molécula. Note no modelo de potencial eletrostático (Figura 2)
que as extremidades parcialmente positivas e negativas são
orientadas de modo a se aproximarem umas das outras.
 
Imagem: SOLOMONS; FRYHLE, 2012. v. 1, p. 76. adaptada
por Lerik Lopes
 Figura 2 - Modelo de potencial eletrostático para a molécula
de acetona.
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
Existe um tipo de interação do tipo dipolo-dipolo de alta
intensidade que ocorre entre hidrogênios ligados a átomos
eletronegativos e pequenos (oxigênio, nitrogênio e flúor). Essa
força de atração é denominada ligação de hidrogênio, com
energias de dissociação entre 4-38 kJ mol-1. São consideradasfracas quando comparadas com ligações covalentes, porém
muito mais fortes do que as ligações dipolo-dipolo
convencionais.
A água possui ponto de ebulição (PE) de 100°C o que acontece
por conta da existência das ligações de hidrogênio. A Figura 3a
demonstra a organização de moléculas de água associadas
através das interações entre os hidrogênios de uma molécula e
os oxigênios das outras. Note que há o alinhamento entre elas,
de forma que os pares de elétrons livres dos oxigênios atraiam
hidrogênios de outras moléculas de água. Esse tipo de atração
torna as moléculas mais unidas entre si, elevando a energia
necessária para elas evaporem. Cálculos teóricos indicam que
sem a atuação das ligações hidrogênio, o PE da água seria de
aproximadamente -80°C. Então, sem esse tipo de interação, a
água não existiria como líquido nas CNTP e, muito
provavelmente, o modelo de existência de vida que
conhecemos hoje, que é baseado na presença de água, não
seria possível.
As ligações de hidrogênio ocorrem nos estados líquidos e
sólidos da água. Porém, o arranjo das moléculas quando a
água se encontra no estado líquido é mais compacto do que o
arranjo no estado sólido. Assim, o gelo é menos denso do que
a água líquida e podemos observar que ele flutua na água
líquida, como no caso dos icebergs (Figura 3b).
 
Fonte: Imagem: Shutterstock.com, adaptada por Lerik Lopes
 Figuras 3. (a) Moléculas de água associadas através da
atração do tipo ligação de hidrogênio. (b) Exemplo de iceberg
flutuando em água por ser menos denso.
 SAIBA MAIS
As ligações de hidrogênio e as moléculas biológicas:
Os sistemas biológicos se valem bastante de ligações de
hidrogênio. Diversas moléculas biológicas contêm ligações N-H
e O-H. Como exemplo, as proteínas são compostas
basicamente por longas cadeias de aminoácidos ligados
através de ligações peptídicas. As interações de hidrogênio
entre as unidades N-H e as carbonilas (C=O) conferem as
conformações espaciais dessas moléculas, que interferem
diretamente na sua solubilidade, atividade e função biológica.
As ligações de hidrogênio também desempenham papel crucial
na formação da dupla hélice do DNA, que possui nossa
informação genética (Figuras 4a e 4b).
 
Fonte: Imagem: Shutterstock.com, adaptada por Lerik Lopes
 Figuras 4. (a) Exemplo de ligação de hidrogênio entre a
adenina e a timina e entre a guanina e a citosina presentes nas
moléculas de DNA. (b). Representação da estrutura espacial
em dupla hélice de uma molécula de DNA. Os pares de bases
são unidos e espacialmente orientados por ligações de
hidrogênio.
FORÇAS DE DISPERSÃO
(FORÇAS DE LONDON)
Em 1930, o físico alemão Fritz London propôs uma teoria sobre
como as substâncias apolares sofrem os efeitos das interações
moleculares. A explicação mais detalhada passa pela mecânica
quântica, mas podemos entender o processo de maneira
simples ao imaginarmos que a densidade de carga de uma
molécula pode ser assimétrica por conta do movimento dos
elétrons formando dipolos. Uma vez que uma molécula tem
esse seu dipolo instantâneo formado, essa assimetria de
carga faz com que a molécula vizinha também sofra a distorção
de sua nuvem eletrônica e haja então a formação de um dipolo
induzido.
 SAIBA MAIS
Isso ocorre porque carga concentrada da nuvem eletrônica
influencia na nuvem eletrônica de uma molécula próxima,
causando a formação de uma carga de caráter contrário nesta
região. Esse tipo de dipolo é variável e muda constantemente
de posição. Contudo, o resultado líquido da existência deles é a
formação de forças atrativas entre as moléculas apolares que
torna possível, por exemplo, a existência dessas moléculas
como um líquido nas condições adequadas.
Esse tipo de interação pode então receber o nome de dipolo
induzido-dipolo induzido, dipolo instantâneo-dipolo
induzido ou de forças de dispersão ou forças de London.
Apesar de ser o único tipo de força de atração que ocorre entre
moléculas apolares, esse tipo de interação molecular pode
ocorrer em moléculas polares se somando a outras forças
existentes. As forças de dispersão também ocorrem entre íons,
mas com efeitos resultantes fracos.
Três fatores regem as intensidades das forças de London:
1- Polarizabilidade
2- Número de átomos na molécula
3- Forma das moléculas
POLARIZABILIDADE:
É a medida da facilidade com que a nuvem eletrônica de um
átomo ou molécula se deforma. Em vias de regra, quanto mais
afastados os elétrons se encontram do núcleo, menos
firmemente presos eles estão, logo essa nuvem eletrônica se
apresenta mais “mole” e mais fácil de se deformar, permitindo
que os dipolos instantâneos e induzidos se formem com mais
facilidade. Podemos então definir que, quando há um aumento
de volume da nuvem eletrônica, a polarizabilidade também
aumenta, tornando maior a facilidade de formação dos dipolos
que atuam nas forças de London.
NÚMERO DE ÁTOMOS NA
MOLÉCULA:
Quando se trata da comparação entre moléculas que possuem
os mesmos elementos químicos, em geral quanto maior for a
cadeia, maior a atuação das forças de London. Esse conceito é
evidente quando se trata de hidrocarbonetos, por exemplo, e
pode ser explicado pelo fato de que, em cadeias longas, há
mais posições onde os dipolos instantâneos e induzidos podem
ser formados (Figura 5).
FORMAS DAS MOLÉCULAS:
Influenciam diretamente nas intensidades resultantes das
forças de London. Podemos dizer que moléculas mais
compactas e com ramificações em suas cadeias criam forças
de dispersão mais fracas do que aquelas moléculas longas e
lineares (Figura 5). Presume-se que moléculas mais
compactas não deixam seus hidrogênios tão expostos para
interações mais efetivas.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 5. Comparação entre os pontos de ebulição do
isobutano, butano e dodecano.
Vamos avaliar dois exemplos juntos?
 EXEMPLO
Vamos tentar prever qual dos compostos possui o ponto de
fusão mais elevado, o pentano ou neo-pentano.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 6: Comparação entre os pontos de ebulição do
pentano e neo-pentano, mesmo número de carbonos e pontos
de ebulição diferentes.
Ao analisar as estruturas das duas substâncias, notamos que o
pentano possui uma geometria linear enquanto o neo-pentano é
mais compacto, o que torna os seus hidrogênios menos
disponíveis para participar das interações via forças de
dispersão. Já o pentano com sua estrutura linear permite uma
maior superfície de contato para sofrer as forças de dispersão.
Sendo assim, espera-se que o pentano tenha maior ponto de
ebulição do que o neo-pentano, o que é verdade uma vez que o
PE do pentano é igual a 36°C, enquanto o do neo-pentano é
igual a 9,5°C.
 EXEMPLO
Agora, vamos ordenar os seguintes compostos de acordo com
seus pontos de ebulição esperados, sendo o primeiro o que tem
o ponto de ebulição mais baixo. Observe que os compostos
possuem massas moleculares semelhantes.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 7: Compostos de diferentes funções orgânicas com
massas moleculares semelhantes.
Por não possuir grupos polares, o pentano mantém suas
moléculas unidas apenas através de forças de dispersão. Ele
deverá ter o ponto de ebulição mais baixo. A butanona
apresenta um grupo carbonila, que é polar e origina forças
dipolo-dipolo que são mais intensas do que as forças de
dispersão, significando que a butanona terá ponto de ebulição
mais elevado do que o pentano. Por fim, o álcool sec-butílico
tem um grupo hidroxila (OH) que pode formar fortes ligações de
hidrogênio, além das forças já mencionadas para os outros
compostos. Sendo assim, ele deverá possuir o maior ponto de
ebulição. O que é confirmado ao verificarmos que o pentano
tem ponto de ebulição igual a 36°C, a butanona igual a 79,6°C
e o álcool sec-butílico igual a 99,5°C.
FORÇAS DE ATRAÇÃO
ENVOLVENDO ESPÉCIES
IÔNICAS
As forças íon-íon, que mantêm os compostos firmemente
unidos no estado cristalino, são forças de natureza eletrostática
de rede que agem entre os íons de cargapositiva e de carga
negativa. Essa força é de grande intensidade e para quebrar a
estrutura ordenada do cristal sólido se faz necessária a
aplicação de grande quantidade de energia térmica. Por esse
motivo, os pontos de fusão de compostos iônicos são, em
geral, elevados. Esses valores, em alguns casos, são tão
elevados que alguns compostos orgânicos iônicos se degradam
antes mesmo de se fundirem, tornando-se líquidos. O acetato
de sódio, por exemplo, possui ponto de fusão de 324°C, mas se
degrada formando outros compostos antes de atingir essa
temperatura e entrar em ebulição.
Os íons, devido à sua concentração de carga, são capazes de
atrair as extremidades carregadas de moléculas polares,
gerando o que denominamos atrações íon-dipolo. Esse tipo de
interação ocorre, por exemplo, quando um íon é dissolvido em
meio aquoso. As moléculas de água solvatam esse íon através
de uma orientação espacial que permite a aproximação de sua
extremidade de carga contrária envolvendo o íon. Outro
exemplo é a cristalização de sais hidratados. O AlCl3.6H2O
(cloreto de alumínio hexahidratado), por exemplo, é formado
por cristalização em água através do envolvimento por
moléculas de água localizadas nos vértices de um octaedro
(formato de sua estrutura cristalina), conforme mostra a Figura
8.
 
