Os ácidos e bases orgânicos

O estudo de ácidos e bases serve como uma introdução para o papel dos elétrons nas reações iônicas. Uma reação iônica é uma reação na qual íons participam como reagentes, intermediários ou produtos. Essas reações representam 95% das reações que serão abordadas em química orgânica. A fim de estar preparado para o estudo das reações iônicas, é critico ser capaz de identificar os ácidos e as bases.

Os ácidos e bases de Brønsted-Lowry

A definição de ácidos e bases de Brønsted-Lowry se baseia na transferência de um próton, $\ce{H^+}.$ Um ácido é definido como um doador de prótons, enquanto uma base é definida como um receptor de prótons. Como um exemplo, consideremos a seguinte reação ácido-base:

Na reação anterior, o $\ce{HCl}$ funciona como um ácido porque doa um próton para a $\ce{H2O}$, enquanto a $\ce{H2O}$ funciona como uma base porque aceita o próton proveniente do $\ce{HCl}.$ Os produtos de uma reação de transferência de próton são chamados de base conjugada e ácido conjugado. Nesta reação, o $\ce{Cl^-}$ é a base conjugada do $\ce{HCl}.$ Do mesmo modo, o $\ce{H3O^+}$ é o ácido conjugado do $\ce{H2O}.$ Em outras palavras:

• A base conjugada é o que resta do ácido após ter sido desprotonado.
• O ácido conjugado é o que resta do ácido após ter sido protonado.

No exemplo anterior, a $\ce{H2O}$ atuou como uma base, pois ele recebeu um próton, mas em outras situações, ele pode amuar como um ácido doando um próton. Por exemplo:

Neste caso, a água funciona como um ácido em vez de uma base e sua a base conjugada é o $\ce{OH^-}.$

O fluxo de densidade eletrônica

Todas as reações sao realizadas por meio de um fluxo de densidade eletrônica, o movimento de elétrons. densidade eletrônica é ilustrado com setas curvas:

Há um fluxo de densidade eletrônica que faz com que um próton seja transferido de um reagente para outro reagente: as setas curvas ilustram este fluxo. As setas mostram o mecanismo de reação, isto é, elas mostram como a reação ocorre em termos do movimento dos elétrons.

A quantificação da acidez e basicidade

Consideramos a reação ácido-base entre um ácido genérico, $\ce{HA}$, e água (se comportando como uma base, neste caso): $$\ce{ HA(aq) + H2O(l) <=> A^-(aq) + H3O^+(aq) }$$ A reação é dita ter atingido o equilíbrio quando não se observa mais nenhuma alteração nas concentrações de reagentes e produtos. No equilíbrio, a velocidade da reação direta é exatamente equivalente à velocidade da reação inversa, o que é indicado com duas setas apontando em sentidos opostos. A posição de equilíbrio é descrita pela constante de acidez, $K_\mathrm{a}$, que é definida da seguinte forma: $$K_\mathrm{a} = \dfrac{ \ce{[A^-]} \ce{[H3O^+]} }{ \ce{[HA]} }$$ Ela é o produto das concentrações em equilíbrio dos produtos dividido pelo produto das concentrações em equilíbrio dos reagentes. O valor de $K_\mathrm{a}$, mede a força do ácido. Ácidos muito fortes podem ter um $K_\mathrm{a}$, da ordem de $\pu{e12}$, enquanto os ácidos muito fracos pode ter um $K_\mathrm{a}$, da ordem de $\pu{e-50}.$ Os valores de $K_\mathrm{a}$, em geral são números muito pequenos ou muito grandes. Para lidar com isso, os químicos frequentemente expressam valores de $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$, definidos como: $$\mathrm{p}K_\mathrm{a} = -\log K_\mathrm{a}$$ Quando o $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$, é usado como medida da acidez, os valores geralmente variam de $—10$ a $50.$

• Um ácido forte terá $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$ baixo.
• um ácido fraco terá $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$ elevado.

A força de uma base pode ser estimada comparando-se a força de seu ácido conjugado. Ácidos fortes doam prótons facilmente, enquanto suas bases conjugadas os recebem com dificuldade. Logo, bases fortes são aquelas que possuem ácidos conjugados fracos, e vice-versa. Por exemplo, o $\ce{HCl}$ é um ácido forte e sua base conjugada, o íon cloreto $\ce{Cl-}$, é uma base fraca. Já o ácido acético, $\ce{CH3COOH}$, é um ácido fraco, e sua base conjugada, $\ce{CH3COO-}$, é uma base forte. Comparando as propriedades ácido-base de diferentes pares conjugados, podemos estimar a força relativa de bases. Assim, também é possível utilizar valores de $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$, para comparar as bases.

