Ácidos e Bases

Notas de Aula

1. Universidade Federal do Ceara
Centro de Ciéncias

Departamento de Qui
Quimica Geral e Organica

a Orgánica e Inorgánica

gy

Acidos e Bases

Prof. Dr. José Nunes da Silva Jr.
[email protected]

2. Acidos e Bases

Industria Chuva acida Pesquisas

0001 UFC

3. Acidos e Bases -

Prof. Nunes

0001 UFC

4. Indicadores

Prof. Nunes

Bromthymol Blue

Methyl Orange
Methyl Red

2e me | ESCALA DE pH : INDICADOR DE COUVE ROXA
zu À > sunerhneus
hemas yemas 1 sistas

25 3,5 65 / 75 10,5

07242 3

Natural Indicators Substances in red cabbage and other á -
natural sources change color in acids and bases.

DQOI-UFC

5. Ácidos e Bases - Definicóes

Prof. Nunes

Somente no final do século XX surgiram as primeiras idéias bem
sucedidas que relacionavam estrutura química com propriedades ácidas e
básicas.

>1884 - Arrhenius
>1923 - Johannes Bronsted e Thomas Lowry
>1923 - Lewis (mais utilizada, pois abrange todos os tipos de reagöes ácido-base)

Svante August Arrhenius Johannes Nicolaus Bronsted Thomas Martin Lowry Gilbert Newton Lewis
(1859-1927) (1879-1947) (1874-1936) (1875-1946)

0001 UFC

6. Definicáo -

Prof. Nunes

Auto-ionizaçäo da agua: H204 + H20q, = H30*(aq) + OH (aq)

Je L-3%

4,00) Hot) HO ag) OHT(ag)

Ácido: qualquer substáncia que quando dissolvida em água aumenta a
concentragäo dos ions H¿O*.

Base: qualquer substáncia que quando dissolvida em água aumenta a
concentragäo dos ions OH‘.

| Acidos | Bases

HCIO, LiOH
H,SO, NaOH
HI KOH

HBr Ca(OH),

HCI Sr(OH),

HNO, Ba(OH),

Dacı-Ure.

7. Definicáo -

Prof. Nunes

Ácido: espécie química que cede, ou doa, o proton.

Lone pair

binds H*

a
o.” — e:
HCI H,0

A (acid, H' donor) (base, H' acceptor) el 439

Base: espécie química que recebe, ou ganha, o próton.

Lone pair
binds | He tah x

NH,
7 B (base, H° en (acid, a as DQOI- UFC

8. Definicáo -

Prof. Nunes

> Base é uma espécie química que aceita protons, OH: é apenas um exemplo.
> Ácidos ou bases podem ser ions ou substáncias moleculares.
> Algumas espécies podem agir como ácido ou base (anfipróticas).

> As reaçôes äcido-base nao se limitam à solucóes aquosas.

8 Dacı-Ure.

9. Definicöes

> Par conjugado: 2 espécies que diferem entre si por um proton.

> Substäncia Anfiprötica: pode comportar-se como äcido ou base.

H*

ácido

H

+

base

Haq) + H20(aq)

NHa(aq) + H20(1)

H30% + Clay)

base ácido base

ácido base

NH4'(aq) + OH (aa)

ácido

H

Prof. Nunes

Dacı-Ure.

10. Definigao -

Prof. Nunes

Algumas reacóes tém características de reacóes ácido-base, mas nao se

enquadram no modelo de Bronsted-Lowry. Exemplo:

Na,0, + SO) <2 Na¿SO4s)

Em 1923, G.N. Lewis percebeu que o conceito de acidos e de bases
poderia ser generalizado para incluir reacóes de óxidos ácidos e de
óxidos básicos e muitas outras reacóes, além das de transferéncia de

prótons.

par de elétrons

10 Dacı-Ure.

11. Acidos e Bases de

Prof. Nunes

seta curva indica de onde o par

de elétrons parte e onde chega

a = Cl
| ya N, | +
olin + CH;0CH; == an ¡Ml

CI CI CH;
AICI, Dimetiléter
Acido de Lewis Base de Lewis
He H HH
vn Ll
nf + à] H = H ii ji H
H H HH
Borano Amónia

Ácido de Lewis Base de Lewis

1 Dacı-Ure.

12. Acidos e Bases de

Prof. Nunes

Dacı-Ure.

13. 13

Exercitando

Prof. Nunes

Qual é o produto de cada uma das seguintes reacöes?

a. ZnCl, + CHHOH ==
b. FeBrz + Br. ==

c. AICk + Cl ==

1
d BF; + HCH ==

Dacı-Ure.

14. Exercitando

Prof. Nunes

Mostre como cada um dos seguintes compostos reage com o fon HO-.

a. CH30H +HO-
b. *NHy +HO-
c. CH;NH; + HO
d. BF; + HO:
e. *CH; + HO-
f. FeBr; + HO-
g. AICI, + HO:
h. CH¿COOH + HO-

10111111

14 Dacı-Ure.

15. Forca dos Ácidos

Prof. Nunes

> O conceito de Bronste-Lowry de reacáo ácido-base considera a reacáo
como reacáo de transferéncia de próton.

> Todavia, é útil considerar as reacóes ácido-base como competicáo pelo
próton entre as espécies químicas.

> Ácidos fortes => seráo os que cedem os prótons com maior facilidade que
os outros ácidos.

HCltaq) + H209 > Ciao) + H30* aq)

ácido base base ácido

Essencialmente todas as moléculas de HCI
doam seus protons para as moléculas de H,0.

Dacı-Ure.

16. Forca dos Ácidos

Prof. Nunes

> Ácidos fracos > seráo os que cedem os prótons com menor facilidade
que os outros ácidos.

HCl{ag) + H,O —Z> Clg + H30*(aq)

ácido fraco

ácido forte

Pouca transferéncia de H*

16 Dacı-Ure.

17. Forca dos Ácidos

Prof. Nunes

> Uma reacáo ácido-base normalmente avanca na direcáo do ácido mais
fraco.

HCl{ag) + HOW ———™ Cliag) + H3O*(aa)

ácido fraco

ácido forte
H¿CCOOHag) + H2Oqy > H3CCOO ag) + H3O*{aq
3% a
HF (aq) + H,O = Faq) + H30"(aq)

| HCI > H,0* > HF > H¿CCOOH ]

—— acidez diminui ——>

17 Dacı-Ure.

18. Constantes de Acidez

Prof. Nunes

Quando imaginamos a composiçäo de uma soluçäo de um ácido fraco em
agua, consideramos uma soluçäo que contém:

1) As moléculas ou ions do ácido e uma pequena concentracáo de suas
bases conjugadas.

2) Uma pequena concentraçäo de ions H¿O* formados pela transferéncia
de prótons para as moléculas de água.

3) Uma muito, muito pequena concentragäo de ions OH‘, que mantém o
equilibrio de auto-ionizagäo.

18 Dacı-Ure.

19. Constantes de Acidez

Prof. Nunes

> Todas estas espécies estáo em equilíbrio dinámico.

> Como os ácidos e bases conjugados estáo em equilibrio na solugäo,
podemos expressar a composicáo da soluçäo de um ácido ou base
em termos da constante de equilibrio para a transferéncia de protons.

CH¿COOH + H,0

H¿O* + CH,COO-

K, = [H¿0*] [CH,CO01]
[CH,COOH]

K, = 1,8 x 105 (25°C)

19 Dacı-Ure.

20. Constantes de Acidez e Basicidade

As constantes de acidez (Ka) e basicidade (Kb) sao comumente indicadas
através de seus logaritmos negativos, pela definicáo:

il

Ka grande = pKa pequeno > ácido forte

Ka pequeno => pKa grande > ácido fraco

20 Dacı-Ure.

21. O Balanco da Conjugacáo

Prof. Nunes

> O HCI é classificado como um ácido forte porque está totalmente
desprotonado em água.

> Como resultado, sua base conjugada, Cl, deve ser muito, muito fraca
receptora de prótons.

HCl(ag) * Hp 32 Clan) + H30* (ag)

ácido forte ácido fraco

21 Dacı-Ure.

22. O Balanco da Conjugacáo

Prof. Nunes

> Reciprocamente, o é classificado como um
porque está em água.

> Como resultado, sua base conjugada, CH,COO-, deve ser um boa
receptor de prótons, porque ela prontamente forma moléculas de
CH;COOH.

CH,COOH +H,0 = H,O*+CH,COO-

Resumindo:

Quanto mais fraco o äcido => mais forte sua base conjugada

DQOI-UFC

23. Estrutura Molecular x

Prof. Nunes

> Como a forca do ácido envolve a quebra da ligacáo H-A e a formacáo de
uma ligaçäo H-OH,, podemos suspeitar que um fator que determina a força é
a facilidade com que estas ligagóes sáo quebradas e formadas.

Pkas
H-F H-CI H-Br HA
3,2 7 9 10
F- cr Br r |

—— basicidade aumenta

23 Dacı-Ure.

24. Estrutura Molecular x

Prof. Nunes

> Quando se comparam os protons ligados a átomos de um mesmo grupo
(vertical), o fator determinante da acidez é a forca da ligacáo, a qual
diminui a medida que descemos dentro de um grupo.

Pkas

H-F H-Cl H-Br H-I
3,2 7 9 -10

acidez aumenta ———————

24 DQOI- UFC

25. Estrutura Molecular x

Prof. Nunes

Quando se comparam os protons ligados a atomos de um mesmo periodo
(horizontal), o fator determinante da acidez é a polaridade da ligaçäo, a qual
é determinada pela eletronegatividade do átomo ligado ao próton.

acidez aumenta ——_—_—_—_—_—_——>

25 Dacı-Ure.

26. Auto-ionizacáo da H,0

Prof. Nunes

> Experimentos cuidadosos em sua condutividade elétrica mostraram que a
agua pura se ioniza em uma extensáo muito pequena.

