conceitos acido base

Conceitos Modernos de ácidos e bases

Prof. Júlio Xavier

A primeira conceituação mais precisa de ácidos e bases foi dada por Svante August Arrhenius (1859 - 1927). Tal conceituação foi um dos motivos pelos quais ele recebeu o Prêmio Nobel de Química de 1903.

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251Capítulo 11 • O CARÁTER ÁCIDO-BÁSICO NA QUÍMICA ORGÂNICA

1 INTRODUÇÃO

O caráter ácido ou básico das substâncias é muitoimportante, pois acaba provocando inúmeras reações,tanto na Química Inorgânica como na Química Orgâ-nica. Os ácidos e as bases são substâncias que formamsoluções aquosas condutoras de eletricidade, como, porexemplo, o ácido acético existente no vinagre e ohidróxido de magnésio do leite de magnésia. Ácidos ebases são substâncias que reagem facilmente entre si e têmcaracterísticas opostas; essa oposição é constatada pelamudança de cor dos indicadores — “o que o ácido faz,a base desfaz”.

2 ÁCIDOS E BASES DE ARRHENIUS

A primeira conceituação mais precisa de ácidos e bases foi dada por Svante August Arrhenius (1859-1927). Tal conceituação foi um dos motivos pelos quais ele recebeu o Prêmio Nobel de Química de 1903.

Ácidos de Arrhenius é todo composto que, em solução aquosa, se ioniza, produzindocomo íon positivo apenas o cátion hidrogênio (H1).

É o que acontece no exemplo:

HCl H1 1 Cl2

Bases de Arrhenius é todo composto que, por dissociação iônica, libera como íonnegativo apenas a hidroxila (OH2).


NaOH Na1 1 OH2

Para medir a força dos ácidos e bases, podemos usar o grau de ionização (a), a constante deionização (Ka e Kb) e ainda o pKa, o pKb e a escala do pH. Recapitulando:

• grau de ionização: a Quantidade de mols ionizadosQuantidade inicial de mols

5

• para o ácido: HA H1 1 A2 temos K AAa

[H ] [ ][H ]

51 2

e pKa 5 2logKa

• para a base: BOH B1 1 OH2 temos K BBb

[ ] [OH ][ OH]

51 2

e pKb 5 2logKb

• pH 5 2log[H1]

Observamos também que, quanto maiores forem os valores de a e de K (ou menores os valoresde pK), mais fortes serão os ácidos e as bases correspondentes. Todas essas grandezas são de grandevalor prático, pois nos permitem medir coisas tão diversas quanto a acidez de uma chuva poluente e opH de nosso sangue (que não deve sair de limites bem estreitos, sob risco de morte).

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1 INTRODUÇÃO






HCl H1 1 Cl2



NaOH Na1 1 OH2



5


[H ] [ ][H ]

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e pKa 5 2logKa


[ ] [OH ][ OH]

51 2

e pKb 5 2logKb

• pH 5 2log[H1]


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1 INTRODUÇÃO






HCl H1 1 Cl2



NaOH Na1 1 OH2



5


[H ] [ ][H ]

51 2

e pKa 5 2logKa


[ ] [OH ][ OH]

51 2

e pKb 5 2logKb

• pH 5 2log[H1]


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1 INTRODUÇÃO






HCl H1 1 Cl2



NaOH Na1 1 OH2



5


[H ] [ ][H ]

51 2

e pKa 5 2logKa


[ ] [OH ][ OH]

51 2

e pKb 5 2logKb

• pH 5 2log[H1]


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Prof. Júlio Xavier

Em 1923, Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947) e Thomas Martin Lowry (1874-1936) propuseram definições para ácidos e bases mais amplas do que as de Arrhenius, dizendo que:

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3 ÁCIDOS E BASES DE BRÖNSTED-LOWRY

Em 1923, Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947) e Thomas Martin Lowry (1874-1936) propuse-ram definições para ácidos e bases mais amplas do que as de Arrhenius, dizendo que:

Ácido de Brönsted-Lowry é toda espécie química (molécula ou íon) capaz de cederprótons (H1).

Base de Brönsted-Lowry é toda espécie química (molécula ou íon) capaz de receberprótons (H1).

Por exemplo:

HCl

Base deBrönsted-Lowry

1 1H2O H3O1 Cl2

H1

Ácido deBrönsted-Lowry

Eletronicamente:

OH HH xx O

H

H Hx xxClx Cl

21

Observe que há quebra de uma ligação covalente e transferência do H1 de uma molécula para outra.Por isso, a reação entre o ácido e a base é chamada também de protólise (próton 5 “H1”; lise 5 “quebra”).

