Material Auxiliar-QUI035-2-2019

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ 
INSTITUTO DE FÍSICA E QUÍMICA (IFQ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA I 
(QUI035) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Material auxiliar para alunos de graduação dos cursos de 
 Química Bacharelado e Química Licenciatura. 
Professor: Maurício Santos - IFQ 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAPÍTULO I: 
INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
 
 
 
 
Conteúdos abordados: 
✓ A História da Química Orgânica; 
✓ Formas de Representação de Moléculas Orgânicas; 
✓ As Hibridizações do Átomo de Carbono; 
✓ Identificação dos Principais Grupos Funcionais; 
✓ Algumas Aplicações de Substâncias Orgânicas. 
 
Observação: classificações de cadeias carbônicas, tipos de ligações sigma e pi e classificação de 
átomo de carbono (1º, 2º, 3º e 4º) serão discutidos dentro dos tópicos supracitados e durante todo 
o curso. 
 
 
 
 
 
 
 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
1. Histórico 
 
1770: Torbern Olaf Bergman (Katharinberg-Suécia, 1735-1784) 
▪ Substâncias Inorgânicas x Substâncias Orgânicas 
 
- Muitas literaturas citam que Bergman foi o primeiro químico a diferenciar substâncias orgânicas 
e inorgânicas. O termo química orgânica passou a denominar a química das substâncias 
encontradas nos seres vivos. 
 
1807: Jöns Jakob Berzelius (Östergotland-Suécia, 1779-1848) 
▪ Teoria da força vital (Vitalismo) 
 
- Acreditava-se que as substâncias derivadas de organismos vivos continham uma força vital 
imensurável, a essência da vida; 
- Como não havia maneira de criar vida no laboratório, presumiram que apenas organismos 
vivos poderiam sintetizar tais compostos a partir dessa “força vital”. 
 
1816: Michel-Eugène Chevreul (Angers-França, 1786-1889) 
▪ Primeira contestação da teoria da força vital 
 
- Obteve sabão e glicerina a partir de gordura animal. Pela primeira vez observou-se uma reação 
de obtenção de substâncias orgânicas no laboratório, sem a influência da suposta “força vital”: 
Gordura animal → sabão + glicerina 
 
1828: Friedrich Wöhler (Eschersheim-Alemanha, 1800-1882) 
▪ Segunda contestação da teoria da força vital 
 
- Ureia, uma substância que já havia sido caracterizada e encontrada em organismos vivos, foi 
sintetizada no laboratório a partir de cianato de amônio, um sal inorgânico: 
 
 
 
 
 
 
 
 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
1858: Friedrich August Kekulé (Darmstadt-Alemanha, 1829-1896) 
 
▪ Estrutura química dos compostos orgânicos 
- sugeriu que átomos de carbono são tetravalentes e podem ligar entre si formando cadeias 
carbônicas. 
Observação: outros momentos marcantes da química orgânica serão abordados no decorrer da 
disciplina, como por exemplo, as estruturas de Lewis, as contribuições de Emil Fischer, a 
talidomida e o desenvolvimento da estereoquímica. 
 
A Química Orgânica Hoje: 
 Não existe um número exato de substâncias orgânicas caracterizadas. Segundo John 
McMurry, são aproximadamente 30 milhões (Química Orgânica, 7a ed.,Vol. 1, Cengage 
Learning, 2011); no livro recentemente publicado por Jonathan Clayden e co-autores (Organic 
Chemistry, 2nd ed., Oxford, 2012), esse número é cerca de 16 milhões. Esse grande número é 
possível devido à capacidade do carbono em formar cadeias. O metano possui apenas um 
átomo de carbono e o DNA pode ter mais de 100 bilhões. 
 Independentemente do número exato de substâncias orgânicas catalogadas, o certo é 
que os compostos de carbono estão presentes em áreas diversificadas, como por exemplo, 
alimentícia, farmacêutica, polímeros, materiais, cosméticos, petroquímica e química fina. 
Diversos químicos orgânicos consagrados receberam o Prêmio Nobel: 21 no total, com 
trabalhos desenvolvidos principalmente na área de síntese orgânica. Para consultar todos os 
ganhadores na Química Orgânica consulte o Anexo I. 
 
2. Formas de Representação de Moléculas Orgânicas 
2.1. Estrutura de Lewis 
 Os elétrons de valência de todos os átomos presentes na molécula são representados: 
 
 Esse tipo de representação não se preocupa com a geometria da molécula. 
 
Gilbert N. Lewis (Weymouth-USA, 1875-1946) 
 
 Ficou conhecido pela contribuição nos conceitos de ligações covalentes e pares 
eletrônicos, além do desenvolvimento de teoria ácido-base de Lewis, que será apresentada em 
capítulos posteriores. 
 
 
 
 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
2.2. Estrutura de Kekulé 
 É muito semelhante à estrutura de Lewis. Na estrutura de Kekulé, os elétrons que 
participam da ligação covalente são representados por traços. Cada traço representa um par de 
elétrons. Assim como nas representações de Lewis, as estruturas de Kekulé geralmente não 
mostram corretamente a geometria da molécula. 
 
 
 
 As estruturas de Kekulé podem ser representadas através de estruturas condensadas: 
 
 
2.3. Estrutura em linha-ângulo (zigue-zague ou bastão) 
 Atualmente é o tipo de representação mais utilizada para representar uma molécula 
orgânica.A principal vantagem de utilizar essa forma de representação é a grande economia de 
tempo ao desenhar as moléculas. Existem algumas convenções e regras que devem ser 
seguidas: 
 
A) os átomos de carbono geralmente não são representados. Cada vértice representa um átomo 
de carbono; 
B) os átomos de hidrogênio ligados diretamente a átomos de carbono geralmente não são 
representados. A quantidade é determinada pelo número de ligações representadas na cadeia. 
Exemplo: se o átomo de carbono estiver fazendo apenas uma ligação simples com outro átomo, 
significa que existem três átomos de hidrogênio, uma vez que, o átomo de carbono faz 4 
ligações (existem exceções, como por exemplo, carbocátions, carbânions e carbenos, espécies 
que serão apresentadas a partir do capítulo II). 
C) átomos diferentes de carbono e hidrogênio são representados. 
D) as geometrias devem ser obedecidas. As geometrias estão diretamente ligadas às 
hibridizações dos átomos de carbono, conforme apresentado no item 3. 
 