ILO( + ILO() = H,O*(aq) + OH (aq)

> Pelo fato da H,O ser pura, sua atividade é 1, entáo nós nao incluimos a
sua concentracáo no expressáo constante de equilíbrio.

> Esta constante de equilibrio & conhecida como o produto iónico da agua
(Kw).

26 Dacı-Ure.

27. Auto-ionizacáo da H,0

Prof. Nunes

Kw é dependente da temperatura.

TABLE 18-2 K, at Some
Temperatures

Temperature

CC) K,

0 11x 10715
10 2.9 x 10715
25 1.0 x 10-14
37* 24 x 10714
45 4.0 x 10714
60 9.6 x 10714

“Normal human body temperature.

27 Dacı-Ure.

28. Cálculo da Concentracáo de ions

Prof. Nunes

Calcular as concentragöes de H¿O* e ions OH- em uma solugäo 0,050 M
HNO;.

(strong acid) HNO, +H,O — H,O+ + NO,”

initial 0.050 M =0M OM
change due torsn —0.050 M +0.050 M_ +0.050 M
at equil 0M 0.050M 0.050 M

[H,0*] = [NO,-] = 0.050 M

28 Dacı-Ure.

29. Concentracáo dos ions em Soluçäo

Prof. Nunes

K, = [H,O*][OH=] = 1.0 x 10714

Solution General Condition At 25°C

acidic [H,0*+] > [OH] [H30*] > 1.0 x 1077 [OH] < 1.0 x 1077
neutral [H30*] = [OH] [H,O*] = 1.0 x 1077 [OH] = 1.0 x 1077
basic [H,0+] < [OH] [H30+] < 1.0 x 10-7 [OH] > 1.0 x 10-7

29 Dacı-Ure.

30. Escalas pH e

Prof. Nunes

> O escalas pH e pOH fornecem uma maneira conveniente de expressar a
acidez e basicidade de solucóes aquosas diluídas.

> O pHe pOH de uma soluçäo sao definidos como:

pH = —log [H,0*] or [H,0*] = 10-PH#

pOH = —log [OH-] or [OH7] = 10-POH

30 Dacı-Ure.

31. Calculando o pH

Prof. Nunes

Calcule o pH de uma soluçäo em que a concentraçäo H¿O* é 0,050 mol / L.

og [H,O

[H30*] = 0.050 M = 5.0 x 107? M

pH = —log [H;O*] = —log [5.0 x 1072] =

31 Dacı-Ure.

32. Calculando a [H,0*] a partir do pH

Prof. Nunes

O pH de uma soluçäo é 3,301. Qual é a concentragäo de H,0* nesta soluçäo?

3.301 =—log [H,0*]

log [H,O*] = -3.301
{H,0*] = 10-3301

[1,07] = 5.00 x 10-4

32 Dacı-Ure.

33. Prof. Nunes

> Uma relacáo conveniente entre pH e pOH em todas as solucöes diluidas a
25 °C pode ser facilmente derivada.
> Começamos com a expressáo Kw.
[H¿O+][OH7] = 1.0 x 107144
log [H,;O*] + log [OH] = log (1.0 x 1071%)

(log [H,O*]) + (-log [OH-]) = log (1.0 x 1074)

33 Dacı-Ure.

34. 34

Solution

General Condition

Sumario

At 25°C

acidic

neutral

basic

[H,0*] > [OH]
pH < pOH

[H,0*] = [OH7]
pH = pOH

[H,0*] < [OH]
pH > pOH

pH< 7.00

pH= 7.00

pH> 7.00

[H30+] > 1.0 x 10-7 M > [OH]

< pOH

(H,0+] = 1.0 x 10-7 M = [OH-]

= pOH

[H,0*] < 1.0 x 10-7 M < [OH]

> pOH

Prof. Nunes

Dacı-Ure.

35. Relaçôes entre [H,0*], pH, pOH, e [OH]

Prof. Nunes

LUCE" Relationships Among [H¿O*], pH, pOH, and [OH]
[H,0*] pH pOH [OH-]
0-15 15 — H-1 ot
0-14 14 — = + 0 2
0-8 13 — 8 +1 1071 2
0-2 12 EN 2 072 Te
0-1 11 — § + 3 073 E
0-10 10 4 et 4 10-4 $
0-9 9 — 8 L 5 0-3 8
078 85 LES 10-6 =
077 7 El ‘om, 7 10-7 Neutral
0-6 67 à L 8 10-8 .
0-5 5 8 19 10-9 El
0-+ 47 8 — 10 0-10 3
073 34 8 Il 10711 60
072 24 © L 12 0-12 5
0-1 1- © L 13 10-13 3
o| = I 14 0-14 2
0! -1- 415 0-15 =
35 Daoı-UFC

36. Calculos Envolvendo pH e

Prof. Nunes

Calcule a [H¿0*], pH, [OH], pOH para uma soluçäo 0,015 M de HNO3.

HNO, + H,O —> H,O+ + NO,

[H,0+] = 0.015 M
pH = —log [H,0*] = —log (0.015) = —(—1.82) = 1.82
pOH = 14.00 — pH = 14.00 — 1.82 = 12.18

10x 10714 10x 10714

ZA T7 = 67x 10-3
[H,0*] 0.015 071007 M

[OH] =

36 Dacı-Ure.

37. Calculos Envolvendo pH e

Prof. Nunes

Calcule a [H¿0*], pH, [OH], pOH para uma soluçäo 0.015 M Ca(Oh),.

+ H,0 2.2
Ca(OH), ——> Cat + 20H =

[OH-] = 2 x 0.015 M= 0.030 M
pOH = —log [OH] = —log (0.030) = —(=1.52) = 1.52
pH = 14.00 — pOH = 14.00 — 1.52 = 12.48

10x 10-14 1.0x 10-14

OH] "m 7 3.3 OO yi

[H,0*] =

37 Dacı-Ure.

38. Acidos e Bases

Prof. Nunes

> Nós discutimos os ácidos e bases fortes, todavia, ha relativamente
poucos deles.

TABLE 18-1 Common
Strong Acids
and Strong
Bases

Acids

HCl HNO,
HBr HClO,
HI HCIO,

H,SO,

Strong Bases

LiOH
NaOH

KOH Ca(OM)»
RbOH Sr(OH),
CsOH Ba(OH),

38 Dacı-Ure.

39. Acidos e Bases

Prof. Nunes

> Os acidos fracos sao muito mais numerosos do que os ácidos fortes.

> Nossa classificaçäo dos ácidos como forte ou fraco é baseado na medida
em que ionizam para formar uma solugáo aquosa diluída.

> Exemplos de ácidos fracos:

UNS ESV ES) Jonization Constants and pK, Values for Some Weak Monoprotic
Acids

Acid Ionization Reaction K, at 25°C pK,
hydrofluoric acid HF + 11,0 = 1,07 +F- 72 Xx 1074 3.14
nitrous acid HNO, + H,O == H,0* + NO,” 45x 10-4 3.35
acetic acid CH,COOH + H,O == H,0*+CH,COO- 18x 1075 4.74
hypochlorous acid HOCI + H,O == H,0* + OC 35 X 1078 745
hydrocyanic acid HCN + HO == H,0* + CNT 40 x 10710 940

Dacı-Ure.

40. Acidos e Bases

Prof. Nunes

> Varios ácidos fracos sao familiares para nds. O vinagre é uma solugäo
5% de ácido acético, CH¿COOH.

i

> Bebidas carbonatadas sao solucöes saturadas de dióxido de carbono em
água, que produz ácido carbónico.

40 Dacı-Ure.

41. Acidos e Bases

Prof. Nunes

> As frutas citricas contém ácido

C,H,0(COOH),.

citrico,

SS

> Algumas pomadas e pós usados para fins
medicinais contém ácido bórico, H;BO3. Estes usos AN
diários de ácidos fracos sugerem que há uma si
diferença significativa entre âcidos fortes e fracos.

> À diferença é que ácidos fortes ionizam

completamente em soluçäo aquosa diluída,
enquanto que acidos fracos ionizam apenas
ligeiramente.

41 Dacı-Ure.

42. Acidos e Bases

Prof. Nunes

> Vamos considerar a reaçäo que ocorre quando um ácido fraco, como o
ácido acético, é dissolvido em água.

> Aequacáo para a ionizaçäo do ácido acético é:

CH,COOH(aq) + H,0(() = H,O*(aq) + CH¿COO (aq)

[H,O*][CH,COO-] |
= : = 1.8 X 1075

¢ ~ [CH,COOHJ[H,0]

> As constantes de ionizagao para acidos fracos (e bases) devem ser
calculadas a partir de dados determinados experimentalmente.
Medigées de pH, condutividade, ou diminuiçäo do ponto de congelamento
fornecem dados para os cálculos destas constantes.

42 Dacı-Ure.

43. Calculos de Kae

Prof. Nunes

> O ácido nicotinico é um ácido orgánico fraco
monoprótico que podemos representar como HA. HC CC 0—H

HA + H,O == H,0+ + AT
Uma soluçäo diluida de ácido nicotinico contém as seguintes concentragöes

em equilíbrio a 25 ° C. [HA] = 0,049 M; [H¿O*] = [A] = 8,4 10 M. Determine o
valor de Ka?

mino moras pe Él
si ZI ld # a [HA]
(8.4 X 1074)(8.4 x 1074)
K, =. = 14 x 1075
© (0.049) +
O*+][A=
K,= [SOME =14x 10%
[Ha]

pK, = 4.85

Dacı-Ure.

44. Calculos de Ka a partir do

Prof. Nunes

> Em soluçäo 0,0100 M, o ácido acético está 4,2% ionizado. Calcule a sua
constante de ionizaçäo.