Imagem: Daniel Simas.
 Figura 8. Através das atrações íon dipolo as moléculas de
água são mantidas unidas ao íon Al3+ no hidrato, na forma de
um octaedro.
As moléculas de um solvente, por exemplo, podem sofrer a
distorção de suas nuvens eletrônicas pela ação de íons
presentes em solução. Outros íons também podem sofrer o
mesmo efeito. Esse tipo de interação é denominado de
atrações íon-dipolo induzido e suas intensidades são
variáveis de acordo com a carga do íon e com a
polarizabilidade de seu vizinho.
VISÃO GERAL DAS FORÇAS
INTERMOLECULARES
Descrevemos nos tópicos anteriores os diferentes tipos de
forças de interação, suas características e fundamentos
básicos. De posse desse conhecimento, será possível estimar
sobre a natureza e sobre as intensidades relativas das atrações
intermoleculares ao analisar a estrutura de uma substância.
Será possível também comparar as propriedades físico-
químicas de diferentes substâncias com base em suas
características moleculares. Como exemplo, vimos que o ponto
de ebulição de um composto é dependente das interações
moleculares que atuam sobre as moléculas e que,
normalmente, quanto mais intensas são essas forças, maior o
ponto de ebulição da substância. Porém, além do ponto de
ebulição, outras propriedades físico-químicas também podem
ser explicadas através destes conceitos, como os pontos de
fusão, viscosidade e a solubilidade dos compostos.
O Quadro 1 a seguir resume as principais características das
forças de interação intermoleculares:
Força
intermolecular
Força
relativa
Tipo de
substâncias
Exemplo
Dipolo-dipolo Fraca
Ocorrem
entre
substâncias
que exibem
dipolos
permanentes
(moléculas
polares)
HCl
Ligação de
hidrogênio
Fraca a
moderada
Ocorre
quando a
molécula
contém
ligações N-H
ou O-H.
H2O
Dispersão Variável Todos os Metano
(London) átomos,
moléculas e
íons sofrem
esse tipo de
interação.
Mas são as
únicas
forças
presentes
em
compostos
apolares.
Íon-íon Forte
Átomos ou
moléculas
carregadas.
Acetato de
sódio
Íon-dipolo Moderada
Interação
entre íons e
compostos
polares.
Sódio em
água
Íon-dipolo Fraca a Ocorre Sódio em
induzido moderada quando um
íon cria um
dipolo na
partícula
vizinha, que
pode ser
uma
molécula ou
outro íon.
solução
hidroalcóolica.
 Quadro 1: Resumo das forças de atração intermoleculares.
Elaborado por Daniel Simas.
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VERIFICANDO O
APRENDIZADO
1. FORÇAS INTERMOLECULARES SÃO
RESPONSÁVEIS PELA EXISTÊNCIA DE
DIFERENTES FASES DA MATÉRIA, SENDO QUE
FASE É UMA PORÇÃO UNIFORME DA MATÉRIA,
TANTO EM SUA COMPOSIÇÃO QUÍMICA
QUANTO EM SEU ESTADO FÍSICO. COM BASE
NESTAS INFORMAÇÕES, INDIQUE A OPÇÃO
QUE TRATA DAS FORÇAS DO TIPO DIPOLO-
DIPOLO.
A) Podem ocorrer quando sólidos, tais com KCl ou NaI, por
exemplo, interagem com moléculas como a água.
B) Podem ocorrer quando elementos com eletronegatividade
elevada estão ligados covalentemente com o átomo de
hidrogênio.
C) São forças que estão presentes quando temos, por exemplo,
uma amostra de acetona (propanona) dissolvida em etanoato
de etila.
D) Ocorrem entre compostos não polares, sendo uma interação
bastante fraca.
E) Podem ocorrer quando há polaridade na molécula, sendo o
tipo mais fraco de força intermolecular.
2. (UFC – ADAPTADO) UMA PESQUISA
PUBLICADA NA REVISTA NATURE (2000, V.405,
P. 681,) MOSTROU QUE A HABILIDADE DAS
LAGARTIXAS (VÍBORAS) EM ESCALAR
SUPERFÍCIES LISAS COMO UMA PAREDE, POR
EXEMPLO, É RESULTADO DE INTERAÇÕES
INTERMOLECULARES. ADMITINDO QUE A
PAREDE É RECOBERTA POR UM MATERIAL
APOLAR E ENCONTRA‐SE SECA, ASSINALE A
ALTERNATIVA QUE CLASSIFICA
CORRETAMENTE O TIPO DE INTERAÇÃO QUE
PREVALECE ENTRE AS LAGARTIXAS E A
PAREDE, RESPECTIVAMENTE:
A) Íon – íon
B) Íon – dipolo permanente
C) Dipolo induzido – dipolo induzido
D) Dipolo permanente – dipolo induzido
E) Dipolo permanente – dipolo permanente
GABARITO
1. Forças intermoleculares são responsáveis pela
existência de diferentes fases da matéria, sendo que fase é
uma porção uniforme da matéria, tanto em sua composição
química quanto em seu estado físico. Com base nestas
informações, indique a opção que trata das forças do tipo
dipolo-dipolo.
A alternativa "C " está correta.
 
Interações do tipo dipolo-dipolo ocorrem entre substâncias
polares e que apresentam dipolos permanentes, como a
acetona e o etanoato de etila.
2. (UFC – adaptado) Uma pesquisa publicada na revista
Nature (2000, v.405, p. 681,) mostrou que a habilidade das
lagartixas (víboras) em escalar superfícies lisas como uma
parede, por exemplo, é resultado de interações
intermoleculares. Admitindo que a parede é recoberta por
um material apolar e encontra‐se seca, assinale a
alternativa que classifica corretamente o tipo de interação
que prevalece entre as lagartixas e a parede,
respectivamente:
A alternativa "C " está correta.
 