 
 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
Exemplos: fórmulas de Kekulé transformadas em linha-ângulo: 
 
 
 
 Se formos representar todos os átomos de hidrogênio e as respectivas ligações da 
estrutura oxigenada acima: 
 
Observe que existe apenas um átomo de carbono sp2. Os demais são sp3, ou seja, cada átomo 
tem duas ligações no plano do papel, uma ligação saindo do plano (cunha cheia) e uma 
entrando no plano (cunha tracejada). 
Exercício: determinar a fórmula molecular de todas as estruturas acima. Lembre-se que na 
fórmula molecular representa apenas os átomos e as respectivas quantidades destes na 
molécula. 
 
Observação: existem outras formas de representar moléculas orgânicas. As principais são: 
projeções cavalete (Sawhorse), Newman, Fischer e Haworth. Todas serão apresentadas adiante 
no capítulo de Estereoquímica. 
 
3. Hibridizações do Átomo de Carbono 
3.1. Hibridização sp3 
O Metano 
 
 Os orbitais s e p, usados na descrição quântica para o átomo de carbono, foram 
baseados em cálculos para o átomo de hidrogênio. Esses orbitais separadamente não geram 
um modelo satisfatório para o átomo de carbono tetraédrico do metano e de outras substâncias 
orgânicas formadas exclusivamente por ligações sigma (). Todavia, um modelo satisfatório da 
estrutura do metano pode ser obtida através de uma aproximação chamada hibridização de 
orbitais. 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica IProfessor: Maurício Santos 
 A hibridzação de orbitais nada mais é do que uma aproximação matemática que envolve 
a combinação de funções de onda individuais de orbitais s e p para obter funções de onda para 
novos orbitais, chamados de orbitais atômicos híbridos. 
 De acordo com a mecânica quântica, a configuração eletrônica de um átomo de carbono 
no estado de mais baixa energia (estado fundamental) é: 
 
 
 
 
Sabe-se que os orbitais s e p (não hibridizados) apresentam as seguintes formas: 
 
 No caso do metano, a hibridização do átomo de carbono gera 4 orbitais híbridos sp3: 
 
 Observação: revise os tópicos orbitais atômicos, orbitais moleculares, ligações sigma e pi 
lecionados nas disciplinas de Química Geral e Química Inorgânica. 
3.2. Hibridização sp2 
O eteno 
 No eteno (etileno) a ligação entre os átomos de carbono é do tipo dupla (1 ligação  e 1 
ligação ). 
 
 
 
 
 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
Observe o esquema abaixo: 
 
 
 O orbital 2s é hibridzado com 2 orbitais 2p; um orbital 2p permanece não hibridizado. Um 
elétron é colocado em cada orbital híbrido sp2, enquanto que, um elétrons fica no orbital 2p. Os 
três orbitais sp2 estão direcionados para os vértices de um triângulo regular, com ângulos de 
120o entre eles. O orbital p não hibridizado é perpendicular ao plano do triângulo: 
 
 No cotidiano, não faz sentido representar os orbitais quando se deseja desenhar as 
estruturas. No eteno por exemplo, é mais comum representá-lo pelas formas abaixo: 
 
 
 
 
Na representação de orbitais: 
 
Estado Fundamental Estado excitado Estado hibridizado-sp2 
Energia 
todas as ligações sigma perpendiculares ao 
plano do papel e, consequentemente, a ligação 
pi no plano do papel. 
todas as ligações sigma no plano do papel 
e, consequentemente, a ligação pi 
perpendicular ao plano do papel. 
Ligações  
Ligações  
Orbitais p 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
3.3. Hibridização sp 
O etino 
 No etino (acetileno) a ligação entre os átomos de carbono é do tipo tripla (1 ligação  e 2 
ligações ). 
 Observe o esquema abaixo: 
 
 
 O orbital 2s é hibridzado com 1 orbitais 2p; dois orbitais 2p permanecem não 
hibridizados. Os dois orbitais sp formam uma geometria linear, com ângulo de 180o entre eles. 
Os dois orbitais p não hibridizados são perpendiculares ao plano das ligações sigma: 
 
 A representação usual é: 
 
Na representação de orbitais: 
 
 
Estado Fundamental Estado excitado Estado hibridizado-sp 
Energia 
Orbital sp 
Orbitais p 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
4. Grupos Funcionais 
Além das ligações entre átomos de carbono, podem ocorrer ligações envolvendo 
átomo(s) de carbono e diversos átomos, como por exemplo, oxigênio, nitrogênio, enxofre, 
fósforo, boro e halogênios (fluor, cloro, bromo e iodo). 
Os principais grupos funcionais serão estudados detalhadamente ao longo das 
disciplinas Orgânica I, Orgânica II e Orgânica III. O objetivo por enquanto é estudar a 
identificação e algumas características dos principais grupos funcionais da química orgânica. No 
final da apostila existe uma tabela com muitos grupos funcionais que servirão de consulta 
durante toda a química orgânica (Anexo II). 
 