CH,COOH + H,0 == H,0* + CH,COO-

_ [H¿O*][CH,COO7]
2 [CH¿COOH]

Como 4,2% se ionizal 142 x 0.0100 : 2x 10% M

CH,COOH +HO= H,O+ + CH,COO-

initial 0.0100 M =0M 0M
change 4,2 X 107+M +42 Xx 10M +42 x 10M
at equil 9.58 x 1073 M 4.2 x 10+M 42 x 10-*M

[H,O*][CH,COO-] — 4.2 X 1074)4.2 x 1074)

K, = =| 1.8 x 1075
* [CH,COOH] 9.58 x 1073

44 Dacı-Ure.

45. 45

Calculando Ka a partir do

> O pH de uma soluçäo 0,115 M de ácido cloroacético, CICH,COOH, é
igual a1,92. Calcule Ka para este ácido fraco monoprótico.

[HO+][A]

+4A- 7 oe
HA + HO == H,0* +A and K, [HA]

pH = -log [H30*]
[H,¿O+] = 10-PH = 107192 = 0.012 M

HA +HO= H,Ot + A

initial 0.115 M =0M 0M
change due to rxn —0.012 M +0.012 M 0.012 M
at equil 0.103 M 0.012 M 0.012 M

([H,O*][A7] (0,012)(0.012)

Prof. Nunes

Dacı-Ure.

46. Percentual de lonizacáo

Prof. Nunes

> Em solucóes diluidas, o ácido acético existe principalmente como
moléculas náo-ionizadas, assim como todos os fracos ácidos.

> Existem relativamente poucos fons hidrónio e acetato. Para cada 1000
moléculas de CH¿COOH originalmente colocadas na soluçäo:

CH,COOH + H,O == H,0* + CH,COO-
987 13 13

> Para ácidos mais fracos (HOCI, por exemplo) da mesma concentracáo, o
número de moléculas do ácido náo-ionizada seria ainda maior.

TABLE 1 Comparison of Extents of Ionization of Some Acids

Tonizarion Percent
Acid Solution Constant [H,0*] pH Tonization
0.10 M HCI very large 0.10 M 1.00 =100
0.10 M CH,COOH 18 x 1075 0.0013 M 2.89 13
0.10 M HOCI 3.5 x 10-8 0.000059 M 4.23 0.059

46 Dacı-Ure.

47. Exercicio

Prof. Nunes

O ácido nicotinico (HNIc) é um ácido fraco monoprótico. Uma soluçäo 0,012M
tem pH = 3,39 a 25 °C. Qual a constante K, e o grau de ionizaçäo?

EEE mu. NE

inicio 0,012
variaçäo -x +x +x
equilibrio 0,012 -x x x
K, = [H:0*] [Nic] = x2 = (0,00041)? = 1,4 x 10%
[HNic] (0,012 - x) 0,012

/

x= [H*] = 10P# = 10359= 0,00041

47 Dacı-Ure.

48. Exercicio

Prof. Nunes

O ácido nicotinico (HNIc) é um ácido fraco monoprótico. Uma soluçäo 0,012M
tem pH = 3,39 a 25 °C. Qual a constante K, e o grau de ionizaçäo?

EEE mu. NE

inicio 0,012
variaçäo -x +x +x
equilibrio 0,012 -x x x
K, = [Hz0*] [Nic] = x? =_(0,00041? = 1,4 x 105
[HNic] (0,012 - x) 0,012

Grau de ionizaçäo = _x_* 100 = 3,4%

0,012

48 Dacı-Ure.

49. Exercicio

Prof. Nunes

Cálculo das Concentracóes na Soluçäo de Acido Fraco, Usando Ka
- Método Aproximado

Determine:
a) Concentragöes do HNic, H* e Nic:
b) Qual o pH da soluçäo

c) Grau de ionizaçäo do HNic

de uma solugäo de HNic 0,1M, sabendo-se que K, = 1,4 x 10%,

49 Dacı-Ure.

50. Exercicio

Prof. Nunes

CTO

início 0,10
variaçäo -x +x +x
equilíbrio 0,10 -x x x

K, = [H,0*] [Nic] = x2 =1,4 x 105
[Hnic] (0,10 - x)

Simplificando.... se K, é muito pequeno —> [H*] é muito pequena
logo (0,10 — x) = 0,10

50 Dacı-Ure.

0,10

51. Exercicio

Prof. Nunes

x=[H*]=0,0012 —> pH=-log 0,0012 = 2,92

Grau de ionizaçäo =__x = 0,0012 *100=1,2%
0,10 0,10

51 Dacı-Ure.

52. Hipótese Simplificadora

Prof. Nunes

> Sempre poderemos usar a hipotese simplificadora?

> Pode-se mostrar que o erro introduzido pela hipótese simplificadora é
menor que 5% se: concentracáo do ácido > 100

Ka
= Exemplo1) [HA]=10? =10° —> hipótese aceitävel
K, = 105
" Exemplo 2) [HA]=104 =10 —> hipótese näo-aceitävel

K,= 105 (Resolver equagäo do 2° grau)

52 Dacı-Ure.

53. Soluçôes Salinas

Prof. Nunes

> A reaçäo de ácidos e bases levam a formaçäo de sais e agua. Podemos
identificar quatro tipos diferentes de sais:

1) Sais de bases fortes e ácidos fortes
2) Sais de bases fortes e ácidos fortes
3) Sais de bases fracas e ácidos fortes

4) Sais de bases fracas e ácidos fracos.

> Tais sais podem resultar em solucöes salinas neutras, ácidas ou básicas
quando dissolvidas em água.

Ácido + Base — Sal + H,O

Solugäo salina: ácida, básica ou neutra

53 Dacı-Ure.

54. Sais de Acidos e Bases

Prof. Nunes

> Poderiamos descrever estes como os sais que contém o cation de uma
base forte e o anion de um acido forte.

> Originam soluçôes neutras.

. H,0
NaCl (solid) —— Nat + CI
100%

H,O + H,0 == OH” + H,0*

54 Dacı-Ure.

55. Sais de Acidos e Bases

Prof. Nunes

> Resultam em solucóes sempre básicas.

HO
NaCH,COOGolid) > Nat + | CH,COO-
2 OS

1
I
l | (result is excess OH -)
H,O +H,0 — OH + | H,0* |
—— a 1
Equilibrium is shifted

CH,COOH + H,O

55 Dacı-Ure.

56. Sais de Bases e Acidos

Prof. Nunes

> Resultam em solucóes sempre ácidas.

of
weak base/stron:

y Ho | i =

NH,Clolid) 959.7 | NHL,* + Cl
I

O+H,0 == ¡OH ¡+H,0*

um is shifted | |

(result is excess H;O*)

56 Dacı-Ure.

57. Sais de Bases e Acidos (Ka = Kb)

Prof. Nunes

> O exemplo comum de um sal deste tipo é o acetato de amónio, CH¿COO-
NH,", o sal resultante da reaçäo da NH, aquosa e com CH¿COOH.

> As constantes de ionizagäo säo 1,8 x 10 para a NH, e para o CH¿COOH.

Ka = Kb > solucáo neutra.

[CH,COOHJ[OH]
5 [CH,COO=]
= 5.6 x 10-10

CH¿COO” + H,O == CH;COOH + OH” K,=

57 Dacı-Ure.

58. Prof. Nunes

> Sais de bases fracas e ácidos fracos para os quais Kb > Ka sempre sao
básicas porque o Anion do ácido hidrolisa a uma extensáo maior que o
cátion da base.

> Kb > Ka > solucáo básica.

=> NH,* + 1,0 — NH, + H,O*
| 2H,0
=> CN +H,0 — HCN+ 0H

K; for CN” (2.5 x 10°°) [>>> |K, for NH,* (5.6 x 10710)

K, for HCN (4.0 x 10-10) | <<< | K, for NH, (1.8 x 1075)

58 Dacı-Ure.

59. Prof. Nunes

> Sais de bases fracas e ácidos fracos para os quais Ka > Kb sempre sao
ácidas porque o cation do da base hidrolisa a uma extensáo maior que o
ánion do ácido.

> Ka> Kb > solucáo ácida.

= NH, + HO == NH, +H,0* —
> 2H,0

= FF +H,0 == HF+OH- >

K, NH¿* (5.6 x 10710) | >>> K, F (1.4 x 10711)

K, for NH; is 1.8 x 1075 [<<< | K, for HF is 7.2 x 107+

59 Dacı-Ure.

60. Soluçôes Salinas -

Prof. Nunes

> Como determinar se uma soluçäo salina será neutra, ácida ou básica?

> Como calcular as concentragöes dos ions H* e OH"?

Regras Gerais

| Acido | Base | Exemplo| Resultado

forte forte NaCl sal náo tem ions hidrolisáveis
soluçäo aquosa neutra

fraco forte NaCN anion do sal é base conjugada de acido fraco
solugáo aquosa alcalina

forte fraca NH,CI soluçäo aquosa acida

fraco fraca os dois ions se hidrolisam. A solugäo sera acida ou
basica em funçäo das forças acido-base relativas
dos dois ions.

NH,CHO,— Ka > Kb : solugäo ácida

Ka < Kb : solugáo básica

60 Dacı-Ure.

61. Exemplos

Prof. Nunes

[eu Dace] na] ease TETE

neutra
NaF HF NaOH alcalina
Zn(NO,), HNO, Zn(OH), ácida
NH,CN HCN 5,6 x 10-10 NH; 2,0x10° Ka< Kb: solugáo alcalina

(NH,*) (CN)

61 Dacı-Ure.

62. HON (ac)

62

> Para uma solucáo de NaCN 0,10M.

Cálculos das Constantes

Prof. Nunes

= H* ag) + CN ag) ka

K,
K,

Hy E
K,= Ky =
K,

K, =

H* ag) + OH aq)

10-14

4,9 x 10-10

10-4

1,8 x 105

CNitaq + On <2 HCNag) + OHag) Kb

= 2,0x 105

= 5,6 x 1010

Dacı-Ure.