Esse conceito é muito importante na Química Orgânica, pois se aplica a muitos compostos orgâni-cos. Por exemplo:

Thomas Martin Lowry

Químico inglês, nasceu em Bradford, em 1874, e fa-leceu em Cambridge, em 1936. Lowry desenvolveutrabalhos sobre a atividade óptica de vários compos-tos como a nitro-cânfora, por exemplo. Em 1920 setornou o primeiro professor de Físico-Química na Uni-versidade de Copenhagen. Desenvolveu em conjun-to com Brönsted uma nova teoria sobre ácidos e ba-ses (teoria protônica).

HCl


Álcool funcionandocomo base de Brönsted-Lowry

1 1OHCH3 Cl2

H1

CH3 OH

H1

Alcoxônio

O íon positivo formado pelo álcool (íon alcoxônio) é bastante reativo. Lembre-se de que as moléculasorgânicas são, em geral, covalentes e pouco reativas. Conseqüentemente, a formação de um íon (sejapositivo ou negativo) é sempre bem-vinda, pois coloca à nossa disposição um reagente bem mais reativo.

Do fato de as reações desse tipo serem reversíveis, surgiu uma definição importante:

Ácidos e bases conjugados são os que diferem entre si por um H1.

No exemplo anterior:

Johannes Nicolaus Brönsted

Químico dinamarquês, nasceu em Varde, em 1879,e faleceu em Copenhagen, em 1947. Brönsted de-senvolveu importantes trabalhos sobre calor espe-cífico, afinidade química, solubilidade e separaçãode isótopos (como os de mercúrio e os de cloro).Em 1923 apresentou uma nova teoria sobre ácidose bases (teoria protônica), que foi desenvolvida jun-tamente com o químico Thomas Martin Lowry.

Ácido ÁcidoBase Base

1CH3 O

H

Cl2HCl 11

OHCH3 H

Conjugados

Conjugados

SPL

/ STO

CK

PHO

TOS


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Por exemplo:

HCl


1 1H2O H3O1 Cl2

H1


Eletronicamente:

OH HH xx O

H

H Hx xxClx Cl

21



Thomas Martin Lowry


HCl



1 1OHCH3 Cl2

H1

CH3 OH

H1

Alcoxônio








1CH3 O

H

Cl2HCl 11

OHCH3 H

Conjugados

Conjugados

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/ STO

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Esse conceito é muito importante na Química Orgânica, pois se aplica a muitos compostos orgânicos. Por exemplo:

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Por exemplo:

HCl


1 1H2O H3O1 Cl2

H1


Eletronicamente:

OH HH xx O

H

H Hx xxClx Cl

21



Thomas Martin Lowry


HCl



1 1OHCH3 Cl2

H1

CH3 OH

H1

Alcoxônio








1CH3 O

H

Cl2HCl 11

OHCH3 H

Conjugados

Conjugados

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/ STO

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Pares conjugados:

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Por exemplo:

HCl


1 1H2O H3O1 Cl2

H1


Eletronicamente:

OH HH xx O

H

H Hx xxClx Cl

21



Thomas Martin Lowry


HCl



1 1OHCH3 Cl2

H1

CH3 OH

H1

Alcoxônio








1CH3 O

H

Cl2HCl 11

OHCH3 H

Conjugados

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Por exemplo:

HCl


1 1H2O H3O1 Cl2

H1


Eletronicamente:

OH HH xx O

H

H Hx xxClx Cl

21



Thomas Martin Lowry


HCl



1 1OHCH3 Cl2

H1

CH3 OH

H1

Alcoxônio








1CH3 O

H

Cl2HCl 11

OHCH3 H

Conjugados

Conjugados

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/ STO

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Além disso, sabemos que um ácido é forte quando tem grandetendência de liberar o H1 (por exemplo, HCl H1 1 Cl2).É evidente que, se o HCl tem muita tendência para liberar o H1

(reação direta muito intensa), o Cl2 terá pouca tendência para rece-ber o H1 de volta (reação inversa pouco intensa). Em outras pala-vras: se o ácido é forte, sua base conjugada será fraca, e vice-versa. Temos alguns exemplos na tabela ao lado.