 
4.1. Hidrocarbonetos 
 
 
 
 
4.2. Grupos Funcionais Oxigenados (veja mais no Anexo II) 
 
 
4.3. Grupos Funcionais Nitrogenados (veja mais no Anexo II) 
 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
 
4.4. Grupos Funcionais Sulfurados (veja mais no Anexo II) 
 
 
4.5. Grupos Funcionais Halogenados (veja mais no Anexo II) 
 
 
5. Aplicações e Ocorrências de Substâncias Orgânicas 
Exercício: identifique todos os grupos funcionais destacados nas moléculas abaixo. 
5.1. Fármacos 
 
 
 
 
Ácido acetilsalicílico (AAS): analgésico, 
antipirético e antiplaquetário. 
Paracetamol (Acetaminofeno): 
Analgésico e antipirético. 
Diclofenaco: analgésico e anti-
inflamatório. 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5.2. Biomoléculas 
 
Amoxicilina: antibiótico -lactâmico da 
classe das penicilinas. 
Atorvastatina: diminuição do colesterol. 
Pertence à classe das estatinas. 
AZT(zidovudina/azidotimidina): antiviral 
(HIV). 
Clonazepam (Rivotril): agente ansiolítico 
da classe dos benzodiazepínicos. 
Captopril: utilizado no tratamento de 
hipertensão arterial. 
Sildenafila (Viagra): usado no 
tratamento de disfunção erétil. 
Rivastigmina (Exelon): tratamento 
da Doença de Alzheimer. 
Levodopa (L-Dopa): usado no 
tratamento do mal de Parkinson. 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
5.2. Biomoléculas 
Vitaminas 
 
 
 
 
 
Bases Nitrogenadas DNA/RNA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Vitamina C (Ácido ascórbico) Vitamina B1 (Tiamina) Vitamina B2 (Riboflavina) 
Vitamina B3 ou PP (Ác. nicotínico) Vitamina B5 (Ác. pantotênico) Vitamina B6 (Piridoxina) 
 Adenina Guanina Timina Citosina Uracila 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
Neurotransmissores 
 
 
 
5.3. Indústria de Cosméticos e Higiene Pessoal 
 
 
 
 
 
 
5.4. Indústria Alimentícia 
 
 
5.5. Corantes 
 
 Dopamina Serotonina Noradrenalina (Norepinefrina) Acetilcolina 
Lauril étersulfato de sódio: surfactante. Cocamida DEA: sufactante. EDTA: quelante. 
Cocamidopropil betaína: surfactante e 
antieletrostático. 
BHT: antioxidante. Benzotriazolil dodecil p-cresol: 
absorvedor de radiação UV. 
Benzoato de sódio: conservante. Aspartame: adoçante artificial. Ciclamato de sódio: adoçante artificial. 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Tartrazina (CI 19140): corante amarelo. Scarlet GN (CI14700): corante vermelho. 
Indigo: corante utilizado na produção do jeans azul. Alaranjado de metila: indicador de titulação de ácidos. 
Fenolftaleína: indicador utilizado em 
titulações ácido-base (Estrutura em pH 
neutro). 
Benzodifuranonas (desenvolvidas pela 
ICI): corante vermelho para poliésteres. 
DPP 254 (Ciba-Geigy): corante 
vermelho intenso. 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
5.5. Defensivos Agrícolas 
 
 
 
5.6. Polímeros 
 
Eteno (Etileno) Polieteno (Polietileno) 
 
PEBD (LDPE): sacolas plásticas, embalagens de alimentos. 
PEAD(PEHD/HDPE): embalagens mais resistentes do que PEBD: para shampoos, detergentes, etc. 
 
 
 Ácido tereftálico 1,2-etanodiol (etilenoglicol) Polietileno Tereftalato (PET) 
Polímero empregado na fabricação de garrafas para bebidas (refrigerantes, sucos, chás, etc.). 
 
 Ácido hexanodióico 1,6-diaminoexano Náilon (Nylon) 66 
 (Ácido Adípico) (hexametilenodiamina) 
 
Polímero utilizado na produção de fibras têxteis (roupas íntimas, shorts, etc), cordas, engrenagens, rolamentos, etc. 
 
 
Aldicarb (“chumbinho”): pesticida/raticida. Parathion: inseticida. Metamidofós: inseticida. 
I- INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
Polímeros Biodegradáveis 
 
 
 
 Ácido 3-hidroxibutanoico Polihidroxibutirato (P3HB) 
 (Ácido 3-hidroxibutírico) 
Estudos mostram que pode ser degradado em 4 semanas em aterro sanitário. O custo, porém, é aproximadamente 4 
vezes maior que do polipropileno. Outros polímeros biodegradáveis são produzidos a partir dos monômeros ácido 
hidroxietanoico (ácido glicólico) e ácido 2-hidroxipropanoico (ácido lático). 
 
 
 
 
 
 
 
CAPÍTULO II: 
EFEITOS ELETRÔNICOS E 
ESTEREOELETRÔNICOS 
 
 
 
 
Conteúdos abordados: 
✓ Efeito Indutivo; 
✓ Hiperconjugação; 
✓ Ressonância (Efeito Mesomérico); 
 
II- EFEITOS ELETRÔNICOS E ESTEREOELETRÔNICOS 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
1. Efeito Indutivo 
Conceito: é a doação ou retirada de elétrons, ao longo da ligação sigma (), a partir da diferença 
de eletronegatividade existente entre átomos e/ou grupos. 
 
Exemplo: metanol (CH3OH) 
 
 
 
Exemplo: cloreto de metila ou clorometano (CH3Cl) 
 
 
 
Análise do efeito indutivo de diversos átomos e grupos quando ligados a átomo de carbono: 
 
 
R= halogênios (F, Cl, Br), O, N, S, NO2 (grupo nitro). R= metais em geral. 
 
 
 
 
O E da ligação C-O é: 3,5 - 2,5 = 1,0 (ligação covalente polar). O átomo de 
carbono assume uma carga parcial positiva (+) e o átomo de oxigênio uma 
carga negativa (-). 
 
Momento dipolo (D)  = 1,70. 
O E da ligação C-Cl é: 3,0 - 2,5 = 0,5 (ligação covalente polar). O átomo de 
carbono assume uma carga parcial positiva (+) e o átomo de cloro uma carga 
negativa (-). 
 
Momento dipolo (D)  = 1,87. 
II- EFEITOS ELETRÔNICOS E ESTEREOELETRÔNICOS 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
2. Hiperconjugação 
Conceito: é um efeito de estabilização que ocorre através da deslocalização eletrônica de um par 
de elétrons de uma ligação para um orbital adjacente vazio. Esse efeito é muito comum em 
carbocátions. 
 