63. Cálculos das Concentraçôes

Prof. Nunes

Qual o pH do nicotinato de sódio 0,10 M (K, = 1,4 x 10°).

NiC"iaq) + 209 > HNic{acy + OH (aq)

K)= Ky = _ 10% = 7,1x10-
1,4x 105

K,= [HNic] [IH] = x = 7,1x 10-7
[Nic] 0,10-x

x = [OH-] = 84x 106° —— pOH = 5,08
pH = 8, 92 (alcalino)

63 Dacı-Ure.

64. Solucáo Tampáo

Prof. Nunes

> Emreacóes químicas, em processos industriais, e nos corpos de plantas e

animais, muitas vezes é necessário manter o pH quase constante,

apesar da adiçäo de ácidos ou bases.

6 0001 UFC

65. Solucáo Tampáo

> A capacidade de transporte de oxigénio da hemoglobina no sangue e a
atividade de enzimas em suas células sáo muito sensiveis ao pH dos
fluidos do corpo. Sendo assim, nossos corpos usam uma combinacáo de

compostos conhecidos como um sistema tampáo
dentro de uma faixa estreita.

red blood cell
B chain

helical shape of the
polypeptide molecule

Prof. Nunes

para manter o pH

Hemogiobin

Dacı-Ure.

66. 66

Solucáo Tampáo

Prof. Nunes

> Uma soluçäo tampáo contém um par ácido-base conjugada com ambos
o ácido e base em concentracóes razoáveis.

= O componente ácido reage com adiçäo de bases fortes.
= O componente básico reage com adiçäo de ácidos fortes.

> A operaçäo de uma soluçäo tampáo depende do efeito de ions comuns,
um caso especial do Principio da LeChatelier.

Q Quando uma soluçäo de um eletrölito fraco é alterada pela adiçäo
de um de seus fons vindos de outra fonte, a ionizaçäo do eletrólito
fraco é suprimida. Este comportamento é chamado o Efeito dos
Íons Comuns.

Dacı-Ure.

67. Solucáo Tampáo

Prof. Nunes

> Muitos tipos de solugóes apresentam esse comportamento. Dois tipos dos
mais frequentemente encontrados sáo:

1) Uma soluçäo de um ácido fraco mais um sal iónico solúvel do
ácido fraco: CH,COOH + CH,COO- Na*

2) Uma soluçäo de uma base fraca, mais um sal iónico solüvel da
base fraca: NH, + NH,CI

67 Dacı-Ure.

68. 68

> Considere uma soluçäo que contém ácido acético e acetato de sódio

> O CH,COO- Na* é completamente dissociado em seus fons constituintes,

Solucáo Tampáo:

Prof. Nunes

(CH¿COOH + CH¿COO: Na*)

mas o CH¿COOH é apenas um pouco ionizado.

H,0
NaCH,COO —— Nat +) CH, COO™ | (completo)
PARA |
CH,COOH + H,0 === | Hy ot i+ | CH,COO” | (reversivel)

+ # = DT

Dacı-Ure.

69. Solucáo Tampáo: Acido Fraco + Sal

Prof. Nunes

H,O Pe
NaCH,COO —— Nat + CH,COO” | (completo)

CH,COOH + H,O == H,0* ¡+|CH,¿COO” | (reversivel)

> Ambos CH¿COOH e CH¿COO: Na* sao fontes de ions CH,COO-.
> O CH¿COO- Na* completamente dissociado fornece uma alta [CH¿COO-].
Isso altera o equilibrio de ionizaçäo do CH¿COOH para a esquerda através

da combinagäo dele com H¿O* para formar CH¿COOH náo-ionizado e H,O.

> Oresultado é uma diminuiçäo drástica da [H¿O*] na solugäo.

Solucóes que contém um ácido fraco mais um sal do ácido fraco sáo
sempre menos ácidas que as solucóes que contém a mesma
concentracáo do ácido fraco sozinho.

70. 70

Exercitando

Prof. Nunes

> Calcular a concentracáo de H¿O* e o pH de uma solugáo tampáo composta
de uma soluçäo 0,10 M de CH¿COOH e uma soluçäo 0,20 M de CH¿COO-
Na*.
NaCH,COO —> Nat + CH¿COO-
CH;COOH + H,O == H,0+ + CH,COO7
[H,O0+][CH,COO-]

(completo)

(reversivel)

= oon =1.8x 10-5
5 [CH,COOH]
NaCH,COO —= Nat +|cH,coo”
0.20M => 0.20 M 020 M
— Total [CH3COO!] = (0.20 + x) M
CH,COOH + H,O == H,0* +] CH,COO~
(0.10 — x) M xM x M

_ _ [H¿O*][CH¿COO7] (0204) _
2 TCH,COOH) (0.10=xw)

Dacı-Ure.

71. Exercitando

Prof. Nunes

ee [H,0*][CH,COO7 | _ (x)(0.20 + x) _
2. [CH,COOH] (0.10=xw)

8x1

O pequeno valor de Ka sugere que x é muito pequeno. Isto leva a duas hipóteses:

Hipótese Implicagáo
& i B
x << 0.20, so Maioria do CH¿COO- vem do CH¿COO-: Na*
(0.20 + x) = 0.20 e muito pouco CH,COO vem da ionizaçäo do
CH¿COOH
x << 0.10, so Muito pouco do CH¿COOH ioniza
(0.10 — x) = 0.10
0.20 x

= 1.8 X 1075 and x= 9.0 x 1076

0.10

xM= [H,0*] = 9.0 x 10-6M so pH = 5.05

71 Dacı-Ure.

72. de Solucáo Tampáo

Prof. Nunes

> O cálculo do pH de uma soluçäo tampáo pode ser feito.

HA+H,O == H,0+ +A- a HO]
¿O — HjO*+A an aa
_.. [HA
(H,0*] =K XL
mon = K, x EN

[conjugate base]

[acid]

log (H,0*] = log K, + log ap

log [H,O*] = —log K, — log kei

[sale]

Equagáo de Henderson-Hasselbalch

Dacı-Ure.

73. Exercitando

Prof. Nunes

Determine o pH de uma solugáo de CH¿COOH 0,10 M (Ka = 1,8 x 10%) e de
CH¿COONa 0,20 M.

pK, = —log K, = —log 1.8 x 107? = 4.74

[conjugate base] = [CH¿COO7] = [NaCH;COO!; 5 = 0.20 M
[acid] = [CH;COOH];, jy = 0.10 M
. [conjugate base] (0.20)
pH = pK, + log ————_—— _ = 4,74 + log
: [acid] (0.10)

= 4.74 + log 2.0 = 4.74 + 0.30 =

73 Dacı-Ure.

74. Solucáo Tampáo: Base Fraca + Sal

Prof. Nunes
> Considere uma soluçäo que contém solugáo aquosa de amónia e cloreto

de amónio (NH, + NH,Cl)

> O NH,CI é completamente dissociado em seus ions constituintes, mas a
NH, é apenas um pouco ionizada.

HO Fe
NH,Cl ==> | NH, | + Cl (completo)
[7 73 1
NH, + H,0 === NH,* + OH | (reversivel)
BE
1 t AT ]

Solucóes que contém um base fraca mais um sal da base fraca sáo

sempre menos básicas que as solucóes que contém a mesma
concentracáo do base fraca sozinha.

74 Dacı-Ure.

75. Solucáo Tampáo:

Prof. Nunes

> Calcular a concentraçäo de OH: e o pH de uma soluçäo composta de uma
mistura de uma soluçäo 0,20M de NH, e uma soluçäo 0,10M NH,CI

NH,CI — | NH,* i+ Cr
0.10M —> | 0.10 M} 010M
NH, + H,O — | NH,” | + OH”
(0.20 — x) M | «M | «M
4-22 > Total [NH¿+] = (0.10 + x) M
[INH,*][OH=] (0.10 + x)(x)
— = 1.8 x 107% = ———_

= [NH5] : (0.20 — x)

75 Dacı-Ure.

76. Exercitando

Prof. Nunes

_ NACH] | Rs (0.10 + x)(x)

Ky [NH] (0.20 — x)

O pequeno valor de Kb sugere que x é muito pequeno. Isto leva a duas hipóteses:

Hipótese Implicagáo

<< 0.10, so (0.10 + x) = 0.10 Maioria do NH,* vem do NH,CI
e muito pouco NH,* vem da ionizaçäo da NH;

x << 0.20, so (0.20 — x) = 0.20 Muito pouco do NH; ioniza

0.100
0.20

=18x 105M and r=36x105M

x M = [0H-]=3.6x 10° M so pOH = 4.44 and pH = 9.56

76 Dacı-Ure.

77. Calculo de

Prof. Nunes

[BH*][OH7]
B+H,0 == BH*++OH- and ————=5K,

BI °
= [B]
[OH] = Ky X nr
= A [B
log [OH] = log K; + log BH]

sE

- [BH]
pOH = pK, + log By where pK, = —log K;,

77 Dacı-Ure.

78. Preparacáo de Solucöes Tampáo

Prof. Nunes

> Solugöes tampáo podem ser preparadas através da mistura de outras
solugöes.

> Quando as solugóes sao misturadas, o volume no qual cada soluto está
contido aumenta, entáo as concentraçôes alteram.

> Essas variacóes na concentracáo devem ser consideradas.

> Se as solugöes sao diluídas, podemos supor que os seus volumes sao
somados.

78 Dacı-Ure.

79. Preparacáo de Solucöes Tampáo

Prof. Nunes

Calcule a concentragäo de H¿O* e o pH de uma soluçäo tampáo preparada
misturando-se 200 mL de NaF 0,10 M e 100 mL de HF 0,050 M.
Ka (HF) =7,2 x 10%.