O dipolo induzido se estabelece entre as patas da lagartixa e a
superfície por onde ela anda. Essas forças são resultado da
interação que causa atrações ou repulsões eletrônicas entre
seus elétrons e núcleos que podem levar a uma deformação de
suas nuvens eletrônicas, momentaneamente, originando polos
positivos e negativos temporários. Assim, o dipolo formado em
uma molécula leva à formação do dipolo em outra molécula
vizinha e, por isso, elas se atraem, mantendo-se grudadas.
MÓDULO 2
 Definir as principais propriedades intrínsecas dos
compostos e os fatores estruturais que as influenciam
PROPRIEDADES
INTRÍNSECAS DOS
COMPOSTOS ORGÂNICOS
Algumas propriedades físico-químicas são diretamente
influenciadas pelas interações que as moléculas de uma
substância realizam entre si e em interações com moléculas de
compostos diferentes. Podemos imaginar que as forças que
promovem as atrações e repulsões vão interferir diretamente
em quão próximas, compactadas ou organizadas as partículas
estarão. Propriedades como a solubilidade, a pressão de
vapor, a viscosidade e os pontos de ebulição e fusão são
exemplos de características físico-químicas que podem ser
entendidas e, até mesmo, previstas através de uma análise
aprimorada das estruturas e das forças que podem atuar no
sistema.
Essas características físico-químicas são de suma importância
para diversos sistemas biológicos e não biológicos. Por
exemplo, a solubilização e a conformação espacial de
moléculas biológicas são diretamente dependentes das
características químicas e físicas tanto das substâncias
(soluto), quanto do meio em que se encontram.
PONTO DE EBULIÇÃO
O ponto de ebulição de uma substância é uma métrica da
temperatura em que esse composto se desprendeda fase
líquida, passando para a fase vapor. Porém, essa medida é
sempre dependente da pressão do meio e é definida em
relação a uma pressão específica (normalmente 1atm ou
760torr).
 EXEMPLO
Salvador na Bahia está no nível do mar, logo a altitude é zero e
a pressão atmosférica é de 1 atm. Já a cidade de São Paulo
possui altitude de 750 metros em relação ao nível do mar e
pressão atmosférica é de 0,92atm. Por conta desta variação de
pressão, o ponto de ebulição da água em Salvador é de 100°C
e em São Paulo é de 97°C. Assim, para facilitar e padronizar
as medidas, a pressão de 1atm é o valor padrão para as
métricas referentes ao ponto de ebulição de um líquido.
Quando um líquido começa a evaporar a velocidade de
evaporação é maior que a velocidade de condensação. Ao se
passarem alguns instantes, a velocidade de evaporação se
iguala à velocidade de condensação e esse é o momento que
chamamos de equilíbrio dinâmico. Diz-se, então, que foi
atingida a pressão máxima de vapor. As forças intermoleculares
são importantes para entender com que facilidade esse
processo ocorre.
Em resumo, podemos inferir que quanto maior a intensidade
das forças intermoleculares, ou seja, quanto menos volátil
for o líquido, menor a pressão máxima de vapor. Conforme
já citado, esses valores são dependentes da temperatura e são
fundamentais para o estabelecimento do ponto de ebulição
tabelado de uma dada substância.
Compostos iônicos costumam apresentar altos valores de PE,
enquanto compostos neutros e de massa molecular pequena
rotineiramente possuem baixos valores de PE. Conforme já
mencionado, as forças das interações moleculares
desempenham papel importante na medida do PE das
substâncias, mas não são os únicos fatores. A massa
molecular, a geometria espacial e a área superficial também
são fatores importantes.
Alguns compostos orgânicos de caráter iônico costumam se
degradar antes de se desprenderem para a fase vapor. Isto
ocorre, pois, as forças de atração envolvendo esses compostos
são fortes, o que demanda uma alta energia térmica para
“desprender” a molécula ou íon da fase líquida para a fase
vapor. Dessa forma, as reações de decomposição podem
ocorrer antes do “desprendimento” para a fase vapor.
As atrações intermoleculares costumam ser menos intensas em
compostos apolares. Por consequência, é comum que
compostos apolares apresentem pontos de ebulição baixos. O
butano, por exemplo, possui PE de -1°C, enquanto o isobutano
possui PE de -11,7°C mesmo tendo a mesma massa molecular
do que o butano (Figura 9). Essa diferença pode ser explicada
pela geometria das duas moléculas. Enquanto o butano é
totalmente plano, o isobutano é mais compacto, o que faz com
que ele possua uma menor área superficial de contato para
participar de interações via forças de dispersão (forças de
London).
cadeia
lineares
massa
Agora, ao comparar o
próprio butano com o
decano (174,1°C),
temos uma diferença
de PE de 175,1°C entre
os valores (Figura 9).
Ambas as moléculas
são ---------- , mas o
decano possui uma 
---------- maior, o que
permite um
considerável acréscimo
na área superficial de
contato, além de
possuir a ----------
molecular maior. Por
esse motivo, as
forças que o
“impedem” de se
desprender e
evaporar são mais
relevantes.
Para compostos contendo grupos funcionais diferentes é
preciso se fazer uma análise caso a caso para se prever ou
explicar os pontos de ebulição deles. Grupos funcionais
polares costumam provocar maiores forças de atração, o
que faz com que os pontos de ebulição sejam mais altos,
geralmente. Como exemplo, temos a acetona, que realiza
interações do tipo dipolo-dipolo e possui PE: 56°C. Já o
metanol, que além das interações anteriores, também participa
de interações do tipo ligação de hidrogênio, possui PE de
64,7°C, ainda mais elevado, mesmo tendo menor massa
molecular do que a acetona:
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 9. As estruturas moleculares do butano, isobutano,
decano, acetona e metanol.
SOLUBILIDADES
O processo de solubilização de um material sólido é um
processo muito parecido com o processo de fusão de sólido.
Um arranjo cristalino ordenado precisa ser desfeito para a
geração de um novo arranjo, em geral, mais desordenado
das moléculas, átomos ou íons. Para que esse processo
ocorra, se faz necessária a injeção de energia para superar as
energias de formação de rede e as atrações intermoleculares
ou interiônicas. Essa energia é proveniente da formação de
novas forças atrativas entre o soluto e o solvente, que podemos
denominar energias de hidratação (se o solvente for a água)
ou energias de solvatação. Essa energia pode ser fornecida
através de uma fonte de calor externa que “facilita” o processo
de dissolução.
 COMENTÁRIO
O mesmo sal (NaCl) que é solúvel em água é praticamente
insolúvel em solvente orgânico, como a acetona ou acetato de
etila. Já uma molécula orgânica, como a acetona, pode ser
solúvel em solvente orgânico e em água, pois por ser polar
pode participar de interações dipolo-dipolo e de ligações de
hidrogênio com essas substâncias. Outro exemplo é o álcool
(etanol) que é solúvel tanto na água quanto na gasolina, mas a
água e a gasolina não se misturam, pois não são capazes de
estabelecer forças intermoleculares entre suas moléculas.
As moléculas de água, devido à sua alta polaridade e seu
pequeno volume, conseguem circundar as moléculas de
acetona ou álcool. Assim, uma organização é gerada no
processo de solvatação de modo que haja uma orientação
entre os polos positivos e negativos das moléculas, conforme
mostrado na Figura 10. Lembre-se de que a água também faz
ligação de hidrogênio, além da atração íon-dipolo que é forte.
 