Como conseqüência, podemos dizer que a reação do tipoácido-base sempre ocorre no sentido de formar outro ácido eoutra base, mais fracos que os iniciais.

No exemplo abaixo, a reação tende a caminhar para a direitacom mais intensidade que para a esquerda (isto é, o equilíbrio estádeslocado para a direita):

HCl 1 1H2O H3O1 Cl2

Ácido maisfraco que oHCl inicial

Base maisfraca que oH2O inicial

Ácido Base conjugada

HClO4 ClO42

HCl Cl2

H2SO4 SO422

HNO3 NO32

H3O1 H2O

H3PO4 H2PO422

H2CO3 HCO32

HCN CN2

NH41 NH3

H2O OH2

Aum

ent o

dafo

rça

dos

ácid

o s

Aum

ento

dafo

rça

das

base

s

1 2C2H5 C2H5 HSO41O

H

C2H5H2SO4 C2H5O1

1 2CH3NH3 OH1H2OCH3 NH2 1

1 (UFRGS-RS) Para a reação CH3COO2 1 HF CH3COOH 1 F2, quais as espécies que podem ser considera-das bases, segundo o conceito de Brönsted-Lowry?a) Apenas CH3COO2 b) Apenas F2 c) CH3COO2 e CH3COOH d) CH3COO2 e F2 e) F2 e HF

2 Aponte os ácidos e as bases de Brönsted-Lowry, nos exemplos abaixo:

3 (UFF-RJ) Sabe-se que, em água, alguns ácidos são melhores doadores de prótons que outros e algumas bases são melho-res receptoras de prótons que outras. Segundo Brönsted, por exemplo, o HCl é um bom doador de prótons e conside-rado um ácido forte.De acordo com Brönsted, pode-se afirmar:a) Quanto mais forte a base, mais forte é seu ácido conjugado.b) Quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada.c) Quanto mais fraco o ácido, mais fraca é sua base conjugada.d) Quanto mais forte a base, mais fraca é sua base conjugada.e) Quanto mais forte o ácido, mais fraco é seu ácido conjugado.

4 (Uerj) O etanóico é uma substância de largo emprego na indústria de alimentos, seja como conservante, seja para consumona forma de vinagre. Uma solução de etanóico 0,1 mol z L21 apresenta um pH de, aproximadamente, 3.Considerando as condições ambientes, calcule o valor do grau de ionização do etanóico e a concentração de íons etanoatono estado de equilíbrio, em g z L21.(Dados: massas molares, em g/mol: H 5 1; C 5 12; O 5 16.)

5 (UFF-RJ) O princípio ativo da aspirina é o ácido acetilsalicílico (AAS, C9H8O4), que é um ácido fraco monocarboxílico, de Ka

igual a 2,0 z 1025 a 27 °C.Considere uma solução aquosa de aspirina que apresenta concentração de 0,05 mol z L21 e determine:a) a concentração de cada espécie presente; b) o pH; c) o grau de ionização (a).

a)

b)

EXERCÍCIOS Registre as respostas

em seu caderno

a) O que são ácidos e bases de Arrhenius?

b) O que são ácidos e bases de Brönsted-Lowry?

c) O que são ácidos e bases conjugados? A base conjugada de um ácido será forteou fraca?

REVISÃO Responda em

seu caderno


Pares conjugados:

Prof. Júlio Xavier

Em 1923, Gilbert Newton Lewis (1875-1946) propôs novos conceitos para ácidos e bases, ainda mais gerais do que os de Arrhenius e os de Brönsted-Lowry:

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6 ÁCIDOS E BASES DE LEWIS

Em 1923, Gilbert Newton Lewis (1875-1946) propôs novos conceitos para ácidos e bases, aindamais gerais do que os de Arrhenius e os de Brönsted-Lowry:

Base de Lewis é toda espécie química (molécula ou íon) capaz de ceder pares eletrô-nicos para formar ligações dativas.

Ácido de Lewis é toda espécie química (molécula ou íon) capaz de receber pareseletrônicos em ligações dativas.

Por exemplo:

Veja que no RNH2 há um par de elétrons livres, enquanto no AlCl3 falta um par de elétrons paracompletar o seu octeto. É isso que possibilita uma reação do tipo ácido-base de Lewis.