-
2. mmol NaF = 200. mL x 10 mmol Naki = 20. mmol HF

mL

+ in 300. mL
0.050 | HE]
2 mmol HF = 100. mL x A _ 5.0 mmol HF |
mL
> en -
20. mmol NaF = 0.067 M NaF 5.0 mmol HF = 0.017 MHF

300. mL 300. mL

79 Dacı-Ure.

80. Preparacáo de Solucöes Tampáo

Prof. Nunes

20. mmol NaF 5.0 mmol HF

= 0.067 M NaF 2S mmol = 0.017 MHF
300. mL 300. mL
NaF > Nat + m |
0.067 M = 0.067 M Dr]
“ y — — > Total [E=] = (0.067 + a) M
HE +0 H,0* +! FT |
(0.017 — x) M xM aM |

_ BONE _ (9.067 +»)
"(HN TE E)

=7.2 x 10-4

x= 18x 10-+M=[H,0*]

pH = 3.74

80 Dacı-Ure.

81. Preparacáo de Solucöes Tampáo

Prof. Nunes

Calcule o número de moles (e gramas) de NH,CI que deve ser usado para
preparar 500 mL uma soluçäo-tampäo aquosa que é 0,10 M em NH, e tem um
pH de 9,15.
pH = 9.15
pOH = 14.00 — 9.15 = 4.85
[OH] = 107POH = 10-485 = 1.4 x 107% M OH

100%

NHCI |, NH,* + clr
Mo ==> | xM xM
|
NH, + HO => | NH, ¡+ OH
(0.10 — 1.4 X 10-5) M Î14X10-5M) 14x 10-3M
en een
y

Total [NH¿+] = (1 + 1.4 x 10-5) M

81 Dacı-Ure.

82. Preparacáo de Solucöes Tampáo

Prof. Nunes

[NH,*][OH=] (et 14 Xx 10-5\(1.4 x 1075)
K,=—— = 18 XK 10 = =
[NA] 0.10 — 1.4 x 107?

NH,CI está 100% dissociado, entáo x >>> 1,4 x 105. Entáo (x= 1,4 x 10-5) = x

(x)(1.4 X 1075)

018x109 = 0.13 M = [NH] = Muria

0.13 mol NH,Cl
2 mol NH,CI = 0.500 L x =| 0.065 mol NH,Cl

_ 53.5 g NH,CI
2 g NH,Cl = 0.065 mol x —~———— =| 3.5 g NH,CI
mol NH,Cl

82 Dacı-Ure.

83. Preparacáo de Solucöes Tampáo

Prof. Nunes

Por Neutralizacáo Parcial

Calcule o pH de uma soluçäo obtida pela a mistura de 400mL de uma solucáo
0,200 M de ácido acético e 100 mL de uma solucáo de hidróxido de sódio
0,300 M.

mmol CH;COOH = (0.200 mmol/mL) x 400. mL =[80.0 mmol]
mmol NaOH = (0.300 mmol/mL) X 100. mL =[30.0 mmol]

NaOH + CH,COOH —> NaCH,COO + H,O

start 30.0 mol 80.0 mmol 0 =
change —30.0 mmol —30.0 mmol +30.0 mmol =
after rxn 0.0 mmol 50.0 mmol 30.0 mmol

mmol conjugate base mmol CH,COO-

pH = pK, + log = pK, + log

mmol acid © mmol CH¿COOH

= 4.74 + log En = 4.74 + log(0.600) = 4.74 + (—0.222) =
50.

Dacı-Ure.

84. Acidos e Bases

Prof. Nunes

> Quando um ácido forte como o cloreto de hidrogénio é dissolvido em agua,
quase todos os moléculas se dissociam (em ions), o que significa que os
produtos sáo favorecidos no equilíbrio.

HCl: + HG: => HOt +:Cl

> Quando um ácido muito mais fraco, como o ácido acético, é dissolvido em
agua, poucas moléculas se dissociam, assim reagentes sao favorecidos no
equilibrio.

I si
Co. + HO: — HO + Eras
ón?” ? cm:

84 Dacı-Ure.

85. Acidos e Bases

Prof. Nunes

H,07][A
HA + HO == H,07 + AT Key = aE
>

_ 1H07 1187

A [HA] = KO > pk, = —log Ka

Acido forte > alta dissociagáo — Ka grande > pka pequeno
Ácido fraco > pequena dissociaçäo — Ka pequeno — pka grande

Ácidos muito fortes
Ácidos moderadamente fortes

Ácidos fracos

Ácidos muito fracos

85 Dacı-Ure.

86. 86

Acidos e Bases

Prof. Nunes

> A importáncia de ácidos e bases orgánicos está intimamente relacionada a
reatividade destes compostos.

> Os ácidos orgánicos mais comuns sáo os ácidos carboxílicos (compostos
que tém um grupo COOH), os quais tém valores de pKa que variam entre 3
e5.

10) O

N I
CH OH H~ “OH
acetic acid formic acid
pK, = 4.76 pK, = 3.75

Dacı-Ure.

87. Acidos e Bases

Prof. Nunes

> Um ácido carboxílico pode se comportar como um ácido e doar um proton,
ou como uma base e aceitar um próton.

0
e HO- H,0
+ = > +
CH OH cm Or ?
an acid
1 y
C + Hot = C + HO
CHY OH CHY OH

87 Dacı-Ure.

88. Acidos e Bases

Prof. Nunes

> Alcoois, compostos que tém um grupo OH - sao ácidos orgánicos muito
mais fracas que os acidos carboxilicos, com valores de pKa proximos a 16.

> O metanol e o etanol sáo exemplos de álcoois.

CH;0H CH;CH,0H
methanol ethanol
pK; = 15.5 pK, = 15.9

> Vimos que a agua pode se comportar tanto como um acido e como base.
Um alcool se comporta da mesma forma: ele pode se comportar como um
ácido e doar um proton, ou como uma base e aceitar um proton.

CH3OH + HOT == CH3;0 + HO

an acid

CH3OH + H;0* == CHOH + H0
a base H

88 Dacı-Ure.

89. Acidos e Bases

Prof. Nunes

> Um composto protonado é um composto que ganhou um proton
adicional.
> Um alcool ou um ácido carboxílico protonado é um ácido muito forte.
10)
CH,OH CH,CH,OH ¿
methanol ethanol CH ox
pK¿= 15.5 pK, = 15.9 acetic acid
pK, = 4.76
H* Ht H*
*OH
4 + pl
CH30H CH3CH,0H
4 og cHí OH
protonated methanol protonated ethanol protonated acetic acid
pK, = -2.5 pK, =-2.4 pK, =-6.1
89 ‘001 - UFC

90. Acidos e Bases

Prof. Nunes

> Uma amina pode se comportar como um ácido e doar um proton, ou como
uma base e aceitar um próton.

CH3NH, + HO” =—- CH¿NH + H0
an acid

EN
CH3NH, + H50° — CH¿NHz + HO
a base

> Aminas, entretanto, têm valores de pKa tao altos que elas raramente se
comportam como ácidos. A amónia também tem um alto valor de pKa.

CH¿NH) NHz

methylamine ammonia
pK, = 40 pK, = 36

90 Dacı-Ure.

91. Acidos e Bases

Prof. Nunes

> Aminas sáo muito mais propensas a agir como bases.
> Na verdade, as aminas sáo as bases orgánicas mais comuns.

> Em vez de falar sobre a força de uma base em termos de valor de pKb,
é mais fácil falar sobre a forca de seu ácido conjugado, conforme
indicado pelo seu valor de pKa, lembrando que o ácido mais forte leva á
formaçäo de uma base conjugada mais fraca.

+ +
CH;NH; CH;CH,NH;

protonated methylamine protonated ethylamine
pK, = 10.7 pK, = 11.0

Dacı-Ure.

92. Acidos e Bases

Prof. Nunes

Table 1.8 Approximate pK, Values
pK, <0 1 pK, - 10 pK, ~ 15

+ +
ROH) RNH; ROH
a protonated a protonated an alcohol
alcohol a carboxylic amine
*OH acid HO
| water
C
R “OH
a protonated
carboxylic acid
H30*
protonated
water

DQOI-UFC

93. Acidos e Bases

> Na determinaçäo da posiçäo de equilibrio para uma reaçäo ácido-base
(ou seja, se reagentes ou produtos sao favorecidos no equilibrio), lembre-se

= o equilibrio favorece a reacáo do ácido forte e da base forte, e a

formagäo do ácido fraco e fraco base.
= o forte reage para gerar o fraco.
= o equilibrio desloca-se na direçäo das espécies mais fracas.

O oO
¿ NH ¿ NH
+ ag = a + 4
CH “OH cHí Sor
stronger acid stronger base weaker base weaker acid
pK, = 4.8 pK, = 9.4

en

CH3sCH; OH + CH3NH, = CH3¿CH20" + CH3NH3

weaker acid weaker base stronger base stronger acid
pK, = 15.9 pK, = 10.7

Prof. Nunes

Dacı-Ure.

94. Efeitos Estruturais sobre

Prof. Nunes

> Aforca de um ácido é determinada pela estabilidade da base conjugada
que é formada quando o ácido doa o seu próton.

= quanto mais estável a base, mais forte é a seu ácido conjugado.

> Uma base estável é uma base que suporta facilmente os elétrons que
compartilhava com um próton. Em outras palavras, bases estáveis sáo
bases fracas, que náo compartilham seus elétrons bem. Assim, podemos
dizer:

= quanto mais fraca a base, mais forte é a seu ácido conjugado.

94 Dacı-Ure.

95. Efeitos Estruturais sobre

Prof. Nunes

> Os elementos da segunda linha da tabela periódica sao todas do mesmo
tamanho, mas eles tém eletronegatividades muito diferentes.