Imagem: Daniel Simas, adaptada por Lerik Lopes
 Figura 10. As interações entre a acetona e a água e a nova
orientação das moléculas do solvente para hidratar os solutos.
Como regra básica, podemos inferir que “semelhante dissolve
semelhante” em termos de polaridade. Por exemplo, há
semelhança de polaridade entre íons e a água e, por isso,
podem ser solubilizados facilmente na mesma. Do mesmo
modo, solventes orgânicos tendem a dissolver compostos
orgânicos apolares com mais facilidade do que a água. Em
resumo, o Quadro 2 demonstra os seguintes cenários.
Sólidos polares e iônicos geralmente se solubilizam em
solventes polares.
Líquidos polares são geralmente miscíveis entre si.
Sólidos apolares são geralmente solúveis em solventes
apolares.
Os líquidos apolares são geralmente miscíveis entre si.
Líquidos polares e líquidos apolares, “como água e
óleo”, geralmente não são solú veis em uma faixa
extensa de concentrações.
 Quadro 2: Natureza dos componentes solúveis entre si.
Elaborado por Daniel Simas.
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a
rolagem horizontal
Sabemos que o etanol e o metanol, por exemplo, são solúveis
em água e que ambos possuem um grupo hidroxila ligado a
uma cadeia alquílica. Essa solubilização só ocorre devido à
presença deste grupo hidroxila de alta polaridade, às fortes
interações hidrogênio que eles realizam e à ausência de
cadeias hidrofóbicas grandes. Com isso, podemos classificar
esse grupamento hidroxila como hidrofílico (que possui
afinidade pela água) e os grupos alquílicos ou outros
grupamentos apolares como hidrofóbicos (que apresenta fobia
pela água). A presença de grupos hidrofílicos auxiliam na
solubilidade em água e outros compostos polares, enquanto a
presença de grupos hidrofóbicos diminuem a capacidade da
substância de se solubilizar em água e compostos polares.
Os detergentes limpam?
No dia a dia, nós usamos os detergentes e sabões para limpar
as louças, roupas e objetos sujos. Mas já parou para pensar a
razão química pela qual esse fenômeno ocorre? Já parou para
pensar que tipo de substância tem lá dentro do frasco de um
detergente que consegue retirar gorduras e fazer elas “saírem”
com água?
Geralmente, os detergentes são sais deácidos sulfônicos de
cadeia longa (Figura 11a). É possível notar que a molécula
possui uma longa cadeia apolar e hidrofóbica e uma região
polar e hidrofílica. Justamente esse caráter anfipático (molécula
que contém domínios polares e domínios apolares) que faz
todo o papel da limpeza. Vamos entender como?
A fração apolar da molécula do detergente possui alta afinidade
com a gordura da sujeira. Já o domínio polar, por sua vez,
possui alta hidrofilicidade (afinidade pela água). Por conta
dessa estrutura, as moléculas dos detergentes se agrupam na
forma de glóbulos em solução aquosa voltando os sítios polares
para o exterior para interagirem com a água e os sítios apolares
se organizam para o lado de dentro do glóbulo por conta da
baixa afinidade com a água. Esses glóbulos são denominados
micelas (Figura 11b) e, no processo de lavagem, a gordura da
sujeira fica “aprisionada” dentro desta estrutura, que é removida
por arraste pela água. Outro ponto é que os detergentes e os
sabões têm a capacidade de diminuir a tensão superficial da
água, porque diminuem as interações entre suas moléculas.
Assim, a “entrada” dos detergentes para remover a sujeira em
locais de acesso mais restrito fica facilitada.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figuras 11.(a) Estrutura do p-dodecil benzeno sulfônico e
indicação das suas regiões polares e apolares.
 
Imagem: Shutterstock.com, adaptado por Lerik Lopes
 Figura 11. (b) Exemplo de uma micela com sua cadeia
hidrofóbica voltada para o interior e a região polar hidrofílica
interagindo com a água.
VISCOSIDADE
Imagine quando viramos um pote com mel para que o líquido
escorra (Figura 12). O mel demora para escorrer, pois é um
líquido bastante viscoso.
Então, viscosidade é a resistência de um líquido em fluir, ou
seja, a resistência que as moléculas de um líquido têm de
deslizar sobre as outras moléculas. Quanto mais fortes são as
forças intermoleculares, maior é a viscosidade para um dado
líquido.
As ligações de hidrogênio são consideradas fortes, por esse
motivo é de se esperar que a água se constitua em um líquido
viscoso, pois para as moléculas de água fluírem elas precisam
“quebrar” as ligações de hidrogênio. Por outro lado, a
viscosidade do benzeno é menor em comparação com a água,
pois o benzeno não realiza interações moleculares
consideradas fortes, assim, suas moléculas deslizam com mais
fluidez.
 
Imagem: Shutterstock.com
 Figura 12. O mel, um líquido viscoso.
Mas não apenas as interações moleculares fortes podem
conferir viscosidade para um líquido. As forças de London,
apesar de fracas, podem causar alta viscosidade, já que nas
cadeias longas de hidrocarbonetos essas forças se somam. Por
exemplo, nos óleos e gorduras as moléculas se movimentam
com dificuldade. A Tabela 1 a seguir exemplifica os valores da
viscosidade de alguns hidrocarbonetos a 20°C, onde é possível
notar que com o prolongamento da cadeia temos um acréscimo
nos valores de viscosidade.
Substância Fórmula
Viscosidade
(cP*)
Hexano C6H14 0,326
Heptano C7H16 0,409
Octano C8H18 0,542
Nonano C9H20 0,711
Decano C10H22 1,42
* centiPoise (cP). Tabela 1 - Viscosidade dos hidrocarbonetos
C6-C10 a 20ºC. Extraído de BROWN; LEMAY; BURSTEN, 2005.
p. 972.
 
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a
rolagem horizontal
FORÇAS
INTERMOLECULARES E
CARACTERÍSTICAS DAS
MOLÉCULAS
AS CARACTERÍSTICAS DOS
COMPOSTOS SEGUNDO AS
FORÇAS
INTERMOLECULARES. O
QUE A BIOQUÍMICA TEM A
VER COM ISSO?
O especialista Daniel Simas fala sobre como a solubilidade, a
conformação e as estruturas moleculares são fatores
importantes para o desempenho das funções das moléculas
biológicas. Ele usa os carboidratos, as proteínas e os lipídeos
como exemplos.
alimentos
biomoléculas
carboidratos
físico-químicas
hidrofilicidade
Como podemos ver,
as características de
interação entre as
moléculas são
diretamente
influenciadas pelas
hidrogênio
intermoleculares
lineares
meios
moleculares
moléculas
solubilidades
viscosidade
estruturas químicas
delas. Propriedades
como a ---------- , os
pontos de ebulição e
de fusão e as 
---------- são alguns
exemplos de
características 
---------- que sofrem
os efeitos das
interações ---------- .
Na bioquímica, a
conformação das 
---------- , os 
---------- onde elas
solubilizam e as
funções que as 
----------
desempenham são
afetadas pelas
atuações de forças
de interação intra e 
---------- . Por
exemplo, as
proteínas se
enovelam em
conformações exatas
para o desempenho
de suas funções
através da
hidrofobicidade ou 
---------- de
determinados
domínios e/ou
através da ação de
interações de 
---------- . As
mesmas interações
podem fazer com que
alguns ----------
tenham a
conformação globular
que os tornam
eficazes reservas de 
---------- nos
animais. Por outro
lado, estes podem
assumir formas 
---------- nos
vegetais e, assim,
desempenham um
importante papel
estrutural.
VERIFICANDO O
APRENDIZADO
1. COM BASE NAS FÓRMULAS ESTRUTURAIS
DOS COMPOSTOS ETANO, ETANOL, ÁCIDO
ETANOICO E METOXIMETANO, PODE-SE
CONCLUIR QUE OS COMPOSTOS MAIS
SOLÚVEIS EM ÁGUA SÃO:
A) Etano e propano
B) Etanol e ácido etanoico
C) Etano e ácido etanoico
D) Etanol e butano
E) Ácido etanoico e pentano
2.(FUC-MT) O BENZENO É GERALMENTE USADO
COMO SOLVENTE DE COMPOSTOS
ORGÂNICOS, ENQUANTO A ÁGUA É USADA
GERALMENTE COMO SOLVENTE DE
COMPOSTOS INORGÂNICOS POR
APRESENTAREM RESPECTIVAMENTE:
A) Molécula polar e molécula apolar
B) Molécula apolar e molécula polar
C) Molécula polar e ligação polar
D) Molécula apolar e ligação apolar
E) Ligação polar e ligação apolar
GABARITO
1. Com base nas fórmulas estruturais dos compostos
etano, etanol, ácido etanoico e metoximetano, pode-se
concluir que os compostos mais solúveis em água são:
A alternativa "B " está correta.
 
