Ácido Base

Prof. Hugo Braibante-UFSM
Acidez & Basicidade
Química Orgânica Estrutural
ÁCIDO-BASE
Prof. Hugo Braibante-UFSM
ÁCIDO-BASE
INTRODUÇÃO
ÁCIDO-BASE
Prof. Hugo Braibante-UFSM
Módulo 1
Revisão da teoria de ácidos de Arrenhius, Brönsted-Lowry e
de Lewis. Estes conceitos foram abordados em Química
Geral, iniciaremos com uma breve revisão.
e Você deve revisar os cálculos.
Um novo conceito será abordado: “pKa”
Módulo 2
Aspectos físico-químicos das reações ácido-base
Módulo 3
Fatores que influenciam na acidez
Revisar em Química Geral - Forças London, interações dipolo-dipolo,
interações de van der Waal’s. Ligação de hidrogênio. (pontes de H)
ÁCIDO-BASE
Prof. Hugo Braibante-UFSM
REVISÃO
PRINCIPAIS TEORIAS
ISTO VOCE ESTUDOU EM QUÍMICA GERAL
TEORIA DE ARRHENIUS (1887)
Prof. Hugo Braibante-UFSM
Ácidos Monoprótico
H2O
O
N+
O
H+ + Cl-
HCl
ácido clorídrico
HO
Ácidos Polipróticos
HO
H2O
-O
OH
HO
Cl
O
HO
O
H+ +
-
O
Cl
O-
O
O
H2O
ácido nítrico
H2O
S
O
O-
O
2H+ + -O
ácido sulfúrico
N+
O-
O
O
O
H+ +
S
H2O
O
2H+ +
-
OH
O-
O
ácido carbônico
O
O
O
ácido perclórico
H2O
O
O
H2O
OH
ácido acético
HO
P
OH
O
3H+ + -O
H+ +
OH
O-
ácido fosfórico
ácidos : quando em solução aumentam
a concentração de íons H+
ARRHENIUS
Substâncias neutras dissolvidas em água formam espécies carregadas “íons”
Dissociação Iônica ou Ionização em Solução
bases : quando em solução aumentam
P
O-
O-
TEORIA DE ARRHENIUS (1887)
Prof. Hugo Braibante-UFSM
Bases Monoidroxilada
Bases Polidroxilada
H2O
Na+ + HO-
NaOH
Ca(OH)2
Al(OH)3
H2O
H2O
Ca2+ +
Al3+ +
2 HO-
3 HO-
bases : quando em solução aumentam
a concentração de ânions HO-
ARRHENIUS
Substâncias neutras dissolvidas em água formam espécies carregadas “íons”
Dissociação Iônica ou Ionização em Solução
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY (1923)
Prof. Hugo Braibante-UFSM
ácido
HA
+
base
base
conjugada
ácido
conjugado
B
A
BH
+
-H+
+H+
ácido = doador de próton
base = aceptor de próton
Definição em termos de
próton, que é a única
espécie ácida referida
na Teoria de B.L.
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY (1923)
Prof. Hugo Braibante-UFSM
ácido
HA
+
base
base
conjugada
ácido
conjugado
B
A
BH
-H+
+H+
+
TEORIA DE BRONSTED-LOWRY (1923)
Prof. Hugo Braibante-UFSM
Aplicação da teoria de Brönsted-Lowry (BL)
H
O
+
H
H
H
H
H
H
+
Cl-
O
O
H
N
O+
Cl
O ácido acético se dissocia em Água
ou em amônia, porém a dissociação
em amônia é completa, em água
é parcial. Porque ?
H
+
H
H
+
N
Cl
H
H
+
Cl-
OH
+
H2O
H3O+
+
OO
H
O
base
ácido
Ácido
conjugado
Base
conjugada
+
+
NH3
NH4
+
OH
Por convenção da IUPAC representamos
por seta curva o movimento de elétrons
Anfótero
Água como Bases de BL :
H2O + HCl
H3O+ + Cl-
Água como Ácido de BL :
NH3 + H2O
NH4+ + HO-
O-
TEORIA DE LEWIS (1923)
Prof. Hugo Braibante-UFSM
mais geral que a teoria de Brönsted
Substâncias Doadoras do par de elétrons são base de Lewis e as aceptoras de par de
elétrons são consideradas como ácidos de Lewis.