MOL

relative electronegativities: C < N< O< E

most
electronegative

> Se olharmos para as bases formadas quando hidrogénios estáo ligados a
estes elementos, vemos que as estabilidades das bases também
aumentam da esquerda para a direita porque o átomo mais eletronegativo
é mais capaz de suportar a sua carga negativa.

relative stabilities: “CH; < "NH, < HO” < E”

most
stable

95 Dacı-Ure.

96. Efeitos Estruturais sobre

Prof. Nunes

> Portanto, podemos concluir que quando os átomos sao semelhantes em
tamanho, o ácido mais forte terá seu hidrogénio ligado ao átomo mais
eletronegativo.

> O efeito que a eletronegatividade do átomo ligado ao hidrogénio tem sobre
o acidez do hidrogénio pode ser apreciado quando os valores de pKa de
álcoois e aminas sáo comparados.

> Como o oxigénio & mais eletronegativo que o nitrogénio, um alcool
é mais ácido do que uma amina.

CH;0H CH3NH)
methanol methylamine
pk, = 15.5 pK, = 40

96 Dacı-Ure.

97. Efeitos Estruturais sobre

Prof. Nunes

> Da mesma forma, um alcool protonado é mais acido do que uma amina
protonada.

+ +
CH30H> CH3NHz

protonated methanol protonated methylamine
PKy=-25 pK, = 10.7

97 Dacı-Ure.

98. Efeitos Estruturais sobre

Prof. Nunes

> Na comparaçäo de átomos com tamanhos muito diferentes, o tamanho

do átomo é mais importante do que a sua eletronegatividade para
determinar o quáo bem ele suporta sua carga negativa.

> Por exemplo, como que descemos uma coluna na tabela periódica, os
elementos tém eletronegatividades sucessivamente menores, mas a
estabilidade da base aumenta, entáo a força do ácido conjugado
aumenta. Assim, o HI é o ácido mais forte dentre os hidrácidos, apesar de
iodo ser o menos eletronegativo dos halogénios.

relative electronegativities: F > Cl > Br > I
most largest
electronegative
relative stabilities: B= El BE ST
most
stable
relative acidities: HF < HCl < HBr < HI
strongest
acid

98 Dacı-Ure.

99. Efeitos Estruturais sobre Acidez e Basicidade

Prof. Nunes

> Assim, com o aumento do tamanho dos ions haleto, a sua estabilidade
aumenta porque a sua negativa carga esta espalhada por um maior volume
de espaco, diminuindo sua densidade de elétrons.

> Portanto, HI é o ácido mais forte do halogenetos de hidrogénio, porque é o
iodeto é o ion haleto mais estável, apesar de iodo ser o menos

eletronegativo dos halogénio.
pK, Acids

BE

e pK, = 3.2
HCl

PK, = —7
HBr
HCI HBr HI a

100. Efeitos Estruturais sobre

Prof. Nunes

> Embora o proton ácido de cada um dos seguintes cinco ácidos carboxilicos
esteja ligado a um átomo de oxigénio, os cinco compostos tém acidez

diferentes:
o 0 o 0 o
?
cH “OH ICH “OH BrCHY “OH CICH “OH FCHí OH
pK,=4.76 pK,= 3.15 pK, = 2.86 pK, = 2.81 pK, = 2.66

> Essa diferenca indica que deve haver um fator que nao seja a natureza do
átomo ao qual o hidrogénio é ligado, que afeta a acidez.

100 Dacı-Ure.

101. Efeito Indutivo

Prof. Nunes

> Um átomo de halogénio eletronegativo puxa os elétrons da ligaçäo em sua
direcáo.

> Puxar elétrons através ligacóes sigma (0) é chamado de efeito indutivo.

> Se olharmos para a base conjugada de um ácido carboxílico, vemos que o
efeito indutivo estabiliza a base conjugada através da diminuiçäo da
densidade de elétrons sobre o átomo de oxigénio.

> Estabilizar uma base aumenta a acidez do seu ácido conjugado.

|
Br bebo”

Au KA

efeito indutivo retirador

101 Dacı-Ure.

102. Efeito Indutivo

Prof. Nunes

efeito indutivo retirador

o o o 0 o
¿ |
> E
CH OH ICH “OH BrCHÍ “OH CICH “OH FCHS “OH
pK, = 4.76 pK, = 3.15 pK, = 2.86 pK, = 2.81 pK, = 2.66

> Quanto mais eletronegativo for o halogénio, mais intenso será o efeito
indutivo.
> Mais estável será a base conjugada.

> Mais ácido será o composto.

102

Dacı-Ure.

103. Efeito Indutivo

Prof. Nunes

o oO o O
i | i i
UL sx

€ €
CHCHICHLCHT OH CHyCHsCHCHY” OH CH:CHCH:CHS OH CHCHICHICHE sy

OH

Br Br Br Br
pK, = 2.97 pK, = 4.01 pk, = 4.59 pK,=4.71

> O efeito de um substituinte sobre a acidez de um composto diminui á
medida que a distáncia entre o substituinte e o átomo de oxigénio
aumenta.

103 Dacı-Ure.

104. Efeito Indutivo

Prof. Nunes

> Mais exemplos

o 0 e 9 0 9 o
XL en A, me JL wo AX
OH H ‘OH ‘OH OH

pK, 4.76 PK, LT pK, 1.8 pK 2.4 pk, 3.6
electron-withdrawing groups lowering the pK of alcohols rr,
a FSC, CF:
H3C—OH Fac Son 4
Fac OH FSC: ‘OH
pk 15.5 pkg 12.4 pk 9.3 pH 5.4

104 Dacı-Ure.

105. o pKa.

in sp orbital

105

Efeito da Hibridizacáo

> Ahibridizacáo do orbital a partir do qual o próton é removido também afeta

lone pair of cHycHL°

Prof. Nunes

>—< H—==—H
H H
pKa ca. 44 pKa ca. 26
H ©
> H—= ©
H H
Ñ o
lone pair of CH2=CH lone pair of Ho==c®
in sp? orbital in sp orbital

Dacı-Ure.

106. Efeito da Hibridizagao

> Ahibridizacáo remota também afeta o pKa.

> Quanto maior for o caráter s de um orbital s, estavel seráo os elétrons nele

que um sp? um, que por sua vez é mais eletronegativo que o carbono sp?.

SS —
Son Son OH —— om

pK; 16.1 pk, 15.5 pK 15.4 pkg 13.5

[o] 0 o
o
XL SS
oH SA, o. =
OS —,

pH; 4.9 pk, 4.2 pk 4.2 ph; 1.9

106

> Isso faz com que um carbono hibridizado sp seja mais eletronegativo do

Prof. Nunes

Dacı-Ure.

107. Grupos Eletrón Doadores

Prof. Nunes

> Todos os substituintes nos exemplos anteriores eram retiradores de
elétrons, fato ete que aumentava a estabilidade das bases conjugadas e,
consequentemente, aumentava a acidez dos acidos.

> Quais seriam os efeitos resutantes da presença de grupos doadores de
elétrons sobre a acidez dos compostos?

5 5 CHa ch:
X AX Heo eon es me on
H OH HC ‘OH Hac ‘OH Hc
formic (methanoic) acid acetic (ethanoic) acid methanol ethanol isopropyl alcohol tert-butyl alcohol
pK 3.7 pk, 4.8 pK, 15.5 pK, 16.0 pK, 17.1 pK, 19.2

> Estes grupos desestabilizam a base conjugada, porque,
em vez de ajudar a espalhar-se a carga negativa, eles aumentam a
densidade de carga.

> Os grupos doares de elétrons mais comuns na química orgánica sáo os
grupos alquila.

107 Dacı-Ure.

108. Deslocalizacáo de Elétrons

Prof. Nunes

Cc
CH ~O—H CH¿CH,0—H
pK, = 4.76 pK, = 15.9

> Um acido carboxilico & muito mais forte que um alcool,
= logo tem uma base conjugada consideravelmente mais estavel.

> Ha dois fatores que tornam a base conjugada de um ácido carboxílico para
ser mais estavel do que a base conjugada de um alcool.

1) a retirada de elétrons (efeito indutivo) pelo oxigénio da carbonila
diminui a densidade de elétrons do jon.

2) a densidade de elétrons é mais diminuída pela deslocalizacáo de
elétrons.

108 Dacı-Ure.

109. Deslocalizacáo de Elétrons

Prof. Nunes

CH,CH,0—H

localized electrons . a
pp 50:

Y À
CH3¿CH,—0 A — HR
Korg O:

resonance contributors
.. ö-

> delocalized
electrons

resonance hybrid

109 Dacı-Ure.

110. Deslocalizacáo de Elétrons

Prof. Nunes

Os seguintes mapas de potencial mostram que há menor densidade de
elétrons no oxigénio átomos no ion carboxilato (regiáo de laranja) do que
no átomo de oxigénio do ion alcóxido (regiáo vermelha):

acetate

Le —_ wk,

charge delocalized over two oxygens

CH¿CH¿07 où
CH—C,
Sos

110 Dacı-Ure.

111. Deslocalizacáo de Elétrons

one

cyclohexanol localized
pK, 16 anion

Prof. Nunes

H
"al
9 0° 2) o
©
== -—
pe phenoxide delocallzation increases the
PK, 10 electron density on the ring

% these two lone pairs are in sp? orbitals and
(a) do not overlap with the x system of the ring
©

Dacı-Ure.

112. Acid Conjugate base LA

Table 8.2 The conjugate bases and pK,s of some carbon acids

‘Comments

750 chagalatocazaon one carton fu anen carton
nay oi
43 chargots deocalzed ovr x system eier ut cit nat ely
pt
13.5 charge Is delocalized over n system but Is mainly on the
a seen bata
5 chan celocatzea overs system But may overtwo
pere
Ñ 38 cagelslovalzedon one carbon aga vey unsalistacioy
a
E
10 _ enargels delocalized burra on oygens ofi group
à cage canbe delocazedoveriin nte gulpermor sabi
ann
© chagecante delocalized over hr ni groups vey

stable anion

Prof. Nunes

Dacı-Ure.