Etano, propano, butano e pentano são hidrocarbonetos. Por
natureza os hidrocarbonetos são poucos solúveis em água por
possuírem apenas grupos hidrofóbicos. Já o etanol e o ácido
etanoico possuem, além da cadeia com dois carbonos, grupos
hidrofílicos. São eles um grupamento hidroxila e um
grupamento carboxila, respectivamente. Por esse motivo,
dentre as opções citadas, essas são as duas substâncias mais
solúveis em meio aquoso.
2.(FUC-MT) O benzeno é geralmente usado como solvente
de compostos orgânicos, enquanto a água é usada
geralmente como solvente de compostos inorgânicos por
apresentarem respectivamente:
A alternativa "B " está correta.
 
O benzeno (C6H6) possui uma estrutura molecular apolar,
enquanto a água é polar. Através do princípio de “igual dissolve
igual”, o benzeno pode ser usado como solvente para
moléculas orgânicas apolares e a água para moléculas polares.
MÓDULO 3
 Reconhecer as aplicações das teorias de ácidos e bases
aos compostos orgânicos.
ÁCIDOS E BASES
As moléculas orgânicas podem desempenhar uma série de
funções, bem como podem reagir para formar outras moléculas.
As velocidades das reações, assim como seus
rendimentos, são afetados por características intrínsecas
das substâncias como, por exemplo, o caráter básico ou
ácido. As reações ácido-base são reações simples, mas que
possuem papel importante em diversos aspectos da nossa vida.
Áreas como a Síntese Orgânica, as Ciências Farmacêuticas, a
Agronomia, as Ciências Forenses e outras se valem do uso
desse tipo de reação para seus objetivos.
Porém, para estudar esses conceitos, precisaremos recordar
algumas teorias chave para o estabelecimento e aplicação dos
conceitos ácido e base. As teorias de Arrhenius (1887), de
BrØnsted-Lowry (1923) e de Lewis (1916, mas aceito em 1923)
são as teorias mais reconhecidas e difundidas no contexto da
química orgânica.
O CONCEITO DE BRØNSTED-
LOWRY PARA ÁCIDOS E BASES
(TEORIA PROTÔNICA)
Em 1923, os químicos J.N. BrØnsted e T.M. Lowry
desenvolveram de forma independente a teoria que ficou
conhecida como Teoria Protônica ou simplesmente teoria de
BrØnsted-Lowry.Segundo os conceitos dispostos por essa teoria, os ácidos e
bases são definidos como:
Ácidos:
São substâncias capazes de doar um próton a outras
substâncias.
Bases:
São substâncias capazes de aceitar um próton de outras
substâncias.
Para a existência de uma reação ácido-base, a transferência de
próton (H+) deve ocorrer e toda reação deve possuir dois pares
ácido-base conjugados. A Figura 13a indica como é uma
reação entre um ácido e uma base de BrØnsted-Lowry. Note
que HCO3- age como ácido e ao reagir com a H2O ele gera a
sua base conjugada, o CO32-. Já o íon hidrônio (H3O+) é o
ácido conjugado gerado a partir de sua base correspondente,
a água. Outro exemplo é mostrado na Figura 13b, onde, desta
vez, o ácido da reação é o H2O, que gera OH- como base
conjugada. Já a base é o NH3, que gera NH4+ como ácido
conjugado. Os pares ácido-base conjugados diferem entre si
apenas da adição ou perda de um próton.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 13a e 13b. Exemplos de reações ácido e base
segundo os conceitos de BrØnsted-Lowry. HCO3-/CO32-,
H2O/H3O+ e NH3/NH4+ agem como pares ácido-base
conjugados entre si.
FORÇA DOS ÁCIDOS E BASES
DE BRØNSTED-LOWRY
Nessa teoria, temos o que chamamos de força dos ácidos e
bases. As reações ocorrem espontaneamente na direção da
formação das espécies mais fracas. Dessa forma, no decorrer
de uma reação entre pares ácido-base, o ácido mais forte e a
base mais forte reagem para formar o ácido e a base mais
fracos. Mas fique tranquilo, caro aluno. A escala de força dos
ácidos e bases é tabelada. Isto auxilia em saber qual ácido ou
base tem a preferência em reagir. Porém, como veremos a
seguir, há formas de prever essa força com base nas estruturas
das moléculas.
 ATENÇÃO
A força relativa de um ácido ou de uma base pode ser expressa
quantitativamente através de um valor que relaciona as
concentrações das espécies reagentes e do produto quando
ocorre o equilíbrio. Esses valores são denominados
constantes de equilíbrio (K) e são definidos em uma
temperatura determinada, em função da concentração das
espécies, usualmente em mol.L-1.
Ao se tratar de um ácido, usa-se a denominação Ka para a
constante de equilíbrio em água e seu valor aumenta à medida
que a força ácida aumenta. Ou seja, na medida que há maior
extensão da ionização, maior é a constante. Para as bases, a
constante de equilíbrio é definida como Kb e segue a mesma
tendência de aumento no valor na medida que a força da base
aumenta. Para o cálculo da constante para uma dada reação,
deve-se calcular a razão entre a multiplicação da concentração
dos produtos pela multiplicação da concentração dos
reagentes. Vejamos como pode ser nas reações genéricas
apresentadas na Figura 14 a seguir.
Podemos resumir que um valor alto de Kasignifica que
o ácido é forte e um valor pequeno para Ka define que
este é um ácido fraco.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 14. Reações genéricas de um ácido com água e de
base com água e suas respectivas fórmulas para o cálculo das
constantes de equilíbrio Ka e Kb.
A constante de acidez normalmente é expressa por meio do
negativo de seu logaritmo (pKa):
pKa= - log Ka
 EXEMPLO
O ácido acético é um ácido fraco que possui Ka= 1,76 x 10-5.
Assim o valor de pKa é 4,75.
pKa= -log(Ka) = -log(1,76 x 10-5)= -(-4,75)= 4,75
 
Já o HF possui Ka= 3,5 x 10-4.
Dessa forma, seu valor de pKa é 3,2.
pKa= -log(Ka) = -log(3,5 x 10-4)= -(-3,2)= 3,2
Observe que há uma correlação inversa entre os valores de Ka
e pKa. Ou seja, quanto maior o Ka, menor é o valor de pKa.
Podemos, então, resumir que quanto menor o valor de pKa,
mais forte é o ácido. 
 Conforme mostrado na figura 15 a seguir, temos os valores de
pKa para uma seleção de ácidos e bases conjugadas. Note que
a força ácida aumenta conforme os valores de pKa diminuem.
Pode-se observar também que ácidos fortes, como o
superácido HSbF6, gera bases conjugadas fracas.
Da mesma forma que podemos prever as forças dos ácidos
através dos valores de pKa, é possível se estimar as forças das
bases através destes valores. Assim:
 
Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é sua base
conjugada.
Quanto maior for o pKa deste ácido conjugado, mais
forte é a base.
Podemos comparar, por exemplo, o I- (Iodeto) que é uma base
muito fraca, pois seu ácido conjugado é o HI (pKa = -10), com o
CH2=CH- que é uma base forte, pois seu ácido conjugado é o
eteno (CH2=CH2), um ácido fraco de pKa = 44.
 
Imagem: SOLOMONS; FRYHLE, 2012. v.1, p. 113.
 Figura 15: Força relativa de ácidos e suas bases
conjugadas.
PREVENDO AS REAÇÕES
ÁCIDO-BASE
As reações ácido-base são função do equilíbrio reacional. Ou
seja, a reação pode ocorrer no sentido de ida (formação dos
produtos) e de volta (formação dos reagentes), seguindo uma
tendência de estabilização que determina a posição do
equilíbrio. O equilíbrio é atingido quando a velocidade da
reação de ida se iguala à velocidade da reação inversa.
Em outras palavras, dizemos que as reações ocorrem sempre
através do favorecimento da formação das espécies mais
estáveis (menor energia potencial). Os ácidos mais fracos e as
bases mais fracas são mais estáveis do que os ácidos fortes e
bases fortes, respectivamente. Assim, podemos exemplificar
que a reação entre um ácido carboxílico (pKa 3-5) e o NaOH
ocorrerá levando a formação de H2O, um ácido mais fraco, e
RCO2-, uma base mais fraca.
Veja que neste caso a reação é representada com seta única
(reação fortemente deslocada para a formação dos produtos)
por conta da grande diferença entre os pKas dos ácidos, apesar
de na prática ser um equilíbrio (Figura 16).
 
