Quimica

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Colégio Salesiano Sagrado Coração
Aluna(o): ______________________________________________ Nº: _________ Turma: 3º ano _______ Recife, ______ de ________________ de 2011 Disciplina : Química

Orgânica

Professor: Eber

Barbosa

Acidez e Basicidade Orgânicas
]

Neste capítulo veremos como identificar o caráter ácido ou básico dos compostos orgânicos e os fatores que modificam aintensidade da acidez ou basicidade desses compostos.

1ª Parte: Conceitos Modernos de Ácidos e Bases
01 – Teoria Iônica – Conceitos de Arrhênius
1.A – Ácidos de Arrhênius
Substâncias que em solução aquosa originam H+ como único cátion. Exemplos: HC(aq)
H2O H2O H2O

H+(aq)
+

+

C–(aq)

ou

CO2(g) + H2O

H2CO3(aq)

H+(aq) + HCO3–(aq)

Na verdade o íon H é apenas um próton e porisso não é estável (uma vez que não apresenta nenhum elétron). Sendo assim o íon H+ necessita de dois elétrons para se assemelhar ao gás nobre hélio (2He). Entendemos então que, para atingir a estabilidade eletrônica, o íon H+ se une à molécula de H2O produzindo o íon H3O+.

Próton = H+
– +
Átomo de H
Perdendo 1 elétron

H+ + H O H H H

O H

Cátion de H+ Receptor de par eletrônicoAssim a maneira mais coerente de representar a ionização dos ácidos é: HC + Ácido clorídrico H3C C H2O
H2O

H3O+

+

C–

O + H2O OH Ácido acético

H2O

O H3C C O–(aq) + H3O

+ (aq)

ânion acetato

cátion hidrônio 1

Acidez e Basicidade Orgânicas

1.B – Bases de Arrhênius
Substâncias que em solução aquosa originam OH como único ânion. Exemplos: NaOH
H2O


Na+

+OH–
+

ou

NH3(g)

+

H2O(ℓ)

H2O

NH4OH(aq)


H2O

NH4+(aq)

+

OH–(aq)

Importante: Segundo Arrehênius 1 mol de H consome (neutraliza) 1 mol de OH , formando HOH (H2O).

H+ + OH–

H2O

H2O

O que significa dizer que a água não tende a permanecer na forma de íons mas na forma de molécula.

02 – Teoria Protônica – Conceitos de Bronsted e Lowry
Ácido de Bronsted équalquer espécie química (molécula ou íon) que numa reação cede próton. Base de Bronsted é qualquer espécie química (molécula ou íon) que numa reação recebe próton.
H Exemplos: HC
+

HCℓ é ácido de Bronsted porque libera próton. + NH3
H2O

C



+

NH4

+

NH3 é base de Bronsted porque recebe próton. CH3COOH é ácido de Bronsted porque libera próton. + H3O+(aq) H2O é base deBronsted porque recebe próton.

O H3C C OH

H+ + H2O
H2O

O H3C C O–(aq)

03 – Teoria Eletrônica – Conceitos de Lewis
Ácido de Lewis é qualquer espécie que recebe um par eletrônico numa reação química. Base de Lewis é qualquer espécie química que fornece um par eletrônico numa reação química.
Exemplo1:

F F B F

H

F H
O nitrogênio apresenta um par eletrônico disponível que pode serdoado ... C :..: .. : :.C. . A . : : C. : .

H N H H

+

N H

F

B F

O boro precisa receber um par eletrônico para completar o octeto. Exemplo2:

BF3 = Ácido de Lewis NH3 = Base de Lewis

AC3 Ácido de Lewis

+

: C–
Base de Lewis

.. : C–: ..

Ácidos de Lewis = BH3, AC3, Aℓ(OH)3 Outros exemplos de... Bases de Lewis = NH3, PC3, H2O, H2S, OH , Cℓ , O 2
– – –2as aminas ( CH3

NH2 )

..

Acidez e Basicidade Orgânicas Orgânica

04 – Eletrólitos
São compostos que podem se apresentar na forma de íons livres...

As bases são substâncias iônicas. Sendo assim sofrem dissociação iônica quando dissolvidas em água (em solução
aquosa) ou quando derretidas (fundidas). Exemplos: a) NaOH
H2O

Na+

+

OH–

b) Mg(OH)2

H2O

Mg+2

+

2 OH–Os ácidos são compostos moleculares. Sofrem ionização quando em solução.
Exemplos: a) HC
H 2O

H+

+

C–

b) H2SO4

H2O

2 H+

+

SO4–2

Não esqueça: Compostos moleculares sofrem ionização e compostos iônicos sofrem dissociação iônica.

Os eletrólitos podem ser classificados como fortes ou fracos em função da maior ou menor tendência
de fornecer íons livres a um...
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