Outro exemplo interessante é o dos éteres que se comportam como base de Lewis. Por exemplo:

N 1R

H

H

Al

Cl

Cl

Cl N ouAlCl3R

H

H

N AlCl3R

H

H

Amina(base de Lewis)

Cloreto de alumínio(ácido de Lewis)

Por isso os éteres são solúveis em H2SO4 concentrado e frio. Isso diferencia os éteres doshidrocarbonetos e dos haletos.

A molécula de um éter se rompe, porém, quando aquecida com H2SO4, ácidos halogenídricos (areatividade é HI . HBr . HCl) e até mesmo com certos ácidos de Lewis, como o AlCl3:

OC2H5 C2H5 H2SO41 OH

[C2H5 C2H5] HSO4

Base de Lewis Ácido de LewisSulfato ácido de dietil-oxônio

(nome geral: sal de oxônio)

1 2

Podemos também dizer que uma base de Lewis é tanto mais forte quanto maior for sua ten-dência a ceder pares eletrônicos; um ácido de Lewis, por sua vez, fica mais forte à medida queaumenta sua capacidade de receber pares eletrônicos.

Considerando que muitos compostos orgânicos têm carência ou excesso de elétrons, concluímosque o conceito de ácidos e bases de Lewis é muito importante em Química Orgânica. Por exemplo,onde há ligações duplas e triplas, há elétrons nas ligações p mais ou menos soltos, que podem seratacados por ácidos de Lewis — note que, com essa observação, nós já começamos a ficar aptos a sabercomo e por que são atacadas as ligações duplas e triplas das moléculas orgânicas.

Por fim, diremos que as reações entre ácidos e bases de Lewis explicam a formação de muitosreagentes, eletrófilos ou nucleófilos. Assim, por exemplo, já vimos que as reações de substituição noanel aromático se iniciam pela formação de um atacante eletrófilo, como foi explicado na página 209.

FeCl3 1 Cl2 FeCl24 1 Cl1

OC2H5 C2H5 HI

1HI

1 1C2H5OH C2H5I

1C2H5I H2O

Reagente eletrófilo

Ácido de Lewis Base de Lewis

Capitulo 11C-QF3-PNLEM 11/6/05, 11:09269

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É importante notar que os conceitos de ácidos e bases de Arrhenius, de Brönsted-Lowry e deLewis não são contraditórios nem se excluem. Pelo contrário, eles se completam, pois as idéias de áci-dos e bases de Lewis englobam os conceitos de ácidos e bases de Arrhenius, como podemos verpelo exemplo:

E englobam também os conceitos de ácidos e bases de Brönsted-Lowry, como acontece no exemplo:

NaOH H2O1HCl 1NaCl

No entanto, a idéia de Lewis estende o conceito de ácidos e bases e muitas outras reações. Por exemplo:

NH3 Cl21HCl 1NH41

Ou, eletronicamente:

1AlCl3 AlCl42

Ácido deLewis

Base deLewis

2

Cl

Podemos também dizer que o conceito de Arrhenius é mui-to importante para soluções aquosas, como acontece freqüen-temente na Química Inorgânica. Já os conceitos de Brönsted-Lowry e de Lewis são mais importantes na Química Orgânica,onde usamos solventes diferentes da água (solventes não-aquo-sos) ou, então, não usamos solventes, uma vez que muitosreagentes orgânicos já se apresentam na forma líquida.

Finalizando, é importante reafirmar que o conceito de áci-dos e bases de Lewis é o mais amplo e engloba o conceito deácidos e bases de Brönsted-Lowry; este, por sua vez, engloba oconceito de ácidos e bases de Arrhenius, como é mostrado noesquema ao lado.

Mais uma vez podemos notar como a Ciência caminha.Os conceitos vão se ampliando e abrangendo maior númerode fenômenos.

ouAlxx

x

2

Al

Cl

Cl

Cl Cl

2

2

Cl

Cl

Cl

Cl

ClAlxx

x

Cl

Cl

Cl

Ácidos e bases de Lewis

Ácidos e basesde Brönsted-Lowry

Ácidose bases deArrhenius

a) O que são ácidos e bases de Lewis?

b) Quando um ácido e uma base de Lewis são considerados fortes?

c) Qual é o conceito mais amplo de ácidos e bases? Por quê?