Imagem: SOLOMONS; FRYHLE, 2012. v.1, p. 116.
 Figura 16. Reação entre ácido orgânico e NaOH. A reação
ocorre no sentido de formação de espécies mais fracas.
EFEITO DE NIVELAMENTO
Em solução aquosa, o íon H3O+ é o ácido mais forte que
pode existir. Todo ácido forte tende a transferir seu próton
para uma molécula de água formando o íon hidrônio. De modo
paralelo, qualquer base mais forte do que o OH- reage
completamente com a água, formando OH-. Portanto, em
solução aquosa, o íon OH- é a base mais forte que pode
existir.
 VOCÊ SABIA
O conceito acima pode ser generalizado para outros solventes.
Onde um ácido mais forte que o ácido conjugado do solvente
não poderá existir em concentrações significativas naquele
dado solvente. Já uma base mais forte que a base conjugada
do solvente não poderá existir em concentrações significativas
naquele solvente específico.
EFEITO DA SOLVATAÇÃO
Usualmente, as reações ácido-base são estudadas em meios
líquidos, mas também podem ocorrer em sistemas gasosos.
Porém, nesses sistemas, as medidas de forças dos ácidos são
geralmente reduzidas quando comparada com os valores em
meios líquidos. Por exemplo, o pKa do ácido acético é estimado
em 130 em fase gasosa, enquanto é de 4,75 em fase aquosa.
Essa redução dá-se justamente pela ausência de solvente para
“ajudar” na separação do próton e promover a solvatação que
estabilizaria a base conjugada gerada no ato da reação.
Sob uma visão global, a reação ácido-base envolve a formação
de espécies carregadas. Em solução, as moléculas do solvente
circundam os íons promovendo um certo “isolamento” entre
eles, estabilizando-os e facilitando a reação. A água, por
exemplo, pode realizar esse papel através da doação dos seus
hidrogênios via ligação de hidrogênio. Por esse motivo, ela é
classificada como um solvente prótico. Assim, por definição,
solvente prótico é aquele que possui hidrogênio(s) ligado(s) a
átomos altamente eletronegativos. Um solvente prótico,
normalmente possui a propriedade de estabilizar moléculas
orgânicas polares, como o etanol ou a acetona, através do
compartilhamento dos hidrogênios (Figura 17).
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 17. A solvatação do etanol pela água.
ESTRUTURAS E ACIDEZ
A força de um ácido está ligada à facilidade com que um próton
pode ser separado do mesmo, para ser transferido parauma
base conjugada. Esse processo envolve a quebra de uma
ligação e formação da base que tende a ser mais negativa. Há
uma comparação natural entre as forças de acidez entre
diferentes elementos químicos e estruturas moleculares
distintas. Qualquer fator que estabilize a base conjugada de um
ácido, aumenta a força dele. Dentre os principais efeitos
estruturais a serem considerados, temos a mudança de
elementos químicos aos quais os prótons estão ligados, o
efeito da hibridização, os efeitos indutivos e de
ressonância e os efeitos da solvatação pelos solventes.
A primeira comparação que surge é entre ácidos de hidretos de
diferentes elementos químicos da tabela periódica. Podemos
dizer que a força de ligação com o próton diminui na
medida que se desce ao longo de uma coluna da tabela
periódica. Como breve explicação, temos que à medida que os
átomos são sucessivamente maiores, há um decréscimo na
efetividade da sobreposição entre o orbital 1s do hidrogênio e
os orbitais dos átomos ligados (Figura 18).
Quando se analisa ácidos compostos por hidrogênios ligados
aos elementos químicos de uma mesma linha na tabela
periódica, temos a situação em que a acidez aumenta no
sentido de aumento da eletronegatividade do átomo ligado, da
esquerda para a direita (Figura 18).
 
Imagem: SOLOMONS; FRYHLE, 2012. v.1, p. 116.
 Figura 18. Resumo das tendências de acidez relativa entre
ácidos dos hidretos dos elementos da tabela periódica.
HIBRIDIZAÇÃO
O efeito da hibridização toma papel importante nos efeitos finais
das forças de ácidos orgânicos. Para fins de exemplos, vamos
tomar por base a comparação entre a acidez do etino, do eteno
e do etano, que possuem valores de pKa de 25, 44 e 50,
respectivamente. Como já visto, através destes valores já se
sabe que o etino é o composto mais ácido dentre os três. Esse
resultado ocorre porque a base conjugada formada a partir do
etino é a mais estável.
Os carbonos do etino possuem orbitais híbridos sp (50% de
caráter s).

Diferentemente dos carbonos do eteno e do etano que
possuem orbitais híbridos sp2 (33,3% de caráter s) e sp3 (25%
de caráter s), respectivamente.

Os orbitais 2s possuem menor energia do que os orbitais 2p e
por esse motivo tendem, em média, a estarem mais próximos
do núcleo atômico.
Assim, podemos considerar que quanto maior o caráter s da
hibridização de um carbono, maior será o caráter
eletronegativo deste átomo. Dessa forma, as ligações C-H do
etino são mais polares e há um maior caráter positivo nos
hidrogênios do etino. Veja a cor azul no mapa de potencial
eletrostático da Figura 19.
A eletronegatividade é a tendência que um átomo apresenta
de receber elétrons e formar um íon negativo.
javascript:void(0)
Em resumo, há uma maior tendência a aumentar a acidez de
espécies que possuem átomos hibridizados com maior caráter
s. Como é o caso das ligações triplas e duplas, comparadas
com ligações simples. Esses átomos polarizam mais suas
ligações com hidrogênio, tornando-os mais positivos e doando-
os com mais facilidade. A base conjugada formada tende a
estabilizar bem a carga positiva formada e, portanto, é
usualmente uma base fraca.
 
Imagem: Adaptado de Solomons e Fryhle, 2012. v. 1. p. 119.
 Figura 19. As estruturas químicas e os mapas de potencial
eletrostático do etino, do eteno e do etano.
EFEITO INDUTIVO
As ligações comuns entre C-H e C-C são praticamente
apolares. Porém, esse efeito muda se o átomo de carbono está
ligado a um átomo de eletronegatividade não equivalente à sua.
Podemos tomar como exemplo o carbono ligado a um átomo de
flúor, que é bastante eletronegativo. Esse átomo “puxa” para
mais próximo de si os elétrons da ligação, tornando-a mais
polarizada e com carga parcial negativa sobre o átomo de
F. Esse efeito de puxar os elétrons pode se propagar
através do espaço e através das outras ligações da
molécula.
Para a estabilização de uma base conjugada o efeito indutivo
pode ser um fator importante, pois ele torna a estrutura da base
menos energética e, por consequência, mais estável. Note no
exemplo a seguir da Figura 20 que os elétrons do fluoreto de
etila se colocam mais concentrados sobre o átomo de flúor.
 
Imagem: Adaptado de Solomons e Fryhle, 2012. v.1, p. 120.
 Figura 20. As estruturas químicas e os mapas de potencial
eletrostático do fluoretano.
Esse efeito também pode ser observado na comparação entre
o ácido acético de pKa= 4,75 e para o ácido cloroacético de
pKa= 2,86. A maior acidez relativa do ácido substituído por
cloro dá-se por conta da eletronegatividade deste átomo. A
presença do cloro torna os prótons da carboxila do ácido mais
positivos, facilitando sua perda. Além disso, após a perda do
próton, o átomo de cloro atrai os elétrons para si, via efeito
indutivo, estabilizando a base conjugada formada através da
dispersão da sua carga negativa. Dessa forma, comparando as
reações do ácido acético e do ácido cloroacético com a água,
temos que o equilíbrio tende mais para a formação dos
produtos na reação do ácido cloroacético, pois sua base
conjugada é mais estável do que o íon acetato (Figura 21).
 