BASE
B:
Por convenção da IUPAC representamos
por uma seta curva o movimento de elétrons
Doador do par de
elétrons
A
ÁCIDO
Aceptor do par de
elétrons
exemplos
Ácidos de Lewis :
Bases de Lewis :
Fe3+ BF3
AlCl3
NH3 H2O (CH3)2S
TEORIA DE LEWIS (1923)
Prof. Hugo Braibante-UFSM
mais geral que a teoria de Brönsted
Substâncias Doadoras do par de elétrons são base de Lewis e as aceptoras de par de
elétrons são consideradas como ácidos de Lewis.
Doador do par de
elétrons
BASE
Bases de Lewis :
B:
A
Ácido
de Lewis :
Base
de Lewis :
ÁCIDO
Aceptor do par de
elétrons
Por convenção da IUPAC representamos
por uma seta curva o movimento de elétrons
TEORIA DE LEWIS (1923)
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N
O
S
+
+
+
F
F
F
F
F
F
N: + Cl
Cl
B
B
B
Al
N
F
+
O
F
+
O+
F
Br
F
B F
F
O
-
F
- F
B
F
Cl
+N Al Cl
Cl
Cl
Seletividade: Compare os grupos funcionais
F
B F
F
-
doador de elétron
aceptor de elétron
base
ácido
R
Bases de Lewis Moles
I- , Br: , H- , R2S: RC=CR
Mg
O
Br
Mg Br
Ac
Hg OAc
Ac
Hg OAc
Br
Mg Br
O
O
Ac
Hg OAc
R
Pt, Pd
BF3, ZnCl2
afinidade com carbonílicos afinidade com olefinas
Seletividade de Ácidos de Lewis frente a bases
Exemplos
Teoria de Pearson
Br
Bases de Lewis Duras
F- , Cl: , HO: , H2N- , OH2
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pKa’s e Força dos Ácidos
pKa – aspectos físico-químicos das
reações ácido-base.
DEFINIÇÃO DE pKa
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(Maneira de expressar a força de um ácido)
H3
HA + H2O
[H3O+] [A-]
Ka =
O+
+
A
Você sempre deve
saber qual é o Ka ?
[HA]
pKa
Compare com a
Definição de pH
pKa = - log Ka
pH = - log[H+]
%i =
100
1+
10(pKa-pH)
Exemplo: O ácido tem pKa =5,2 qual o grau de
ionização em solução a pH=6
% = 100/1 + 10-0,8 = 100/1+ 0,1585 = 86,3%
Calcular: O AcOH a pH 6 estará 95% ionizado
pKa x Ka
RELAÇÃO ENTRE pKa and Ka
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pKa = - log Ka
Ácidos fortes
pKa
Ka
-2
102
0
Ácidos Fracos
2
10-2
4
6
10-6
8
10
10-10
Quanto menor o valor de pKa
Mais forte o ácido
Usaremos pKa para expressar a força dos ácidos.
Que é um simples número sem expoentes.
12
14
10-14
DEFINIÇÃO DE pKa
Prof. Hugo Braibante-UFSM
(Calculo pKa)
Cálculo usando pKa
pKa = -log Ka
K= [H][B] / [HB].[H2O]
Kd = x2 / c
pH = – log (x)
Ionização a = [(x) / c].100
Água
Ka = 10-14 / 55.5 = 1,8.10-16 pois 55.5 M = 1000/18
pKa = -log 1,8.10-16 = 15,7
Ácido Acético
Ka = 1,75.10-5 pKa = 4,75
pH c.Ka = x2 ou 𝑥 = c. Ka sendo
1,75.10-5
1,75.10-7
e –log(x) - pH
raiz x = 4,18.10-4 e -log 1,75.10-7 = 3,378
raiz x = 1,32.10-3 e -log 1,75.10-6 = 2,878
raiz x = 4,18.10-3 e -log 1,75.10-5 = 2,378
0,01.