113. Nitrogénios Acidos

Prof. Nunes

> Os compostos nitrogenados também podem atuar como ácidos.

> Nestes compostos, a estabilidade da base conjugada também afetará o pKa

dos mesmos.
o
lo]
o XL H NH
Na, oe

won, Hw yn N

HH UH H |
R © H (0)

water carboxylic acid ammonia amide phthalimide

PK, 15.74 pk, ca. 5 PK, ca. 33 pK, ca. 17 pk, 8.3

113 Dacı-Ure.

114. Basicidade de

Prof. Nunes

> A base é uma substáncia que pode aceitar um próton através do
compartilhamento de um par de elétrons.

Ce és. =
A H H == B—H O—H
B A +
= gic
NH, —= NH;
r
de ®
NH2 Com NH3 OH2
U —O
aniline anilinium ion
insoluble in water soluble in water

> Como podemos medir a forga de uma base?

> Quais os fatores que afetam a basicidade de um composto
nitrogenado?

114 Dacı-Ure.

115. 115

Basicidade de

Prof. Nunes

> Podemos aumentar a basicidade de um nitrogénio aumentando sua
densidade eletrónica ligando um grupo doador de elétrons (grupo alquila,
por exemplo).

> Analisemos alguns dados:

Table 8.4 pKay values for primary, secondary,
and tertiary amines

R PKau RNH2 PHan R2NH pKax RaN
Me 10.6 10.8 9.8

Et 10.7 11.0 10.8
n-Pr 10.7 11.0 10.3

nBu 10.7 11.3 9.9

Dacı-Ure.

116. Basicidade de

Prof. Nunes

Table 8.4 pKzy values for primary, secondary,
and tertiary amines

R PKay RNH2 PAan R2NH — pKay R3N
Me 10.6 10.8 9.8

Et 10.7 FLO: 10.8
n-Pr 10.7 11:0 10.3
n-Bu 10.7 11.3 9.9

pK,,, maior > ácido conjugado mais fraco > Base mais forte

> Todas as aminas sáo mais básicas do que a amónia.
> Todas as aminas 2** sáo mais básicas do que as aminas 1°.

> Maioria das aminas 32 sao menos básicas do que as aminas 1%.

Basicidade: amönia < aminas 3** < aminas 1?°< aminas 235

Dacı-Ure.

117. Basicidade de

amönia < aminas 3° < aminas 17°< aminas 2°

> Como explicar este desvio do comportamento?

> Abasicidade observada resulta de uma combinaçäo de dois efeitos:

sucessiva de átomos de hidrogénio por grupos alquila.

o aumento do número de grupos alquila.
maior estabilizacáo da carga positiva pela doaçäo de elétrons dos grupos alquila

H H H

H
|
oho oho AT o

maior estabilizagäo da carga positiva pela ligagäo de hidrogénio com o solvente

Prof. Nunes

1) o aumento da disponibilidade do par de elétrons livres e a estabilizaçäo
da carga resultante positiva, o que aumenta com a substituigäo

2) a estabilizacáo devido á solvatacáo, uma parte importante parte da qual
é devido à formaçäo de ligacáo de hidrogénio, e este efeito diminui com

Dacı-Ure.

118. Basicidade:

Basicidade de

amönia < aminas 3° < aminas 125 < aminas 2°

Table 8.4 pK¿y values for primary, secondary,
and tertiary amines

R PKah
Me 10.6
Et 10.7
n-Pr 10.7
nBu 10.7

RNH2 pAayR2NH péou RaN
10.8 9.8
11.0 10.8
11.0 10.3
11.3 9.9

maior estabilizaçäo da carga positiva pela doacáo de elétrons dos grupos alquila

H

hen H

h H
Neng lo

maior estabilizagäo da carga positiva pela ligagáo de hidrogénio com o solvente

Neun
RT

E

>

R

Prof. Nunes

Dacı-Ure.

119. Prof. Nunes

Basicidade: amönia < aminas 1°

R PKay RNH2

Me 10.6
Et 10.7
n-Pr 10.7
mBu 10.7

maior estabilizacáo da carga positiva pela doacáo de elétrons dos grupos alquila

H H H
Alo, CC Ar
H V4 H HT Ye R

maior estabilizagäo da carga positiva pela ligaçäo de hidrogénio com o solvente

119 Dacı-Ure.

120. Aminas 1?* x

Prof. Nunes

Basicidade: aminas 17° < aminas 2°

R PKau RNH2 — pKay RoNH
Me 10.6 10.8
Et 40.7 11.0
nPr 10.7 11.0
nBu 10.7 11.3

maior estabilizacáo da carga positiva pela doacáo de elétrons dos grupos alquila

H H H
Alo, CC Ar
H V4 H HT Ye R

maior estabilizagäo da carga positiva pela ligaçäo de hidrogénio com o solvente

120 Dacı-Ure.

121. Aminas 1?* x

Prof. Nunes

Basicidade: aminas 375 < aminas 1°

R PKay RNH2 pKan RaN

Me 10.6 9.8
Et 10.7 10.8
nPr 10.7 10.3
nBu 10.7 9.9

maior estabilizacáo da carga positiva pela doacáo de elétrons dos grupos alquila

H H H
Alo, CC Ar
H V4 H HT Ye R

maior estabilizagäo da carga positiva pela ligaçäo de hidrogénio com o solvente

121 Dacı-Ure.

122. Exercicio

Prof. Nunes

A ordem de basicidade para determinadas butilaminas em clorobenzeno é a
seguinte:
Bu Bu

7 |
Bu—NH, < H—N < N

N

Bu Bu Bu

Todavia, em agua a ordem é diferente:

Bu Bu

| 7
Bu—NH, H—N
< Bu Spy < N

Bu

Justifique esta diferenga de basicidade nos diferentes solventes.

122 Dacı-Ure.

123. Basicidade de

Prof. Nunes

Efeitos que diminuem a densidade eletrónica no nitrogénio.

> O par de elétrons no nitrogénio será menos disponivel para protonaçäo, e a
amina menos básico, se:

= 0 átomo de nitrogénio estiver ligado a um grupo elétron retirador.

= o par de elétrons livres está em um orbital hibridizado sp ou sp?.

= o par de elétrons livres esteja conjugado com um grupo retirador de
elétrons.

"= o par de elétrons livres está envolvido na manutençäo da
aromaticidade da molécula.

123 Dacı-Ure.

124. Basicidade de

Prof. Nunes

Efeitos que diminuem a densidade eletrónica no nitrogénio.

> O par de elétrons no nitrogénio será menos disponivel para protonaçäo, e a
amina menos básico, se:
= 0 átomo de nitrogénio estiver ligado a um grupo elétron retirador.

NH Cle NH Fac Sha
PKan 10.7 PKan 5.5 PH 5.7
NH NH, Ni
HORA cise FC Reg

pKan 10.7 pKan 9.65 PK 8.7

124 Dacı-Ure.

125. Basicidade de

Prof. Nunes

Efeitos que diminuem a densidade eletrónica no nitrogénio.

> O par de elétrons no nitrogénio será menos disponivel para protonaçäo, e a
amina menos básico, se:
= o par de elétrons livres está em um orbital hibridizado sp ou sp2.

H H
5 a
N
¡O
mene Me—==N0
HH
lone pair in sp? orbital lone pair in sp? orbital lone pair in sp? orbital lone pair in sp orbital

PKay 10.7 PKan 9.2 pKa 10.8 PKay ca. -10

125 Dacı-Ure.

126. Basicidade de

Prof. Nunes

Efeitos que diminuem a densidade eletrónica no nitrogénio.

> O par de elétrons no nitrogénio será menos disponivel para protonaçäo, e a
amina menos básico, se:
= o par de elétrons livres esteja conjugado com um grupo retirador
de elétrons.

NH NH
Rey
ON Doa. 40°
cyclohexylamine aniline the NH: group is about 40° away
pan 10.7 pKa 4.6 from being in the plane of the ring

126 Dacı-Ure.

127. Basicidade de

Prof. Nunes

Efeitos que diminuem a densidade eletrónica no nitrogénio.

> O par de elétrons no nitrogénio será menos disponivel para protonaçäo, e a
amina menos básico, se:
= o par de elétrons livres esteja conjugado com um grupo retirador
de elétrons.

o Our RS
nitrogen is sp? hybridized with good overlap delocalization of nitrogen's

its lone pair in a p orbital with the carbonyl group lone pair into x system

127 Dacı-Ure.

128. Basicidade de

Prof. Nunes

= o par de elétrons livres esta envolvido na manutencáo da aromaticidade da
molécula.

at
— Io

R N

|

these arrows emphasise
protonation occurs these structures are just two different the contribution of the
on the oxygen atom ways to draw the same delocalized cation nitrogen's lone pair.

128 Dacı-Ure.

129. 129

Basicidade de

= o par de elétrons livres esta envolvido na manutencáo da aromaticidade da

molécula.
== > N NH o
A Né wa
N
H
pyridine pyridinium imidazoline imidazole
k 4 5.2 *cation pKay 11 PKau 7.1
(aH 5.

M \ leas this lone pair is in a
p orbital contributing
N I—H to the Gr electrons
H

in the aromatic ring

pyrrole
pKay ca. -4

the aromaticity of pyrrole

He Ar nl

Prof. Nunes

imidazolium
cation

Dacı-Ure.

130. 130

Prof. Nunes

Table 8.6 pKays of oxygen compounds

Oxygen compound

Oxygen compound
(conjugate base A)

Approximate pKay
of oxygen compound
(pK, of acid HA)

Conjugate acid HA of oxygen
compound

ketone A 7 A
ROR R
o
carboxylic acid 7 a
R OH R ‘OH
A © OF
phenol 7
ol
carboxylic ester 5 om

a

OR

Dacı-Ure.