• O ácido conjugado de uma base forte terá $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$ elevado.
• O ácido conjugado de uma base fraca terá $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$ baixo.

É importante se ter em mente que cada unidade representa uma ordem de grandeza. Um ácido com um $\mathrm{p}K_\mathrm{a} = 10$, é um milhão de vezes mais ácido do que um ácido com $\mathrm{p}K_\mathrm{a} = 16.$

A predição do equilíbrio ácido-base

Utilizando uma tabela de valores de $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$, também podemos prever a posição de equilíbrio para uma reação ácido-base. O equilíbrio sempre favorecerá a formação do ácido mais fraco, isto é, o ácido com maior valor de $\mathrm{p}K_\mathrm{a}.$ Por exemplo, considere a reação ácido-base:

Nessa reação, o equilíbrio tenderá para os produtos, favorecendo a formação do ácido mais fraco.

Para algumas reações, os valores de $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$, são tão diferentes que, para fins práticos, a reação não é tratada como um processo em equilíbrio, mas sim como um processo que vai a termo. Por exemplo, considere a seguinte reação:

O processo inverso é insignificante, e para tais reações, os químicos orgânicos muitas vezes desenham uma seta irreversível em vez das tradicionais setas de equilíbrio. Tecnicamente, é verdade que todas as transferências de prótons são processos de equilíbrio, mas, no caso anterior, os valores de $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$, são tão diferentes que podemos essencialmente ignorar a reação inversa.

Os contraíons

Bases carregadas negativamente são sempre acompanhadas por espécies com carga positiva chamados cátions. Por exemplo, o $\ce{HO^-}$ tem que ser acompanhado por um contraíon, tal como $\ce{Li^+},$ $\ce{Na^+},$ ou $\ce{K^+}.$ Você frequentemente se deparará com os seguintes reagentes: $\ce{LiOH}$, ou $\ce{NaOH}$, ou $\ce{KOH}$. Todos esses reagentes são simplesmente o $\ce{HO^-}$ com o contraíon sendo indicado. Por exemplo, considere a seguinte reação:

Essa reação pode ser mostrada da seguinte maneira: $$\ce{ NaNH2 + H2O -> NH3 + NaOH }$$ É importante acostumar-se a ignorar os cátions quando eles são indicados e focar nas espécies importantes, as bases. Embora os contraíons geralmente não desempenhem um papel significativo nas reações, eles podem, em algumas circunstâncias, influenciar o curso da reação. A maioria das reações que encontramos não é significativamente afetada pela escolha do contraíon.

Atenção!

Em química geral, o termo íon espectador é usado para se referir a um contraíon.

Os ácidos e bases de Lewis

A definição de Lewis de ácidos e bases é mais ampla do que a definição de Brønsted-Lowry. De acordo com a definição de Lewis, acidez e basicidade são descritas em termos de elétrons, em vez de protons:

• Um ácido de Lewis é um receptor de elétrons
• Uma base de Lewis é definida como um doador de elétrons.

Considere a seguinte reação ácido-base de Brønsted-Lowry:

O $\ce{HCl}$ é um ácido de acordo com qualquer uma das definições. Ele é um ácido de Lewis, porque atua como um receptor de elétrons e é um ácido de Bronsted-Lowry porque atua como um doador de prótons. Entretanto, a definição de Lewis é uma definição mais ampla de ácidos e bases, porque inclui reagentes que de outro modo não seriam classificados como ácidos ou bases. Por exemplo, considere a seguinte reação:

De acordo com a definição de Brønsted-Lowry, o $\ce{BF3}$ não é considerado um ácido, porque ele não tem prótons e não pode atuar como um doador de prótons. Entretanto, de acordo com a definição de Lewis, o $\ce{BF3}$ pode servir como um receptor de elétrons e é, portanto, um ácido de Lewis. Na reação anterior, o $\ce{H2O}$ é uma base de Lewis, porque atua como um doador de elétrons. Dê atenção especial a notação de seta curva. Existe apenas uma seta curva na reação anterior, não duas.