=
0,1. 1,75.10-5 = 1,75.10-6
1,0 x 1,75.10-5 = 1,75.10-5
Grau de ionização
a = [(x) / c].100
a =
(4,18.10-4 / 0,01).100 = 4,2
(1,32.10-3 / 0,1).100 = 1,32
(4,18.10-3 /1).100
= 0,4
C
0,01
0,1
1
pH
3,4
2,9
2,4
a (%)
4,2
1,3
0,4
pKa
4,75
4,75
4,75
16
ENERGIA LIVRE
Prof. Hugo Braibante-UFSM
ENERGIA LIVRE
(Maneira de expressar a força de um ácido)
∆G = - RTln Ka
∆G = - 2,3.RT.log Ka
R=1,98 cal.mol-1.k-1
T=298 K
pKa = -log Ka
∆G = 1,36.pKa
Correlação entre Energia livre e Ka
∆G x Ka
ENERGIA LIVRE
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ENERGIA LIVRE
(Equilíbrio)
Reagentes
Produtos
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AVALIAÇÃO DA FORÇA
DO ÁCIDO
ESTABILIDADE DA BASE CONJUGADA
FORÇA DO ACIDO
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AVALIAÇÃO DA FORÇA DE UM ÁCIDO
HA + H2O
H3O+ + A-
Em água os ácidos formam o íon hidrônio,
a diferença é a base conjugada
A diferença entre um ácido forte e um ácido fraco
é a estabilidade da base conjugada
A força do ácido depende da estabilidade
da base conjugada
E
N
E
R
G
I
A
A-
ÁCIDO FRACO
Tem base conjugada forte
(= alta Energia)
AHA
fácil
ionização
ÁCIDO FORTE
Tem base conjugada fraca
(= baixa Energia)
FORÇA DO ACIDO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
SOLVATAÇÃO SEGUIDA DE IONIZAÇÃO
-
A
E
N
E
R
G
I
A
ÁCIDO
FRACO
Solvatação
AHA
ÁCIDO
FORTE
endergônica
Solvatação
exergônica
Observe que os íons tem maior energia que o ácido não
ionizado, mas a Solvatação envolvida no processo diminui
a Energia do íon (ácido forte, processo exotérmico).
A
ÁCIDO
FORTE
Observe que DG é exergônica ou endergônica.
Quando usamos DH indicamos exotérmica ou endotérmica .
FORÇA DO ACIDO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
Força de ácidos - Reação
pKa = - 7
DG = -1,36.logKa
DGº = 1,36.pKa
DGº = 1,36.(-7)
DGº = -9,5 Kcal/mol
FORÇA DO ACIDO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
Força de ácidos - Reação
pKa = 4,75
DG = -1,36.logKa
DGº = 1,36.pKa
DGº = 1,36.4,75
DGº = 6,5 Kcal/mol
FORÇA DO ACIDO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
FATORES QUE
AUMENTAM A ACIDEZ
ESTABILIZAÇÃO DA BASE CONJUGADA
FORÇA DO ACIDO
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Fatores que diminuem a Energia
(estabilizam) a base conjugada.
estabilização
A-
FATORES DE
ESTABILIZAÇÃO
1. Ressonância
2. Eletronegatividade
3. Tamanho do Átomo
4. Hibridização
5. Efeito Indutivo
HA
Quanto maior a
Estabilização da Base
Conjugada mais forte
Será o Ácido.
6. Carga
7. Solvatação
8. *Efeito Estérico
* geralmente desestabiliza
FORÇA DO ACIDO
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1. RESSONÂNCIA
Mais estruturas de ressonância, ou uma maior
contribuição de ressonância, na base conjugada
leva a formação do Ácido mais forte.
EFEITOS DE RESSONÂNCIA
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Ressonância
Maior contribuição
Valores de pKa
R OH
18
R CH3
45
R NH2
28
OH
10
CH3
30
NH2
25
R C NH2
15
O
R C OH
O
O
5
CH3O C CH3
25
O
R C CH3
20
O
R C CH2
C O
R
9
RESSONÂNCIA NO ÍON ACETATO
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estruturas equivalentes
com carga no oxigênio
O
CH3
C O H
Ácido acético
CH3
O
C
O _
-H+
base
_
O
CH3
C
O
Íon acetato
RESSONÂNCIA NO ÍON ACETATO
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RESONÂNCIA NO ÍON FENOLATO
O
_
O
O
O
_
_
_
O
O
Mais estruturas, mas com
menor contribuição do que
o Íon acetato.