REVISÃO Responda em

seu caderno

Capitulo 11C-QF3-PNLEM 11/6/05, 11:09270

Na reação : HF + HNO3 H2F+ + NO3

- a espécie H2F+ é classificada como: a) um ácido de Arrhenius b) uma base de Bronsted-Lowry c) uma base de Lewis d) uma base de Arrhenius e) um ácido de Bronsted-Lowry

Prof. Júlio Xavier

Quando o HCl gasoso é dissolvido em água forma-se equilíbrio representado por: HCl(g) + H2O(ℓ) H3O+

(aq) + Cl-(aq) (I) (II) (III) (IV) Usando os numerais romanos para cada fórmula, quais destas combinações representam duas bases? a) I e III b) I e IV c) II e III d) II e IV e) III e IV

Prof. Júlio Xavier

Na reação da água com a amônia líquida H2O + NH3 OH- + NH4

+ , a afirmação falsa é: a) A água funciona como ácido b) Um dos ácidos do sistema é o íon NH4

+ c) A amônia líquida doa prótons à água d) A base formada a partir da água é o ânion OH- e) O NH3 funciona como base.

Prof. Júlio Xavier

De acordo com a teoria de ácido e de base, segundo LOWRY e BRÖNSTED, o ânion HCO3

- ; a) só pode agir como base ao reagir com cátions b) nunca é ácido c) sempre age como base d) sempre age como ácido e) pode reagir como ácido e como base.

Prof. Júlio Xavier

Na equação: H2O + NH3 NH4

+ + OH- (01) A água funciona como ácido de BRONSTED (02) A amônia é uma base de ARRHENIUS (04) O íon NH4

+ é ácido conjugado de base NH3 (08) H2O é uma base, segundo LEWIS (16) NH3 é uma base de LEWIS

Prof. Júlio Xavier

I. HCl + NH 3 NH4+ + Cl-

II. H2O + NH3 NH4+ + OH-

III. H3O+ + CN- HCN + H2O IV. HCO3

- + H2O H2CO3 + OH- V. CN- + H2O HCN + OH- Com relação às reações apresentadas, pode-se afirmar: (01) Em I, HCl comporta-se como ácido de Arrhenius (02) Em II, H2O comporta-se como ácido de Bronsted. (04) Em I e II, NH3, comporta-se como base de Bronsted. (08) Em III, CN- comporta-se como base de Arrhenius. (16) Em III e V, CN- comporta-se como base de Bronsted.

Prof. Júlio Xavier

I. H2S + H2O = HS- + H3O+ II. H2SO4 + H2O = HSO4

- + H3O+ III. H2SO4 + H2S = HSO4

- + H3S+ IV. NH3 + H2O = NH4

+ + OH- V. HCl + H2O = H3O+ + Cl- VI. HCl + NH3 = NH4

+ + Cl- Considerando-se os sistemas anteriores, pode-se afirmar: (01) H2SO4 é um ácido mais forte em H2S do que em H2O (02) NH3 é uma base de Bronsted-Lowry, mas não é uma base de Arrhenius (04) H2O atua somente como uma base (08) HSO4

- + H2O = H3O+ + SO42- ocorre com menor facilidade

que II. (16) HS- e HSO são ácidos conjugados fortes, em relação aos ácidos que lhes deram origem (32) HCl é um ácido de Arrhenius e um ácido de Bronsted-Lowry

Considere as reações: I. NH3 + H2O NH4

+ + OH- II. HNO3 + HF H2F+ + NO3

- III. H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4

- IV. CN- + H2O HCN + OH- (01) Em I, a água doa próton para a amônia (02) Em II, o HF age como base de Bronsted (04) Em I e IV, a água atua como ácido de Bronsted (08) Em III, a água age como base de Lewis (16) Em I, a amônia age como ácido de ARRHENIUS (32) Em IV, o íon cianeto é ácido conjugado da base HCN

Prof. Júlio Xavier

Com relação às reações: I. H2O + HClO4 à H3O+ + ClO4

- II. AlF3 + F- à AIF2

+ III. NH3 + H+ à NH4

+ IV. CO3

2- + H2O à HCO3- + OH-

V. HCl + NH3 à NH4+ + Cl-

Pode-se afirmar que: (01) Apenas as equações I e II representam reações ácido-base. (02) HClO4, F-, H+ e CO , são ácidos nas reações, I, II, III e IV, respectivamente. (04) AlF3 é um ácido de Lewis como mostra a equação II. (08) HCO funciona como base de Brönsted na reação IV. (16) Na reação V o ânion Cl- é a base conjugada do ácido HCl. (32) Na reação V, HCl comporta-se como ácido de Arrehenius. (64) A base conjugada ao HCl, na equação V, é uma base forte.

conceitos acido base

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