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Para relembrar...
Teoria ácido-base de Arrhenius (1884)
“Toda espécie química que, em contato com água, gera íons H+ é considerada
um ácido.”
Exemplos:
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Para relembrar...
“Toda espécie química que, em contato com água, gera íons OH- é considerada uma
base.”
Exemplos:
Teoria ácido-base de Arrhenius (1884)
Problema: Todos os experimentos eram restritos ao meio aquoso.
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Para relembrar...
Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry (1923)
“Espécies químicas que são capazes de doar prótons (H+) são consideradas
ácidos, enquanto espécies químicas que recebem prótons são consideradas
bases.”
Exemplo 1:
ácido conjugado da água
base conjugada do HF
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Para relembrar...
Exemplo 2:
Meio não-aquoso!
ácido conjugado da amônia
base conjugada do ácido acético
Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry (1923)
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Para relembrar...
Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry (1923)
“Quando uma espécie doa um próton, a espécie resultante se torna sua base
conjugada.”
Resumindo:
“Quando uma espécie recebe um próton, a espécie resultante se torna seu
ácido conjugado.”
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Fatores que governam a força de um ácido/base
De um ponto de vista quantitativo temos:
• A energia liberada/absorvida pela aceitação do próton (H+) pelo ânion A-
no estado gasoso é dita afinidade protônica (Ap) e o valor da energia
envolvida é denominada ΔHpg.
± energia
Logo, quando ΔHpg < 0, temos um processo exotérmico e Ap é maior; se
ΔHpg > 0, temos um processo endotérmico e Ap é menor.
Quanto menor Ap, mais forte será o ácido em questão
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• A afinidade protônica (Ap) das bases conjugadas do bloco “p” reduz de
acordo com a redução da eletronegatividade e aumento do raio iônico.
• Obs.: Em solução, Ap é menor que se comparada ao estado gasoso
devido ao efeito de estabilização da carga da base conjugada pelo solvente.
Exemplo: Série de halogenácidos.
Ácido Conjugado Base Ap Raio iônico (X-)
HF F- 1553 1,36
HCl Cl- 1393 1,81
HBr Br- 1353 1,95
HI I- 1314 2,16
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O efeito da solvatação:
• Pode ser explicado em termos do modelo eletrostático, no qual o solvente
é tratado como um meio dielétrico contínuo. A solvatação de um íon no
estado gasoso é extremamente exotérmica.
ΔHhid
ΔHi
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Teoria ácido-base de Lewis (1923)
“Espécies químicas que são capazes de aceitar pares eletrônicos são
consideradas ácidos, enquanto espécies químicas que podem doar pares
eletrônicos são consideradas bases.”
Fato importante: A idéias de Lewis foram publicas no mesmo ano da Teoria de
Brønsted-Lowry porém, apenas 10 anos depois se tornaram amplamente
aceitas pela comunidade cinetífica.
Consegue explicar fenômenos onde não há tranferência de
espécies catiônicas ou aniônicas durante as reações químicas.
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De maneira geral temos:
Exemplos:
Teste: Indificar quem é o ácido e a base na reação entre amônia e água para a geração do
hidróxido de amônio.
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Como identificar ácidos e bases de Lewis?
Bases de Lewis: São espécies que possuem pares eletrônicos não ligantes , ou seja,
aptos a serem aceitos por ácidos de Lewis. Não necessariamente estão carregadas
negativamente (espécies aniônicas).
Exemplos:
Ácidos de Lewis: Possuem um centro de caráter positivo (+) e orbitais vazios para
acomodarem os elétrons oriundos da base. Podem ou não estar carregadas
positivamente.
Exemplos:
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Caso 1: Compostos com a camada de valência incompleta podem atuar como
ácidos de Lewis.
Ex. Compostos planares de boro - 5B: [He] 2s2 2p1
Ácidos de Lewis
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Caso 2: Cátions metálicos podem aceitar pares eletrônicos para gerar compostos
de coordenação (íons complexos).
Ex. Formação de cátions complexos
Ácidos de Lewis
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Caso 3: Uma molécula ou íon com seu octeto completo pode rearranjar sua
camada de valência para acomodar um par eletrônico adicional.
Caso 4: Uma molécula ou íon pode expandir sua camada de valência (ou ter raio
suficientemente grande) para acomodar pares eletrônicos extras.