_
Estruturas Não-equivalente
Com carga no carbono e no oxigênio
ELETRONEGATIVIDADE
Prof. Hugo Braibante-UFSM
2. ELETRONEGATIVIDADE
Quando temos dois ácidos no mesmo
período, A
estrutura com a carga negativa no elemento mais
Eletronegativo da base conjugada leva a estrutura do
ácido mais forte.
ELETRONEGATIVIDADE
Prof. Hugo Braibante-UFSM
aumenta
eletronegatividade
Valores de pKa
O
CH4
>50
RCH3
45
R C CH3
O
NH3
34
RNH2
35
R C NH2 15
O
H2O
15,7
ROH
18
R C OH
HF
3.5
H
bases
conjugadas
H C
H N
H
H
_
_
_
_
H O
F
20
5
ELETRONEGATIVIDADE
( revisão )
H
2.2
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C
N
O
F
2.5
3.0
3.5
4.0
Si
1.9
P
S
Cl
2.2
2.5
3.0
Br
2.8
F
aumenta
I
2.5
Variação na Tabela periódica
TAMANHO
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3. TAMANHO
Quando comparamos dois ácidos do mesmo grupo...
Colocar a carga negativa no átomo maior
Esta será a base conjugada do ácido mais forte
TAMANHO
Aumento
tamanho da base
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Valores de pKa
O
F
1.36 A
HOH
16
R
C OH
O
HCl -7
HSH
7
R
C
S
SH
HBr -9
HSeH
4
R
C
SH
HI
HTeH
3
HF
3.5
Cl
1.81 A
Br
1.95 A
I
2.16 A
-10
4.7
TAMANHO
PERÍODO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
Acidez
Eletronegatividade
CH4
NH3
H2O
HF
SiH4 PH3
H2S
HCl
50
35
36
27
15,7
7
3.2
-7
GeH4 AsH3 H2Se HBr
25
23
3.7
-8
H2Te
HI
3.0
-10
GRUPO
Tamanho
Acidez
HIBRIDIZAÇÃO
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4. HIBRIDIZAÇÃO
Quanto maior o caráter “s” do orbital contendo a carga
Negativa na base conjugada forma o ácido mais forte.
HIBRIDIZAÇÃO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
:
Valores de pKa
Valores de pKa
H
sp3
H C H 50
sp3
C:
H
H C C H
:
35
sp2
sp
H C C H
H O H -1.74
H
H H
sp2
+
C:
25
elétrons tem menor
energia na hibridização sp ;
mais próximo ao núcleo
:
sp
C:
R C O H
+
R
-7
EFEITO INDUTIVO
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5. EFEITO INDUTIVO
Pequeno, mas efeito aditivo.
EFEITO INDUTIVO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
GRUPOS QUE
DIMINUEM A DENSIDADE
ELETRÔNICA
dCl
d+
C
F, Cl, Br, N, O
Elementos eletronegativo
retiram a densidade
Eletrônica do Carbono
GRUPOS QUE
AUMENTAM A DENSIDADE
ELETRÔNICA
d+
CH3
dC
R, CH3, B, Si
Grupos alquilas e elementos menos
Eletronegativo aumentam a densidade
Eletrônica do Carbono
Efeito INDUTIVO ocorre quando Grupos aumentam ou diminuem a densidade
Eletrônica através da ligação sigma, similar ao efeito de ressonância que é a
alteração da densidade eletrônica através do sistema de ligações p .
EFEITO INDUTIVO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
EFEITO INDUTIVO DOS HALOACIDOS
d- d +
C
Cl
Cloro estabiliza CO2ao diminuir a
densidade eletrônica
O
O
dCl
d+
C
d-
d+
d-
O
d+
C
O efeito diminui com a distância
é efetivo ~ de 3 ligações.