 No desenho acima, o overlap de orbitais é mostrado apenas para uma ligação C-H que 
está no mesmo plano do orbital p vazio. Como a ligação sigma possui rotação livre, as outras duas 
ligações C-H também podem fazer o overlap. 
2.1. Carbocátions 
 Em 1962, George A. Olah (University of Southern) e colaboradores publicaram uma série 
de trabalhos descrevendo experimentos nos quais foram preparados cátions de alquila com certa 
estabilidade. Esses trabalhos renderam um prêmio nobel para George A. Olah em 1994. Eles são 
formados pela heterólise de uma ligação entre um átomo de carbono e um átomo ou grupo 
eletronegativo: 
 
 
 
 
 
Grupos alquilas aumentam a estabilidade do carbocátion por hiperconjugação. De modo 
geral, a ordem de estabilidade é: 
 
Geometria trigonal plana; 
Hibridização sp2; 
Orbital p vazio (perpendicular ao 
plano das ligações sigma). 
II- EFEITOS ELETRÔNICOS E ESTEREOELETRÔNICOS 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 Sendo R um grupo alquil. Efeitos mesoméricos (ressonância) também influenciam na 
estabilidade do carbocátion (veja item 3). Grupos retiradores de elétrons por indução (F, Cl, Br, 
NO2, etc) diminuem a estabilidade do carbocátion. 
Os carbocátions terciários possuem 3 átomos de carbono com ligações C-H ou C-C 
adjacentes ao carbocátion que podem fazer overlap com o orbital p vazio; carbocátions 
secundários possuem apenas 2 átomos de carbono com ligações C-H ou C-C. Portanto, nos 
carbocátions terciários a possibilidade de hiperconjugação é maior. 
Os mapas de potencial eletrostático mostram a estabilização da carga positiva em 
carbocátions distintos. A cor menos azul indica maior deslocalização da carga positiva: 
 
 
 Tert-butil Isopropil etil metil 
 
Observação: carbocátions serão estudados com mais detalhes no capítulo 06 (Orgânica I) e 
aparecerão em alguns tópicos na Química Orgânica II. 
As substâncias orgânicas podem formar espécies aniônicas: carbânions. As propriedades físicas 
e químicas serão estudadas na Química Orgânica III. 
 
3. Efeito Mesomérico (Ressonância) 
3.1. Visão Geral 
Ex.: íon etanoato (acetato) 
 
 
- Os 2 átomos de oxigênio no íon acetato parecem diferentes, mas são equivalentes. 
- Comprimentos de ligação: C-O (135pm) e C=O (120pm). Nas duas estruturas as ligações C-O 
apresentam um valor intermediário (127pm). 
II- EFEITOS ELETRÔNICOS E ESTEREOELETRÔNICOS 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
- Nenhuma das duas estruturas, chamadas estruturas de ressonância, contribuintes de 
ressonância ou formas canônicas, são a representação real do ânion acetato. 
- A estrutura verdadeira é um híbrido: 
 
 - Um mapa de potencial eletrostático mostra que ambos os átomos de oxigênio compartilham a 
carga negativa e têm densidades eletrônicas iguais (destacadas em vermelho): 
 
Comentários: 
1) Estruturas de ressonância não são estruturas reais para moléculas ou íons. Elas só existem no 
papel, ou seja, não é possível isolar uma determinada estrutura. 
2) As estruturas não existem em equilíbrio: 
- seta de ressonância: ; 
- seta de equilíbrio químico: 
3) Somente elétrons podem ser movidos, ou seja, núcleos e átomos permanecem os mesmos em 
todas as estruturas. A movimentação de elétrons deve ser representada por setas. No caso 
abaixo, a seta curva representa a deslocalização de um par de e- : 
 
Observação: no caso de deslocalização de apenas 1 elétron, uma meia-seta curva é usada. 
4) A energia do híbrido de ressonância é menor do que a energia de qualquer contribuinte (forma 
canônica). 
 
II- EFEITOS ELETRÔNICOS E ESTEREOELETRÔNICOS 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
5) A separação de cargas diminui a estabilidade; estruturas onde os átomos apresentam valência 
completa. Exemplo: propanona. 
 
Ex.: benzeno 
É um sistema aromático como elétrons  deslocalizados. Observe que todos os orbitais p estão 
paralelos entre si e perpendiculares ao plano das ligações  (as ligações  C-H não estão 
representadas): 
 
 
 
- Comprimentos de ligação: C-C (154pm) e C=C (134pm). Todas as ligações carbono-carbono no 
benzeno possuem o mesmo comprimento: 139pm. 
- Um mapa de potencial eletrostático mostra que a densidade eletrônica é a mesma sobre todas as 
ligações Carbono-Carbono (destacadas em vermelho): 
 
II- EFEITOS ELETRÔNICOS E ESTEREOELETRÔNICOS 
Disciplina: Química Orgânica I Professor:Maurício Santos 
2.2. Regras Relativas à Ressonância 
A) Tem que haver orbitais disponíveis para a circulação de elétrons: 
 
Ex.: cátion alílico 
 
 
O átomo de carbono positivo na primeira estrutura apresenta hibridização sp2, pois está 
fazendo três ligações simples, 1 C-C e 2 C-H, e possui um orbital p livre (é um carbocátion alílico). 
Assim, é possível a deslocalização dos elétrons  (os outros átomos de carbono também são sp2). 
As duas estruturas são equivalentes e, consequentemente, possuem a mesma energia. Como 
exercício, desenhe os orbitais p e analise a coplanaridade entre eles. 
Ex.: propeno 
 
 
Nesse caso não há ressonância, pois o átomo de carbono vizinho à insaturação possui 
hibridização sp3, está fazendo 4 ligações simples (), ou seja, não há orbital disponível para a 
deslocalização de elétrons. 
Exemplos: 
 
 
II- EFEITOS ELETRÔNICOS E ESTEREOELETRÔNICOS 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
B) Os orbitais têm que apresentar coplanaridade: 
 
O benzeno é um clássico exemplo. Todos os orbitais p estão paralelos entre si, conforme já 
foi mostrado acima. Já no ciclooctatetraeno não há coplanaridade: 
 
 ciclooctatetraeno ou [8] anuleno 
 forma planar (incorreta) forma 3D (correta) 
 
C) Formas de ressonância diferentes não precisam ser equivalentes: 
 
Exemplo: 
 
Quando duas formas de ressonância não são equivalentes, o híbrido de ressonância se 
aproxima da forma mais estável. Nesse caso, a segunda estrutura onde a carga negativa está no 
átomo de oxigênio. 
 