Imagem: SOLOMONS; FRYHLE, 2012. v.1, p. 126, adaptado
por Lerik Lopes
 Figura 21. Exemplificação do efeito indutivo e a
estabilização da base conjugada do ácido cloroacético.
EFEITO DA DESLOCALIZAÇÃO
A deslocalização eletrônica ocorre quando os elétrons em
uma molécula não estão associados a um único átomo ou a
uma ligação covalente. Ou seja, os elétrons deslocalizados são
contidos dentro de um orbital que se estende ao longo de vários
átomos adjacentes permitindo que eles sejam compartilhados
por esses átomos formando estruturas de ressonância.
Esse efeito pode ser significativo para a estabilização das
bases conjugadas formadas, pois a deslocalização de cargas é
sempre um fator que contribui nesse sentido. Justamente por
conta dessa estabilidade dada à base conjugada, a energia
necessária para a formação dela é diminuída, favorecendo
ainda mais a ocorrência da reação.
 EXEMPLO
Podemos comparar a acidez entre um álcool alifático e um
grupamento fenólico. O etanol, por exemplo, possui pKa= 16,
enquanto o orto-cresol (2-metilfenol) possui pKa= 10,26. O
etanol, ao se ionizar forma o íon etóxido como base conjugada,
que não possui nenhuma estrutura de ressonância como forma
de estabilização, conforme consta na Figura 21. O o-cresol, por
sua vez, ao reagir perdendo seu próton, forma como base
conjugada uma estrutura que inicialmente possui carga
negativa localizada sobre o átomo de oxigênio. Contudo, outras
três estruturas podem ser representadas para promover a
deslocalização eletrônica e consequente estabilização da base
conjugada, que é uma base mais fraca do que o ânion etóxido.
Digamos, então, que neste caso há a estabilização por
ressonância favorecendo a ocorrência da reação.
 
Imagem: Daniel Simas.
 Figura 22. A reação do etanol com água e a reação do o-
cresol com água. As estruturas de ressonância para a base
conjugada do o-cresol.
FUNÇÕES ORGÂNICAS
A acidez das moléculas orgânicas pode variar de acordo com
os grupos funcionais que representam a porção ácida da
molécula. Alguns grupos funcionais são reconhecidamente
ácidos, caso dos ácidos carboxílicos, álcoois e fenóis.
Normalmente os ácidos orgânicos são considerados de força
média para fraca, com valores de pKa variando entre 3 e 5. Os
fenóis possuem pKa de aproximadamente 10. Já os álcoois são
considerados ácidos fracos com valores usuais de pKa entre
15 e 18. Já um composto sulfurado do tipo tiol possui seu pKa 
variando entre 10 e 11. Assim, a Figura 23 a seguir resume a
ordem de acidez para algumas funções orgânicas.
BASICIDADE
A basicidade também pode ser medida em compostos
orgânicos. Os compostos nitrogenados são conhecidos por
suas basicidades. As aminas alifáticas, por exemplo, são mais
básicas do que as aminas aromáticas, pois os grupos alquílicos
têm efeito indutivo positivo, aumentandoa disponibilidade do
par de elétrons não ligante do nitrogênio. Diferentemente dos
grupos arila e fenila, que reduzem a disponibilidade desta parte
de elétrons por efeito de ressonância. Porém, dentre as aminas
alifáticas, a basicidade tende a aumentar de acordo com o
aumento do número de substituintes na amina.
Assim, de forma resumida, quanto maior o número de grupos
“arilas” como substituintes, menor será a basicidade, e, em
aminas alifáticas, a basicidade cresce com o aumento do
número de grupos alquila. Aminas terciárias fogem à regra e
são menos básicas que as aminas primárias (Figura 23).
 
Imagem: Daniel Simas, adaptado por Lerik Lopes
 Figura 23. Resumo da acidez e basicidade de algumas
funções orgânicas.
O CONCEITO DE LEWIS
PARA ÁCIDOS E BASES
Essa teoria foi apresentada por Gilbert Newton Lewis (1875-
1946), em 1916, mas aceita apenas a partir de 1923. Segundo
esse conceito:
Ácidos:
São substâncias capazes de aceitar um par de elétrons de
outros átomos para formar uma nova ligação.
Bases:
São substâncias capazes de doar um par de elétrons a outro
átomo para formar uma nova ligação.
Parece simples, não é? E de fato é simples mesmo. Porém,
essa teoria ampliou consideravelmente as aplicações e o
entendimento sobre ácidos e bases, trazendo conceitos úteis
para a compreensão de uma nova variedade de reações
orgânicas. Na teoria de Lewis, os ácidos e as bases não ficam
restritos a agirem apenas como doadores ou aceptores de
prótons (H+), respectivamente, como acontece segundo a teoria
de BrØnsted-Lowry, mas, sim, como aceptores ou doadores de
par de elétrons em uma dada reação.
Veja que na Figura 24 o HCl age de forma análoga a que um
doador de próton age. Porém, o que acontece segundo Lewis é
que o HCl ao reagir com o NH3, ele recebe o par de elétrons se
tornando um Cl- (cloreto). De forma paralela, a amônia (NH3)
doa um par de elétrons para que a reação ocorra. A Figura 24
também mostra que a reação ocorre com o NH3 novamente
doando seu par de elétrons (base de Lewis), desta vez para o
alumínio.
Note, que dessa vez, não há quebra de ligação para que a
reação ocorra. Apesar de assumir carga negativa, o alumínio
atinge a condição de octeto completo após a reação e por
receber o par de elétrons do nitrogênio, ele atua como ácido de
Lewis.
 
Imagem: SOLOMONS; FRYHLE, 2012. v.1, p.105, adaptada
por Lerik Lopes.
 Figura 24: Reação entre ácidos de Lewis (Receptores de par
de elétrons) e bases de Lewis (Doadores de par de elétrons).
Vamos agora observar uma reação orgânica envolvendo o
conceito de Lewis. O éter etílico, pode reagir com o BF3,
gerando como produto o eterato de trifluoreto de boro
(BF3OEt2), Figura 25. O par de elétrons livre do oxigênio é
quem “ataca” o átomo de boro, para a realização da nova
ligação química. Nesse caso, temos então a acetona agindo
como doadora de par de elétrons, ou seja, uma base de Lewis.
Já o BF3, por receber o par de elétrons, age como ácido de
Lewis.
 
Imagem: Daniel Simas, adaptado por Lerik Lopes
 Figura 25. Reação entre o éter etílico e o BF3, um ácido de
Lewis e um bases de Lewis.
LEWIS X BRØNSTED-LOWRY
Os dois conceitos divergem entre si quando se trata das
definições de ácidos de Lewis. Para BrØnsted-Lowry, os ácidos
são apenas doadores de prótons, já para Lewis os ácidos são
aceptores de par de elétrons em uma dada reação. O conceito
de Lewis se mostra, na prática, mais abrangente do que a
teoria de BrØnsted-Lowry.
As bases de Lewis são espécies doadoras de elétrons e, no
postulado de BrØnsted-Lowry, as bases são aceptoras de
prótons. Como para receber prótons, as bases de BrØnsted-
Lowry precisam doar par de elétrons para que a reação ocorra,
as teorias se assemelham neste ponto, uma vez que assim
como acontece para os ácidos, a definição de bases de Lewis é
mais abrangente do que a definição de bases de BrØnsted-
Lowry.
Devido à maior amplitude das aplicações das definições de
Lewis, inclusive incluídas todas as reações de BrØnsted-Lowry,
sua aplicação funciona como base para o entendimento da
maioria das reações em Química Orgânica. Assim, um sólido
entendimento destes conceitos será de suma importância para
os aprendizados em síntese orgânica.
Outro exemplo da comparação entre as teorias pode ser visto a
seguir na reação entre o HCl e o 1-metil-ciclohexan-1-ol
(reação A da Figura 26). Note que devido à eletronegatividade
do átomo de cloro, o hidrogênio do HCl é parcialmente positivo
(eletrofílico: possui afinidade por elétrons). Como o oxigênio do
álcool é uma base de Lewis, ele pode doar seu par de elétrons
ao próton e o assimilar em sua estrutura. Assim, o Cl- termina
por agir como ácido de Lewis, por receber o par de elétrons que
antes fazia parte da ligação com o hidrogênio. Veja que essa
mesma explicação cabe para ácidos e bases de BrØnsted-
Lowry, onde temos ácido e base como doador e receptor de
próton (H+).
Já na reação B da Figura 26, entre o benzaldeído e o cianeto
temos o aldeído com características eletrofílicas devido à
eletronegatividade do oxigênio da carbonila. Assim, o íon
cianeto atua como uma base de Lewis ao doar seu par de
elétrons e deslocá-lo para o oxigênio, de modo que todos os
átomos tenham um octeto de elétrons. Assim, o grupo cianeto
atua como base de Lewis, mas não com base de BrØnsted-
Lowry – note que ele não recebe próton (H+). Isso também vale
para o aldeído, que atua como ácido de Lewis por receber o par
de elétrons, mas não como ácido de BrØnsted-Lowry, pois não
doa H+.
 