C
O
EFEITO INDUTIVO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
Aumenta a
eletronegatividade
pKa
múltiplos
substituintes
pKa
I
CH2COOH
3.13
CH3 COOH
4.75
Br
CH2COOH
2.87
Cl CH2 COOH
2.81
Cl
Cl
CH2COOH
F CH2COOH
2.81
2.66
Cl CH
COOH
1.29
Cl C COOH
0.65
Cl
Cl
EFEITO INDUTIVO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
Valor Potencial Eletrostático
+33
+37
Vermelho = negativo
Azul = positivo
O
CH3
pKa :
C
O
OH
4.8
Cl
+43
CH2
C
Cl O
OH
2.8
Cl
C C
Cl
OH
0.7
EFEITO INDUTIVO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
pKa
H COOH
CH3
COOH
pKa
3.75
CH3CH2CH2 COOH
4.8
4.75
CH2CH2CH2 COOH
4.5
Cl
CH3CH2
COOH
4.87
CH3
COOH
4.0
CH COOH
2.9
CH CH2
Cl
CH3CH2CH2
COOH
4.81
Cl
CH3
CH3
C COOH
CH3CH2
5.02
CH3
Efeito de solvatação
distância
EFEITO INDUTIVO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
Ácido cloro acético
Base conjugada
EFEITO INDUTIVO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
Ácido cloro acético
Base conjugada
Grupos retiradores de elétrons: Efeito Indutivo (-I)
Grupo alquila
Grupos doadores de elétrons: Efeito Indutivo (+I)
SOLVATAÇÃO
6. SOLVATAÇÃO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
SOLVATAÇÃO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
SOLVATAÇÃO DIMINUI A ENERGIA
Cl- (g) + n H2O
Cl- (aq) + DH
Solvatação é uma interação fraca.
Quando um íon é solvatado libera Energia.
A solvatação diminui a energia do íon.
+ (H2O)n
Cl
O H
H
O H
H O
HCl H
H O
H O HH O
Cl- (aq)
H
Cl- (g)
H
E
N
E
R
G
I
A
Íon solvatado
SOLVATAÇÃO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
Água é um SOLVENTE Polar
A água Solvata tanto cátions como anions
CATIONS
Ligação Polar em
água torna a
molécula polar.
d+
H
+
ANIONS
d-
-
O dH d+
TAMANHO E SOLVATAÇÃO
Prof. Hugo Braibante-UFSM
CH3
COOH
4.75
CH3CH2
COOH
CH3CH2CH2
COOH
4.87
4.81
Estes ácidos tem pKa similar
CH3
CH3
CH3
….mas este tem um pKa maior
Isto se deve ao efeito de solvatação.
Solvatação estabiliza o íon.
Diminui a energia do íon.
Impedimento estérico
H
O H
Ácido Forte
H O
H
O H
O
C
Linear
O H
H
-
H O
O
H
H
H O
O H
H O
5.02
C COOH
O volumoso
Grupo t -butil
Não é bem
Solvatado.
C
H
-O
H
H O
H
H O
O H
H
Ácido Fraco
EFEITO DA CARGA
Prof. Hugo Braibante-UFSM
7. EFEITO DA CARGA
ÁCIDOS CONJUGADOS
CARGA x SEM CARGA
Prof. Hugo Braibante-UFSM
ácido conjugado
(próton extra)
H O H
pKa
Molécula neutra
15.7
H N H
+
H O H - 1.74
H
+
R O H
R
+
R C O H
-6
R
Ar NH3
H
+
25
4
9.24
H
R NH3
+
+
R C N H
-7
Ar NH2
H
H N H
OH
+
R C O H
34
+
-3.5
pKa
pKa
10
-10
Ácidos conjugados
São sempre ácidos
Muito mais forte que
Compostos de origem
ÁCIDOS CONJUGADOS
Prof. Hugo Braibante-UFSM
base fraca = ácido conjugado forte
O ácido conjugado de uma base fraca
deve ser um ácido forte.
base forte = ácido conjugado fraco
O ácido conjugado de uma base forte
deve ser um ácido fraco
Bases fortes geralmente tem cargas negativas. Bases fracas
são geralmente moléculas neutras sem par de elétrons.
Prof. Hugo Braibante-UFSM
QUADRO COMPARATIVO
INFLUÊNCIAS NO VALOR DE pKa
Prof. Hugo Braibante-UFSM
sp
sp2
H
C
C
H 25
H
C
C
H
H
H
sp3
35
Eletronegatividade
CH4
NH3
50
CH3
H2O
34
10
O
O
CH3
20
CH3
Ressonância
NH2
CH3
15
3
HBr
Tamanho
-9
-10
HI
OH
4.8
I
Efeito
Indutivo
HF
OH
25
O
16
HCl -7
NH2
30
CH3
O sentido da seta
indica aumento
na acidez.