 
II- EFEITOS ELETRÔNICOS E ESTEREOELETRÔNICOS 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
2.3. Ressonância x Estabilidade 
 De modo geral, quanto maior o número de formas de ressonância, mais estável é uma 
substância, pois os elétrons estão distribuídos por uma parte maior da molécula e estão mais 
próximos de mais núcleos. Carbocátions, Carbânions e Radicais Livres podem ser estabilizados 
por ressonância. Todavia, contribuintes de ressonância equivalentes (mesma energia) tendem ser 
mais estáveis do que aqueles que não são equivalentes, mesmo que estes apresentem mais 
contribuintes de ressonância. 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 A relação ressonância x estabilidade será abordado com mais detalhes no próximo capítulo 
(capítulo 3: Acidez e Basicidade de Substâncias Orgânicas). 
 
 
 
O carbocátion alílico é estabilizado 
por ressonância. O carbocátion 
propílico é estabilizado apenas por 
hiperconjugação. 
O radical alílico é estabilizado por 
ressonância. O radical propílico é 
estabilizado apenas por 
hiperconjugação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAPÍTULO III: 
ACIDEZ E BASICIDADE EM SUBSTÂNCIAS 
ORGÂNICAS 
 
 
 
 
Conteúdos abordados: 
✓ Teorias Ácido-Base; 
✓ Grupos Funcionais Orgânicos com Acidez/Basicidade; 
✓ Efeitos Eletrônicos e Estereoeletrônicos na Acidez/Basicidade. 
 
 
 
 
 
 
 
III- ACIDEZ E BASICIDADE EM SUBSTÂNCIAS ORGÂNICAS 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
1. Teorias e Conceitos Ácido-Base 
 
1.1. Teoria de Arrhenius 
 
1887: Svante August Arrhenius (Vik-Suécia, 1859-1927). Prêmio Nobel em 1903. 
 
Ácidos: substâncias que em solução aquosa aumentam a concentração de H3O+ (cátion hidrônio) 
no meio. 
 
Bases: substâncias que em solução aquosa aumentam a concentração de OH- (ânion hidroxila) no 
meio. 
 
 
 
1.2. Teoria de Brönsted-Lowry 
 
1923: Johannes Nicolaus Brönsted (Varde-Dinamarca, 1879-1947). 
 Thomas Martin Lowry (Bradford-Inglaterra, 1874-1936). 
Ácidos: substâncias que doam um próton (H+). 
Bases: substâncias que recebem um próton (H+). 
 
 
 
 
 
 
Ex.: 
Ex.: 
 
 Brönsted Lowry 
Ex.: 
 A1 B1 B2 A2 
III- ACIDEZ E BASICIDADE EM SUBSTÂNCIAS ORGÂNICAS 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
Pares conjugados: A1/B2 e B1/A2. 
Quanto mais forte for o ácido, mais fraca (estável) será a sua base conjugada e vice-versa. 
 
1.3. Teoria de Lewis 
 
1923: Gilbert Newton Lewis (Weymouth-EUA, 1875-1946). 
 
Ácidos: substâncias que recebem um par de elétrons. 
 
Exemplos: 
 
1) substâncias trivalentes de elementos do grupo XIII (3A): BF3 e AlCl3; 
2) substâncias de metais de transição: SnCl4, TiCl4, FeCl3. 
3) íons representativos (grupos A): Li+, Mg2+. 
4) ácidos inorgânicos: HCl, HNO3, H2SO4. 
5) substâncias orgânicas (com hidrogênio ionizável). Exemplos: 
 
 
ác. carboxílicos fenóis álcoois enóis H carbonílicos 
 
Bases: substâncias que doam um par de elétrons. Exemplos: 
Substâncias orgânicas em geral que contêm par(es) de elétrons não-ligantes: 
 
 aminas amidas álcoois aldeídos cetonas 
 
 
III- ACIDEZ E BASICIDADE EM SUBSTÂNCIAS ORGÂNICAS 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
 fosfatos ác. carboxílicos ésteres éteres sulfetos 
 
Observação.: consulte o capítulo 01 e identifique outros grupos funcionais que podem ser classificados como 
ácido e/ou base de Lewis. 
 
 Conforme exemplificado acima, em alguns casos um ácido de Lewis pode atuar como uma 
base de Lewis: 
 
 Ácido de Lewis 
 
 
1.4. Conceito de Pearson (Dureza/Moleza): Hard and Soft Acids and Bases (HSAB) 
 
1963: Ralph G. Pearson (Chicago-EUA, 1919-____). 
 
 A teoria de Pearson surgiu para avaliar e prever estabilidade de compostos de 
coordenação. Todavia, essa teoria pode ser aplicada em algumas reações da química orgânica. 
De modo geral: 
 
Ex.: 
Ex.: 
Base de Lewis 
a protonação ocorre no átomo de oxigênio que 
realiza ligação dupla com o átomo de carbono, pois 
gera 2 estruturas de ressonância. 
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Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
Espécies duras: tendem a apresentar pequenos raios, pouco polarizáveis; 
Espécies moles: tendem a apresentar raios maiores, mais polarizáveis. 
Ácidos duros preferem se ligar a bases duras e ácidos moles preferem se ligar a bases moles. 
 
 Essa afirmação não é uma explicação ou teoria, mas apenas uma regra prática que nos 
permite avaliar qualitativamente a estabilidade relativa de produtos gerados de reações ácido-
base. Não significa que não existem interações entre bases duras e ácidos moles e vice-versa. 
 
Ácidos duros (Hard Acids) 
Exemplos: 
- “H+”, Li+, Na+, K+; 
- Be2+, Mg2+, Ca2+; 
- Al3+, Ga3+, In3+, Sc3+, Fe3+, La3+, Co3+, Cr3+; 
- Ti4+, Zr4+, Hf4+; 
- BF3, AlCl3, SO3, CO2. 
 