131. 131

Oxygen compound

Table 8.6 (continued)

Oxygen compound
(conjugate base A)

Approximate pKay
of oxygen compound
(pK, of acid HA)

Prof. Nunes

Conjugate acid HA of oxygen
compound

H
alcohol > 0 4 I
RÍO MH
H
ether > -4 |
o.
RÍO SR
water is] -1.74 i
H@ mi
o
amide XL -0.5 Br
®
RT NRz CATA

Dacı-Ure.

132. Exercicios

Prof. Nunes

1) Cada um dos seguintes pares de compostos sofre uma reacáo ácido-base de
Bronsted para que o equilibrio está para a direita. Dé os produtos de cada reacáo, e
identifique o ácido, a base, o ácido conjugado e a base conjugada.

(a) HI + HOT ==
1
(b) CH5CH;0” + CH;COH ==

(c) HF + HN ==
I _
(d) CH¿CO7 + HCl ==

(e) (CH3);CO™ + H,O ==

(f) (CHy);CHOH + HN ==
(g) F + SO, —

132 Dacı-Ure.

133. Exercicios

Prof. Nunes

2) O pKa de metanol (CH¿OH) e methanethiol (CH¿SH) sáo 16 e 11, respectivamente.
Que é mais básico, ou KOCH, KSCH,?

133 Dacı-Ure.

134. Exercicios

Prof. Nunes

3) Desenhe o ácido conjugado de cada um dos seguintes compostos:

©

1. NH; Cr 3. HO” 4. H,0

4) Desenhe a base conjugada de cada um dos seguintes compostos:

LNH 2. HBr 3. HNO, 4. H0

134 Dacı-Ure.

135. Exercicios

Prof. Nunes
4) Complete as equacóes químicas:
CH;OH + HO ==

CH;OH + H,O* ==

1

Cc + HO —
CHY OH

it

E + Hot —-

CHY “OH

135 Dacı-Ure.

136. Exercicios

Prof. Nunes

5) Complete as equacóes químicas:

CH;NH, + HOT —

CH3NH) + HO? —

i
en

+ NH; ==
CH;

OH

CH;CH,OH + CH;NH, —-

136 Dacı-Ure.

137. Exercicios

Prof. Nunes

6) Indique a base mais forte em cada um dos pares:
CH;COO™ or HCOO ?
HO” or “NH?

H20 or CH30H'

137 Dacı-Ure.

138. Exercicio

Prof. Nunes

7) Indique o composto mais ácido em cada par que segue.

CH3OCH>CH>OH or CH¿CH,CH,CH¿0H
CH3OCH>CH>CH>OH or CH3CH,OCH,CH.OH

x
CH3CHyCH)NH3 or CH3CHsCH,OH3

if i
CH¿CCH30H or CH3CH}COH

EE CHCILOR or e
E Br

a a
CHCCHLOH or CH,CHCH,OH
= cı cı

Dacı-Ure.

139. Exercicio

Prof. Nunes

8) Para cada um dos seguintes compostos em ordem decrescente de acidez.

cyan on CH¿CH,CH,OH CGR On CCR on
F cl cl

139 Dacı-Ure.

140. Exercicio

Prof. Nunes

9) Liste os seguintes compostos em indique qual é a base mais forte.

I i
a. CH¿CHCO" or CH4CHCO”
| |

Br F

it it
b. ER HORS" or Sn
a cl

II ?
©. BrCH,CO” or CH¿CH,CO7

o
ll I
d. CH3CCH>CH50° or CH3CH>CCH307

140 Dacı-Ure.

141. Exercicio

Prof. Nunes

10) Indique o produto formado em cada uma das reagées:
a. ZnCl, + CHOH ==

b. FeBr; + Br ==

c. All, + CT ==

I
d. BF; + HCH ==

141 Dacı-Ure.

142. Exercicio

Prof. Nunes

11) Indique o produto formado na reacáo de cada um dos substratos com o jon
hidróxido:
a. CH3;0H
b. "NHy
+
c. CH¿NH;
d. BF;
e. *CH;
f. FeBrz
g. AICI;
h. CH¿COOH

142 Dacı-Ure.

143. Exercicio

Prof. Nunes

12) Dé os produtos das seguintes reagöes ácido-base, e indique se os reagentes ou os
produtos seráo favorecidos em equilibrio.

I
a. CH;COH + CH307 ==

b. CH¿CH,0H + "NH ==

I
©. CH;COH + CH¿NH, ==

d. CH;CH,0OH + HCl —

143 Dacı-Ure.

144. Exercicio

Prof. Nunes

13) a) Liste os seguintes ácidos carboxílicos em ordem decrescente de acidez:

1. CH¿CH,CH,COOH 2. CHsCH2CHCOOH 3. CICH,CH,CH,COOH 4. CH:CHCH:COOH
CI Cl

b) Como é que a presença de um substituinte electronegativo, como Cl afeta a acidez
de um ácido carboxílico?

c) Como é que a localizaçäo do substituinte afeta a acidez de um ácido carboxilico?

144 Dacı-Ure.

145. Exercicio

Prof. Nunes

14) Para cada um dos seguintes pares de reaçôes, indique qual tera uma constante de
equilibrio mais favorável (ou seja, favorecerá produtos):

3
1. CH¿CH20H + NH; == CH;CH,O~ + NH,
or

i
CH,OH + NH, == CH307 + NH,

A
2. CH;CH)OH + NH; == CH3;CH,O~ + NH
or

£
CH;CH,OH + CH¿NH, == CHaCH207 + CH¿NH;

145 Dacı-Ure.

146. Exercicio

Prof. Nunes

15) Como vocé pode separar uma mistura dos seguintes compostos? Os reagentes
disponiveis sáo éter, agua, 1,0 M HCl, e 1,0 M NaOH.

COOH NH;CH NESCH

5 © Ooo Ô

pK; =4.17 PK;,= 4.60 pK; = 9.95 pK, = 10.66

146 Dacı-Ure.

147. Exercicio

Prof. Nunes

16) Desenhe o ácido conjudado de cada uma das espécies:
NH,
a

a)

N
0:
b)
© CH,CH,CH,0H

d) CH,C=C:

147 Dacı-Ure.

148. Exercicio

17) Desenhe o base conjugada mais estável de cada uma das espécies:

ll
a) CH¿CH20H b) HOCCH,CH>OH ©) H-NCH-CH>OH

148 Dacı-Ure.

149. Exercicio

Prof. Nunes

18) Qual das seguintes espécies pode se comportar como um ácido de Lewis?

Cl H
| | +
a) e b) au e) CH¿CH>
Ct H

149 Dacı-Ure.

150. Exercicio

Prof. Nunes

19) Qual das seguintes espécies pode se comportar como uma base de Lewis?

a) CH, —0—CH,CH; b) CH,CH,CH; ©) CH¿NH,
CH, 5

d) CH;NH, e) CH;COH
+

150 Dacı-Ure.

151. Exercicio

Prof. Nunes

20) Em cada par, indique qual a base mais forte.

:CH), :CH>
“a .. ..
a) or b) Far GE: or Sie GE
DS
CH, CH,
NO,
O:
I.

©) BrCH,CO: a) CHO: or CHANH

151 Dacı-Ure.

152. Exercicio

Prof. Nunes

21) Arranje os compostos em ordem crescente de forca de acidez.

OH OH OH

CH;OH
CN
CN

152 Dacı-Ure.

153. Exercicio

Prof. Nunes

22) Arranje os compostos em ordem crescente de forca de basicidade.

NH, NH; NH,
1
CH;CNH,
NO,

153 Dacı-Ure.

154. Exercicio

Prof. Nunes
23) Arranje os compostos em ordem crescente de forca de acidez.

1 it
CH;COH HOC—COH HOCCH>CH;COH

154 Dacı-Ure.

155. 155

As el
a) CH3CH,CH,CH2Li + CH,CH—N—CHCH, = CH,CH,CH,CH, + CH;CH—N—CHCH,

b) CH,C=C—H + ‘NH, => CH,C=C! + :NI,

©) CH;C=C—H + (CHACO: == CHC=C: + (CH,),C—OH

Exercicio

Prof. Nunes

24) Indique o sentido que será favorecido em cada uma das seguintes reaçôes.

Lit

CH; H CH; CH CB;

Dacı-Ure.

156. Exercicio

25) Complete as equacóes e indique o sentido que será favorecido.
a) CH¿CH3 + CH,C=N: =>

FL O:
b) CF;—C—

1 i
©) CH¿C—NH, + CH,C—CH, ==

i
d) CH;CH,CH,COH + OH =>

156 Dacı-Ure.

157. Exercicio

Prof. Nunes

26) Identifique o hidrogénio mais ácido em cada um dos compostos.

0 0
a) uoderscn.don b) CH¿CH,CH,C=N
¿
OH OH
€) d)
"CO;H ""CH;OH

O)
+

| il
e) CH¿CCH,COCH,CH; f) H¿NCH,COH

157 Dacı-Ure.

158. Exercicio

Prof. Nunes

27) Escreva a estrutura dos produtos formados em cada uma das reagöes que
seguem.

|i
a) CH,¿CCH,CCH,CH, +

SCH:CH, ==
b) CH,CH2NO) + CHO ==

CH, CH

I E
©) CH,COCH, + CH;CH—N—CHCH; ==>

d) FCH,CH,—COH + CH;CH—CO ==>

Dacı-Ure.

159. 159

Exercicio

Prof. Nunes

28) Explique qual é o mais básico:

I—Z

Dacı-Ure.

160. Exercicio

Prof. Nunes

29) Explique porque ocorre a protonagäo no oxigénio e nao no nitrogénio.
H
ER ET
O: 07

| .. I .. _
CH>—C—NH> + H—Cl => CH,—C—NH, + Cl

160 Dacı-Ure.