Hibridização
CH2 COOH
3.1
Br
CH2 COOH
Cl
CH2 COOH Cl
Cl
2.9
2.8
F
Multiplo Indutivo
CH2 COOH
2.7
CHCOOH Cl C
Cl
1.3
Cl
COOH
0.7
GENERALIZAÇÕES
Prof. Hugo Braibante-UFSM
EFEITOS PRINCIPAIS
Eletronegatividade
Tamanho
Hibridização
Ressonância
Átomos carregados -(+)-
EFEITO MINORITÁRIO
Efeito Indutivo
Estes cinco efeitos
Causam grandes
Alterações no pKa.
Pequenas alterações,
A menos que tenha
vários associados
Os efeitos não são listados em ordem de importância,
não é possível estabelecer uma escala de grandeza.
GENERALIZAÇÕES
Prof. Hugo Braibante-UFSM
CLASSIFICAÇÃO DE ÁCIDOS FORTES E FRACOS
POR GRUPO FUNCIONAL
Ácidos fracos
Ácidos fortes
40
20
10
5
0 pKa
HCl
O
R
H
C C
R CH3
H
OH
R C CH3
di- e trinitrofenois
R OH
HI
O
H
O
R C NH2
R NH2
R
C C H
HBr
O
R
O
CH2
R C
R
H2SO4
OH
HClO4
HNO3
alcanos
alcenos
aminas
alcoóis
cetonas
amidas
alcinos
Fenóis
b-dicetonas
Nitrofenóis
ácidos
carboxílicos
ácidos
inorgânicos
oxiacidos
NITROFENÓIS
NITROFENÓIS
Prof. Hugo Braibante-UFSM
NITROFENÓIS
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NITROFENÓIS
O grupo nitro no anel aromático de um fenol aumenta a sua
acidez.
O efeito é mais pronunciado quando o grupo nitro ocupa a
posição ortho ou para no Anel e consideravelmente pequena
na posição meta
Polinitração em ortho e/ou para
Aumenta o pKa do fenol a ponto de torná-lo
um ácido muito forte.
NITROFENÓIS
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pKa DE NITROFENOIS
OH
7.2
NO2
OH10
OH
9.3
OH
4.0
O2N
O2N
OH
7.3
NO2
OH 0.4
NO2
NO2
NO2
NO2
NITROFENÓIS
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RESSONÂNCIA EM p-NITROFENOIS
Quando na posição orto ou
para o grupo nitro participa
da ressonância.
_
O
O
O
_
_
_O N O
NO2
NO2
O
Estrutura
extra
O
_
O
_
NO2
_O N O_
NO2
+
Ácido Benzóico
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ÁCIDOS BENZÓICO SUBSTITUÍDO
pKa
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pKa DE ACIDOS BENZÓICOS SUBSTITUÍDOS
COOH
R
R=H
pKa = 4,2
o-
m-
p-
CH3-
3,9
4,3
4,4
CH3O-
4,1
4,1
4,5
Cl-
2,9
2,9
4,0
O2N-
2,2
2,2
3,4
Grupos ativantes tem pequena influência.
Grupos desativantes aumentam consideravelmente a força do
ácido, especialmente quando em posição ortho .
SOLVENTE
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CONSTANTE DIELÉTRICA
Prótico
Polaridade H O
2
e = Poder do solvente
em separar cargas
O
O
THF
Eter etílico
HCO2H
e25°
80
59
45
(CH3)2SO1
38
(CH3)CN
37
HCON(CH3)2
CH3OH
33
CH3CH2OH
24
CH2Cl2 = DCM
20
(CH3)3OH
CH3)2C=O
11
7
C2H5COOH
Aprótico
THF
6
4
Éter, DCM
Apolar
Duro & Mole
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ÁCIDOS DUROS E MOLES
TEORIA DE PEARSON
POLARIZABILIDADE
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P
+
+
+
+
+
+
+
t
-
+
+
+
+
+
+
+
+
-
E
E
t1
t2
-
Duro - Mole
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Índice de dureza
Energia HOMO e LUMO
para os halogenetos
LUMO
0
HOMO
-2
LUMO
LUMO
-4
LUMO
-6
LUMO
-8
Ácido (Ac)
Base (B)
AE= ELUMO
PI= EHOMO
n = PI-AE / 2
s =
n
-10
HOMO
-12
HOMO
-14
HOMO
-16
-18
-20
HOMO
F
n=7
Cl
4,7
Br
4,2 3,7
I