Ácidos intermediários (Borderline Acids) 
Exemplos: 
- Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+, Pb2+, Sn2+; 
- Sb3+, Bi3+, Ir3+, Rh3+; 
- carbocátions alifáticos; 
- B(CH3)3, SO2. 
 
Ácidos moles (Soft Acids) 
Exemplos: 
- Cu+, Ag+, Au+, Tl+; Pd2+, Cd2+, Pt2+, Hg2+; 
- carbenos, trinitrobenzeno(receptores  em 
geral); 
- I2, Br2, BH3; 
- átomos metálicos volumosos (M0). 
Bases duras (Hard Bases) 
Exemplos: 
- F-, Cl-, OH-, NO3-, ClO4-; 
- SO42-, CO32-; 
- PO43-; 
- RO-, H3CCO2-; 
- R-OH, R-OR, H2O, NH3, RNH2, N2H4. 
 
Bases intermediárias (Borderline Bases) 
Exemplos: 
- Br-, NO2-, N3-; 
- SO32-; 
- Ph-NH2, Piridina (C6H5N). 
 
Bases moles (Soft Bases) 
Exemplos: 
- H-,CN-,I-; 
- R3P, (RO)3P, R-NC, CO; 
- RS-, R-; 
- R-SH, R-SR, C2H4, C6H6. 
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Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
2. Constante de Ionização de Ácidos 
Obs.: os conceitos de equilíbrio são discutidos com mais detalhes nas disciplinas de química analítica. 
 Considere um ácido hipotético de Arrhenius ou de Brönsted-Lowry (HA), cuja ionização é 
dada pela equação química abaixo: 
 
- 
 A constante de equilíbrio (Keq) é dada pela equação: 
 
 
 
 Em soluções diluídas a concentração da água permanece praticamente constantes: 
aproximadamente 55,4 mol.L-1 a 25oC. A expressão pode ser reescrita em termos da constante 
de equilíbrio de ionização do ácido (Ka): 
 
 
 
 Quanto maior é o Ka, menor é o pKa e, consequentemente, maior é a acidez. 
 
 
Ex.: H3CCO2H < F3CCO2H < HCl 
 
pKa 4,75 0,0 -7 
 
 
 De modo geral, os ácidos fortes orgânicos são mais fracos do que os inorgânicos 
considerados fortes. Através dos valores de Ka ou pKa, é possível prever para qual sentido o 
equilíbrio será deslocado. Observe a reação entre o ácido etanoico (acético) e hidróxido: 
 
 
 
 pKa 4,75 pKa 15,7 
 
 
 
Keq = [H3O+] [A-] 
 [HA] [H2O] 
Ka = [H3O+] [A-] 
 [HA] 
 pKa = -log Ka 
HA(aq) + H2O(l) H3O+ + A-(aq) 
Em termos de pKa: 
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 O ácido etanoico (acético) é um ácido mais forte do que a água. Portanto, o equilíbrio no 
sentido de formação do etanoato (acetato) é favorecido. 
 Na tabela abaixo diversos valores de pKa são mostrados (várias comparações serão feitas 
em sala de aula): 
 
 
 
 Ácido pKa (aprox.) Base Conjugada 
 
 
 
 
 
Obs.: ácidos que são mais fortes do que o cátion hidrônio (H3O+) e bases que são mais fortes do que 
hidroxila (OH-) reagem completamente com a água. Portanto, não é possível medir constante de acidez para 
esses ácidos em água. Outros solventes e técnicas especiais são empregadas. pKb não é muito comum 
para bases orgânicas. Costuma-se colocar pKa, que corresponde ao ácido conjugado da base. Mais 
detalhes serão discutidos na disciplina Química Orgânica III. 
 
(Superácido) 
Força do Ácido 
Força da Base 
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Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 Apesar do ácido acético e outros ácidos carboxílicos contendo até 5 átomos de carbono 
serem solúveis em água, muitos ácidos carboxílicos maiores apresentam baixa solubilidade em 
água ou são praticamente insolúveis. Nesse caso, para transformá-los em espécies solúveis, tais 
ácidos podem ser tratados com base, como por exemplo, hidróxido de sódio: 
 
 
 
 
 Fenóis, de modo geral, são praticamente insolúveis em água. Para torná-los solúveis em 
água, o mesmo tratamento pode ser empregado. 
 No caso de aminas, anilina e outras aminas com massas moleculares relativamente altas 
apresentam baixa solubilidade em água. Para converter em espécies solúveis, as aminas são 
tratadas com ácido, por exemplo, ácido clorídrico. Os sais formados são chamados de cloridratos 
(hydrochloride). Esse procedimento é muito comum na indústria farmacêutica para transformar 
produtos de baixa solubilidade em produtos solúveis em água: 
 
 
 
3. Relação Acidez/Basicidade x Estrutura 
Exemplo 1: Ácidos Carboxílicos x Álcoois 
 
 
 
 O ácido etanoico (acético) é mais ácido devido à maior estabilidade da base conjugada. O 
ânion etanoato (acetato) é estabilizado por ressonância. As duas formas canônicas são 
equivalentes, ou seja, apresentam a mesma energia o que garante alta estabilidade à base 
conjugada: 
 
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Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
 A base conjugada do etanol, o ânion etóxido, não é estabilizado por ressonância. Portanto, 
é uma base relativamente forte e, consequentemente, o “ácido” etanol é fraco. Para reagir com o 
átomo de hidrogênio ligado ao átomo de oxigênio do etanol é necessária uma base relativamente 
forte. 
Ácidos carboxílicos são mais ácidos do que álcoois. 
 
Exemplo 2: Ácidos Carboxílicos x Fenóis 
 
 
 Em ambos os casos existe a estabilização da base conjugada por ressonância: 
 
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Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
 Já sabemos que quanto mais fraca (estável) é a base conjugada, mais forte é o ácido 
correspondente. De modo geral, quanto maior o número de estruturas de ressonância, maior é a 
estabilidade da base e, consequentemente, mais forte é o ácido. 
 No caso da comparação acima, o benzoato apresenta dois contribuintes (formas 
canônicas) de ressonância enquanto que, o fenolato possui cinco contribuintes de ressonância. A 
princípio espera-se uma maior estabilidade do fenolato frente ao benzoato, mas tem dois fatores 
relevantes: 
- o ânion benzoato, assim como todo carboxilato, possui duas estruturas equivalentes (mesma 
energia) o que garante maior estabilidade do ânion. Além disso, a carga negativa para sempre 
sobre os átomos de oxigênio; 
- no ânion fenolato há quebra da aromaticidade, fato que não ocorre no ânion benzoato. As formas 
canônicas do fenolato apresentam energias diferentes (a carga negativa para sobre os átomos de 
carbono e oxigênio). 
 
