5.7 : Efeitos de Solvatação

Uma compreensão do efeito de solvatação ajuda a racionalizar a relação entre solvatação e acidez do composto. Além disso, isso também explica a estabilidade relativa das bases conjugadas para compostos com diferentes valores de pK_a. Esta lição detalha em profundidade o princípio dos efeitos de solvatação. A força de um ácido e a estabilidade da sua base conjugada correspondente são determinadas usando valores de pK_a. Essa relação observada é consequência da solvatação, que é a interação entre um íon dissolvido e as moléculas do solvente. Durante este processo, as moléculas do solvente envolvem os íons e os estabilizam.

A solvatação de íons dissolvidos pode ser classificada em três tipos: (i) interação doadora, (ii) interação carga-dipolo e (iii) interação de ligação de hidrogênio. Na interação doadora, um solvente doa seus pares de elétrons não compartilhados ao íon dissolvido. O solvente atua como uma base de Lewis e o íon atua como um ácido de Lewis. No segundo tipo, as interações carga-dipolo são observadas em solventes polares, onde seus momentos de dipolo podem interagir com os íons carregados. Isso envolve o rearranjo da carga parcial positiva nas moléculas do solvente para se alinhar com a carga negativa dos íons, estabilizando-os. Por exemplo, como observado na solvatação do etanol, o ânion etóxido, que é a base conjugada, é solvatado pelo centro positivo do dipolo do solvente que o estabiliza efetivamente. Por fim, quando os íons são estabilizados por ligações de hidrogênio entre as moléculas do solvente e os íons dissolvidos, a interação é chamada de interação de ligação de hidrogênio.

As interações entre os íons dissolvidos e as moléculas do solvente influenciam sua estabilidade, que é diretamente proporcional à força da acidez. Consequentemente, a estabilidade de tais íons aumenta com um maior número de interações quando eles estão rodeados por mais moléculas do solvente. Portanto, durante a solvatação, a impedância estérica de substituintes volumosos na molécula desempenha um papel importante. Compostos com grupos menos volumosos são estericamente desimpedidos, permitindo maior interação com as moléculas de solvente.

Em contraste, os compostos que possuem grupos volumosos têm impedância estérica e, consequentemente, são pouco solvatados. Como resultado, o íon estericamente desimpedido demonstra maior estabilidade, tornando o seu ácido correspondente mais forte. Isso é demonstrado com a comparação da acidez do etanol, isopropanol e terc-butanol. Com o aumento do tamanho dos substituintes, a base conjugada correspondente de cada um desses compostos tem maior impedância estérica. Portanto, é menos solvatada. Como resultado, o isopropanol é um ácido mais fraco (pK_a=17,10) que o etanol (pK_a=16,00), e o terc-butanol (pK_a=19,20) é um ácido mais fraco que o isopropanol (pK_a=17,10). Em suma, a impedância estérica dos ânions de bases conjugadas define o grau de solvatação. Baixa solvatação leva à instabilidade do íon dissolvido, tornando o ácido correspondente fraco.