Os compostos genéricos indicados abaixo são bases de Bronsted-Lowry ou de Lewis. Mostre, comparativamente, qual classe tem caráter básico mais forte. Justifique a sua resposta:
Aldeído alifático ( \mathrm{R}-\mathrm{CHO} ) \times cetona alifática ( \mathrm{R}-\mathrm{CO}-\mathrm{R} )

Passo 1

O enunciado nos apresenta dois compostos carbonílicos: o aldeído alifático, de fórmula genérica \mathrm{R}-\mathrm{CHO}, e a cetona alifática, de fórmula genérica \mathrm{R}-\mathrm{CO}-\mathrm{R}. Precisamos classificar cada um segundo Bronsted–Lowry (base como aceitadora de próton) e segundo Lewis (base como doadora de par eletrônico), e comparar o caráter básico de cada classe para dizer qual é mais forte.

Passo 2

Segundo Bronsted–Lowry, uma base é uma espécie que aceita um próton. Tanto o aldeído quanto a cetona têm um oxigênio carbonílico com pares livres, de modo que podem ser protonados em \mathrm{O}, gerando o cátion oxônio:
\mathrm{R}-\mathrm{C}(=O)\!-\mathrm{R'} \;+\;\mathrm{H}^+\;\longrightarrow\;\mathrm{R}-\mathrm{C}\bigl(OH\bigr)^+\!-\mathrm{R'}.
Logo, ambos agem como bases de Bronsted–Lowry.

Passo 3

Segundo Lewis, uma base é um doador de par de elétrons. O oxigênio carbonílico possui dois pares eletrônicos não ligantes que podem ser oferecidos a espécies eletrófilas (prótons ou metais de coordenação). Assim, aldeídos e cetonas também são bases de Lewis, doando par no oxigênio.

Passo 4

Para comparar o caráter básico (seja em Bronsted–Lowry ou em Lewis), avaliamos a densidade eletrônica no oxigênio. Esse valor aumenta conforme o efeito indutivo dos grupos ligados ao carbono carbonílico é mais doador de elétrons.
  • No aldeído \mathrm{R}-\mathrm{CHO}, há um grupo \mathrm{R} (doador) e um hidrogênio (neutro).
  • Na cetona \mathrm{R}-\mathrm{CO}-\mathrm{R}, há dois grupos \mathrm{R}, ambos doadores indutivos.
Portanto, o oxigênio de cetona tem maior densidade eletrônica do que o de aldeído, facilitando tanto a aceitação de \mathrm{H}^+ (Bronsted) quanto a doação de par (Lewis).

Passo 5

Uma forma de quantificar a diferença é comparar os pK _\mathrm{a} dos seus ácidos conjugados (os oxônios formados):
\mathrm{p}K_\mathrm{a}\bigl(\mathrm{R}_2\mathrm{C}OH^+\bigr)\approx -6{,}5, \quad \mathrm{p}K_\mathrm{a}\bigl(\mathrm{RCHOH}^+\bigr)\approx -7{,}7.
Quanto maior o pK _\mathrm{a} do ácido conjugado, mais fraco é esse ácido e, consequentemente, mais forte é sua base correspondente. Vemos que
-6{,}5\;>\;-7{,}7
logo a cetona gera um ácido conjugado menos forte e, por isso, é base mais forte que o aldeído.

Resposta

As cetonas alifáticas ( \mathrm{R}-\mathrm{CO}-\mathrm{R}) têm caráter básico mais forte do que os aldeídos alifáticos ( \mathrm{R}-\mathrm{CHO}), tanto como bases de Bronsted–Lowry quanto como bases de Lewis, devido ao maior efeito indutivo do segundo grupo \mathrm{R} que eleva a densidade eletrônica no oxigênio carbonílico.

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