Ácidos carboxílicos são mais ácidos do que fenóis, mas existem exceções (Ex.: 2,4,6-
trinitrofenol ou ácido pícrico). 
Para pensar: 
1) Grupos retiradores de elétrons (halogênios, CF3, NO2, CN, etc) aumentam a acidez e 
diminuem a basicidade. Por que? 
2) Grupos doadores de elétrons (alquila, arila, OR, etc) diminuem a acidez e aumentam a 
basicidade. Por que? 
3) Fenóis e Ácidos Carboxílicos contendo grupos retiradores de elétrons em posições para 
são mais ácidos do que aqueles que contêm os mesmos grupos em posições meta? Por 
que? 
 
Exemplo 3: Alcanos, Alcenos (Olefinas) e Alcinos 
 
 A ordem de acidez pode ser explicada pela hibridização do átomo de carbono. Os elétrons 
dos orbitais 2s têm menor energia do que os elétrons dos orbitais 2p, pois estão mais perto do 
núcleo. Com orbitais híbridos tendo maior caráter s significa que os elétrons do ânion estarão em 
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Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
menor energia e, consequentemente, o ânion será mais estável. Etino (sp: 50% caráter s), Eteno 
(sp2: 33,3% caráter s) e Etano (sp3: 25% caráter s). 
 
Alcinos são mais ácidos do que alcenos que por sua vez são mais ácidos do que alcanos. 
 Na verdade, alcenos geralmente atuam como bases de Lewis, principalmente em reações 
de adição eletrofílica (Química Orgânica II). 
Exemplo 4: Aminas alifáticas e Aminas aromáticas 
 
 As aminas aromáticas, em geral, são menos básicas do que as aminas alifáticas. Nas 
aminas aromáticas o par deelétrons sobre o átomo de nitrogênio pode ser deslocalizado por 
ressonância para o anel aromático, o que diminui a disponibilidade para atuar como base de 
Brönsted-Lowry ou base de Lewis: 
 
 
 
Aminas alifáticas são mais básicas do que Aminas aromáticas (sem levar em consideração 
efeitos espaciais e do solvente). 
 
 
 
III- ACIDEZ E BASICIDADE EM SUBSTÂNCIAS ORGÂNICAS 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
Para pensar: 
1) Por que a 4-nitroanilina é menos básica do que a anilina? 
2) Por que as aminas em geral são mais básicas do que as amidas? 
 
 O efeito solvente é muito importante nas análises de acidez e basicidade. Tal efeito 
será discutido nas disciplinas Química Orgânica II (ácidos carboxílicos e fenóis) e Química 
Orgânica III (Aminas). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAPÍTULO IV: 
ESTEREOQUÍMICA 
 
 
 
 
Conteúdos abordados: 
✓ Representações Moleculares; 
✓ Análises Conformacionais; 
✓ Isomerias Planas (Constitucionais); 
✓ Estereoisomerias (Isomerias Espaciais): Enantiomeria e Diastereoisomeria; 
✓ Proquiralidade; 
✓ Separação de Enantiômeros; 
✓ Quiralidade em Átomos Diferentes de Carbono. 
 
 
 
IV- ESTEREOQUÍMICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
1. Conceito 
 
 A Estereoquímica é o ramo da química que estuda aspectos tridimensionais das moléculas. As 
propriedades de determinadas substâncias, assim como o comportamento biológico muitas vezes depende 
do arranjo espacial exato das moléculas. 
 
2. Representações Moleculares 
 
 Existem diversas maneiras de representar uma mesma molécula. A escolha da forma de 
representação é feita objetivando a melhor visualização da molécula no plano bidimensional. 
 
2.1. Representação linha-ângulo (“zigue-zague”) 
 
 Atualmente é a forma de representação mais utilizada. Cada vértice representa um átomo de 
carbono e, geralmente, os átomos de hidrogênio ligados aos átomos de carbono não são representados. Os 
ângulos entre as ligações devem ser obedecidos. 
 
 
 C4H10 C4H8 C4H6 C7H8 C4H9NO 
 
2.2. Representação Cavalete (“Sawhorse”) 
 
 Geralmente a representação é feita visualizando a molécula a partir de uma ligação simples 
carbono-carbono. Por exemplo, a molécula do etano: 
 
 
2.3. Projeção de Newman 
 
 Este tipo de projeção foi introduzido pelo químico Melvin Spencer Newman (EUA, 1908-1993). É 
uma forma de representação muito utilizada para alcanos e cicloalcanos. O raciocínio é o mesmo utilizado 
para a representação cavalete, porém o primeiro carbono é representado por um ponto e o carbono de trás 
por um círculo. Usando o etano novamente como exemplo: 
IV- ESTEREOQUÍMICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
 
2.4. Projeção de Fischer 
 
 Hermann Emil Fischer (Alemanha, 1852-1919) foi um brilhante químico vencedor do Prêmio Nobel 
de Química em 1902. Um dos seus trabalhos foi a criação da projeção de Fischer. Este tipo de 
representação é muito utilizado por químicos orgânicos e bioquímicos, principalmente para representar 
hidratos de carbono (carboidratos). 
 Na “espinha dorsal” está representada a cadeia principal; todas as ligações estão para trás do plano 
bidimensional. As ligações fora da “espinha dorsal”, ou seja, perpendiculares no plano bidimensional, 
tridimensionalmente estão apontadas para fora do plano. Por exemplo, a molécula do D-gliceraldeído: 
 
 
 
 Representação linha-ângulo Fischer 
 
2.5. Projeção de Haworth 
 
 A projeção criada por Walter Norman Haworth (Inglaterra, 1883-1950) é muito empregada para 
representar estruturas cíclicas de monossacarídeos. Os átomos de carbono geralmente não são 
representados e a cadeia cíclica aparece com uma perspectiva tridimensional, como por exemplo, na 
molécula da -D-glicopiranose: 
 
 
Obs.: anéis de seis membros saturados normalmente são representados como conformações do tipo cadeira (item 3.2d). 
IV- ESTEREOQUÍMICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
3. Análises Conformacionais 
 
 As moléculas orgânicas podem apresentar diferentes conformações, ou seja, diferentes arranjos 
espaciais resultantes da rotação ao longo de uma ligação simples (sigma). Uma conformação específica é 
chamada de confôrmero. 
 