Ex. Formação do ânion hidrogenocarbonato (bicarbonato)
Ex. Formação do ânion hexafluoreto de silício
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Força ácida e força básica:
Podem ser avaliadas em termos de eletronegatividade e/ou densidade eletrônica
() dos átomos doadores (bases) e receptores (ácidos) nas espécies em questão:
“A força ácida de Lewis de uma espécie é aumentada quando a
densidade eletrônica do átomo receptor é reduzida.”
Ex.1: Sejam os compostos de boro e os seguintes halogênios:
Eletronegatividade
F 3,98
Cl 3,16
Br 2,96
Logo a força ácida de Lewis é:
BF3 > BCl3 > BBr3 17
Ex.2: Avaliação da força ácida em íons metálicos do grupo 1:
Força ácida e força básica:
Raio iônico / raio atômico
“Espécies de menor raio
iônico tem suas cargas
concentradas no espaço,
logo são melhores ácidos
de Lewis.”
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1. Identificar dentre os seguintes pares qual é o composto mais ácido:
(a) [Fe(OH2)6]2+ e [Fe(OH2)6]3+
(b) [Al(OH2)6]3+ e [Ga(OH2)6]3+
Atividades:
2. Organizar e explicar a ordem de basicidade os seguintes compostos:
3. Organizar em ordem crescente de acidez os seguintes óxidos:
Al2O3, B2O3, BaO, CO2, Cl2O7, SO3
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Classificação das reações ácido-base de Lewis:
1. Reações de simples troca:
Ocorre quando um ácido ou base é substituído por outro em um aduto
pré-existente.
Exemplo:
Genericamente temos:
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Classificação das reações ácido-base de Lewis:
2. Reações de dupla troca (metátese*):
Ocorre quando ácidos e bases são substituídos em uma reação entre
adutos pré-existentes .
*Do grego metathesis, significando “troca”.
Exemplo:
Genericamente temos:
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Teoria ácido-base de Pearson* (1963)
*Chicago 1919 – Presente. E… ainda trabalhando na UCSB!
A teoria de Pearson baseia-se no princípio da polarizabilidade de espécies
químicas.
“Ácidos macios tendem a se ligar (formam compostos estáveis) com
bases macias, enquanto ácidos duros tendem a se ligar com bases
duras.”
Mas qual a relação entre dureza/maciez de uma espécie química e sua
polarizabilidade?!
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Espécies químicas que tem suas cargas (ou densidade de cargas “δ”)
concentradas espacialmente são consideradas “duras”. Por outro, espécies que
possuem a habilidade de dispersar estas cargas são ditas “macias”.
São fatores que influenciam no grau de polarização:
1. Raio atômico/iônico/cargas elétricas
Ácidos duros Ácidos macios
Bases duras Bases macias 24
3. Ressonância (fator de menor prepoderância)
Contribuição da ressonância na disperção de cargas.
Concentração de carga = maior dureza
Obs. Escrever todas as formas canônicas para comprovação.
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“Força” da interação ácido-base: Constantes de formação (Kf)
“Íons de dureza compatíveis tendem
a interagir fortemente entre si
produzindo então maiores valores de
Kf.”
• Ácidos duros tendem a se ligar
com halogênios na segunite
ordem:
I- < Br- < Cl- < F-
• Ácidos macios tendem a se ligar
com halogênios na segunite
ordem:
I- > Br- > Cl- > F-
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Ligação com ácidos duros:
PR3 << NR3 e SR2 << OR2
No caso de bases de Pearson, os valores obtidos de constantes de formação
apontam a seguinte tendência:
Ligação com ácidos macios:
PR3 >> NR3 e SR2 >> OR2
Haletos e oxoânions são classificados como bases duras pois atuam
majoritariamente por interações eletrostáticas.
Compostos que se ligam através do carbono tais como CO e CN- tendem a se
comportar como bases macias.
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Classificação dos ácicos e bases de Pearson segundo suas durezas
“Interações entre ácidos e bases duras são predominatemente iônicas enquanto
entre ácidos e bases macias são predominantemente covalentes.”
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Um ponto importante:
Altos valores de constantes de formação (Kf) não refletem necessariamente
alta energia de ligação entre as espécies ligadas.
Exemplo: Considere a seguinte reação de metátese:
Ligação E (kJ mol-1)
Be ̶ F 632
Be ̶ I 289
Hg ̶ F 268
Hg ̶ I 145
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Utilizando os conceitos de ácido e base de Pearson faça a predição se as
seguintes reações ocorrem, e, caso ocorram idetifique os produtos
formados.
Atividades:
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