Imagem: Daniel Simas, adaptado por Lerik Lopes
 Figura 26. Esquemas reacionais entre o HCl e o 1-metil-
ciclohexan-1-ol (A) e entre o benzaldeído e o cianeto (B).
AS DIFERENTES
DEFINIÇÕES ÁCIDO BASE –
BREVE RESUMO
A QUÍMICA ÁCIDO BASE E
SUA IMPORTÂNCIA
BIOLÓGICA
A especialista fala sobre os exemplos de reações ácido base de
impacto nas indústrias farmacêuticas, nas ciências forenses e
na indústria alimentícia.
Como já visto, uma reação ácido-base ocorre entre duas
espécies que denominamos ácido e base. Diferentes conceitos
são usados para definir estes dois termos através do
mecanismo envolvido nas reações. Suas aplicações são de
grande importância para diversas áreas da ciência e para a
explicação da maioria das reações orgânicas. O diagrama de
Venn (Figura 26) mostra uma visão coordenada das três
teorias mais aceitas e conhecidas para definir ácidos e bases
em Química Orgânica. Note que a teoria de Lewis é a mais
abrangente entre elas. Podemos definir que todo ácido de
Arrhenius é também um ácido de BrØnsted-Lowry e,
sequencialmente, todo ácido de BrØnsted-Lowry será também
classificado como ácido de Lewis. Mas nem todo ácido de
Lewis é um ácido de BrØnsted-Lowry.
 
Imagem: Daniel Simas
 Figura 26. Esquemas reacionais entre o HCl e o 1-metil-
ciclohexan-1-ol (A) e entre o benzaldeído e o cianeto (B).
VERIFICANDO O
APRENDIZADO
1. AO COMPARAR A ESTRUTURA DO ÁCIDO
MONOCLORO-ETANOICO (KA= 1,55 X 10-3) COM
A ESTRUTURA DO ÁCIDO DICLOROETANOICO
(KA= 5 X 10-2) E SEUS VALORES DE PKA ,
PODEMOS NOTAR QUE O SEGUNDO É MAIS
ÁCIDO. DENTRE AS OPÇÕES ABAIXO, MARQUE
O PRINCIPAL EFEITO QUE PROMOVE A MAIOR
ACIDEZ DO ÁCIDO DICLORO ETANOICO.
A) Efeito de ressonância
B) Efeito indutivo
C) Volatidade
D) Ponto de fusão
E) Pressão de vapor
2. (FGV-SP-ADAPTADO) A AMÔNIA É UM
COMPOSTO MUITO VERSÁTIL, POIS SEU
COMPORTAMENTO QUÍMICO POSSIBILITA SEU
EMPREGO EM VÁRIAS REAÇÕES QUÍMICAS EM
DIVERSOS MECANISMOS REACIONAIS, COMO
EM: 
 
I- HBR(G) + NH3(AQ) → NH4+(AQ) + BR–(AQ) 
II- NH3(G) + CH3–(G) → CH4(G) + NH2–(G)
 
DE ACORDO COM O CONCEITO ÁCIDO-BASE DE
BRØNSTED-LOWRY, A AMÔNIA É
CLASSIFICADA EM I E II, RESPECTIVAMENTE,
COMO:
A) Ácido e base
B) Base e ácido
C) Ácido e ácido
D) Neutro e ácido
E) Base e base
GABARITO
1. Ao comparar a estrutura do ácido monocloro-etanoico
(Ka= 1,55 x 10-3) com a estrutura do ácido dicloroetanoico
(Ka= 5 x 10-2) e seus valores de pKa , podemos notar que o
segundoé mais ácido. Dentre as opções abaixo, marque o
principal efeito que promove a maior acidez do ácido
dicloro etanoico.
A alternativa "B " está correta.
 
Ao observar as estruturas, podemos notar que o efeito de
ressonância (deslocalização eletrônica) atua de forma
semelhante para ambas as estruturas. Contudo, o efeito
indutivo se pronuncia com intensidade na estrutura do ácido
dicloroetanoico. Os dois átomos de cloro são eletronegativos e
tornam a ligação entre o oxigênio e o hidrogênio mais
polarizada, tornando esse hidrogênio mais ácido. Além disto, os
átomos de cloro atuam de forma conjunta, aumentando o efeito
de estabilização da base conjugada.
2. (FGV-SP-adaptado) A amônia é um composto muito
versátil, pois seu comportamento químico possibilita seu
emprego em várias reações químicas em diversos
mecanismos reacionais, como em: 
 
I- HBr(g) + NH3(aq) → NH4+(aq) + Br–(aq) 
II- NH3(g) + CH3–(g) → CH4(g) + NH2–(g)
 
De acordo com o conceito ácido-base de BrØnsted-Lowry,
a amônia é classificada em I e II, respectivamente, como:
A alternativa "B " está correta.
 
Segundo a teoria de BrØnsted-Lowry, na equação I, a amônia é
uma base porque recebe um H+ para tornar-se um NH4+, mas,
na equação II, ela é um ácido porque doa um próton e
transforma-se em NH2–.
CONCLUSÃO
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Neste material, foi possível abordar três módulos distintos, mas
com ligações claras entre si. No módulo 1, estudamos sobre as
diversas formas de interação molecular. As principais
abordadas foram as forças do tipo dipolo-dipolo, dipolo
induzido, ligação de hidrogênio, forças de dispersão e as forças
envolvendo espécies iônicas. Através da atuação destas forças,
as moléculas, átomos ou íons das diferentes substâncias
interagem entre si e se atraem, interferindo diretamente nas
suas propriedades físico-químicas como: o ponto de ebulição,
de fusão, solubilidade, viscosidade, volatilidade etc. Essas
características, bem como a correlação delas com as estruturas
químicas e com as forças das interações moleculares, foram
apontadas no módulo 2.
Por fim, no módulo 3, foram discutidas as principais teorias
ácido-base e suas aplicações. As definições de BrØnsted-
Lowry e Lewis são as mais aplicadas aos conceitos de Química
Orgânica. Essas foram comparadas e discutidas de acordo com
seus princípios básicos, como força de um ácido ou base,
constantes de ionização e mecanismo reacionais. Essas teorias
são as bases para a maior parte das reações orgânicas e
possuem pronunciadas aplicações em distintas áreas da
ciência e do cotidiano.
AVALIAÇÃO DO TEMA:
REFERÊNCIAS
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química questionando a
vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Artmed
Bookman, 2006.
BRADY, J. E. SENESE, F. Química: a matéria e suas
transformações. v.1 e 2, 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2009.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a
ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005. p. 972.
MCMURRY, J. Química Orgânica. v. 1 e 2. 6. ed. Cengage
Learning, 2012.
SOLOMONS, T. W. G.; Fryhle, C. B. Química Orgânica, v. 1 e
2. 10 ed. Rio de Janeiro: LTC, 2012.
EXPLORE+
Para ampliar seus conhecimentos sobre o tema, leia:
Os artigos sobre Solubilidade das substâncias
orgânicas, de Cláudia Rocha Martins, Wilson Araújo Lopes
e Jailson Bittencourt de Andrade, na revista Química Nova.
CONTEUDISTA
Daniel Luiz Reis Simas
 CURRÍCULO LATTES
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