3.1. Moléculas Acíclicas Saturadas 
 
a) Etano 
 
 Observe a análise conformacional abaixo para a molécula do etano, variando o ângulo de rotação 
em intervalos de 600: 
 
 
 0o 60o 1200 1800 2400 3000 3600 
 
 São sete confôrmeros: quatro na forma eclipsada e três na forma alternada (estrelada). As formas 
alternada ou estrelada são as mais estáveis, menor energia, pois as ligações C-H estão mais distantes 
possíveis umas das outras. A energia necessária para que um confôrmero de mais baixa energia para outro 
de mais alta energia é chamada de tensão torsional. No caso do etano, este valor é fixo: 12kJ/mol. 
 Quando a rotação do etano tende a uma conformação eclipsada, sua energia cresce e há resistência 
à rotação. Esta resistência é chamada de força torsional e a energia requerida é chamada, conforme já 
citado acima, de tensão ou energia torsional. 
 
 
 
 
 
IV- ESTEREOQUÍMICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
b) Butano 
 
 A análise conformacional de alcanos maiores se torna mais complexa, pois nem todas as 
conformações alternadas (estreladas) têm a mesma energia; a mesma análise é válida para as 
conformações eclipsadas. O gráfico abaixo mostra a tensão torsional do butano variando o ângulo de 
rotação em intervalos de 600: 
 
 
 0o 60o 1200 1800 2400 3000 3600 
 
- conformação anti (D): apresenta menor energia, mais estável. Não apresenta tensão torsional. Os dois 
grupos metila estão o mais distante possível (1800); 
 
- conformação totalmente eclipsada (A): apresenta maior energia, menos estável. É a única conformação 
onde os dois grupos metila estão eclipsados entre si. Nas demais conformações eclipsadas, os grupos 
metila estão alinhados com átomos de hidrogênio, o que gera uma menor tensão estérica (menor repulsão); 
 
- conformações gauche (B e F): são conformações mais estáveis do que as conformações eclipsadas, 
porém menos estáveis do que a conformação anti. A tensão torsional é de 4kJ/mol; 
 
- conformações eclipsadas (C e E): apresentam maior energia do que as conformações anti e gauche, ou 
seja, são menos estáveis. São mais estáveis do que a conformação totalmente eclipsada. 
 
Obs.1: as conformações gauche e anti não possuem a mesma energia por causa da tensão estérica. A 
tensão estérica é a tensão que ocorre na molécula quando átomos ou grupos estão tão próximos uns dos 
outros que resulta na repulsão entre as nuvens eletrônicas destes átomos ou grupos. 
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Obs.2: todas as conformações eclipsadas apresentam tensão torsional e tensão estérica, devido à 
proximidade entre os grupos. De modo geral, a tensão estérica aumenta à medida que o tamanho do grupo 
aumenta. 
 
Obs.3: as forças de interações citadas são repulsivas. No caso de forças atrativas, que não fazemparte do 
nosso estudo nesta etapa, as interações podem favorecer determinadas conformações. Geralmente a 
conformação anti é mais estável que a gauche. Há exceções: 
 
 
 
 No caso acima, a ligação de hidrogênio intramolecular faz com que a conformação gauche seja mais 
estável do que a conformação anti. 
 
3.2. Moléculas Cíclicas Saturadas 
 
 Existem três tipos de tensão que influenciam na estabilidade de uma molécula cíclica saturada: 
 
- Tensão Angular: devido à expansão ou compressão dos ângulos de ligação, tendo como referência o 
ângulo ideal de um átomo de carbono sp3 (109,5o); 
- Tensão Torsional: provocada por repulsões eletrônicas de elétrons ligantes entre grupos ou átomos 
vizinhos; 
- Tensão Estérica: causada pela aproximação de átomos ou grupos, resultando na repulsão entre as nuvens 
eletrônicas. 
 
a) Ciclopropano 
 
 O ciclopropano é o anel mais tensionado, devido principalmente à tensão angular provocada por 
ângulos de ligação 600 (difere 49,50 do ângulo do átomo de carbono sp3 em cadeias abertas). Apresenta 
também alta tensão torsional uma vez que, as ligações C-H são eclipsadas. A instabilidade do anel faz que o 
ciclopropano seja, geralmente, mais reativo do que os outros alcanos. 
 
 Projeção de Newman: eclipsada 
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b) Ciclobutano 
 
 O ciclobutano tem menor tensão angular do que o ciclopropano, porém a tensão torsional é maior 
devido ao aumento do número de átomos de hidrogênio no anel. Se fosse completamente planar e 
quadrado, ele teria ângulos de 900 entre as ligações. A estrutura é levemente angular, o que aumenta a 
tensão angular mais diminui a tensão torsional, até atingir uma energia mínima para que a molécula seja 
relativamente estável. 
 
c) Ciclopentano 
 
 O ciclopentano apresenta uma conformação levemente encolhida, conhecida como “envelope”, que 
aumenta a tensão angular e diminui a tensão torsional. Dos cinco átomos de carbono, quatro estão 
praticamente no mesmo plano. 
 
d) Cicloexano 
 
 Anéis de cicloexano são abundantes na natureza porque podem existir em uma conformação que 
praticamente não apresenta tensões (angular e torsional). Esta conformação mais estável é denominada 
cadeira. Todos os ângulos de ligações são próximos de 1090 e todas as ligações, segundo a projeção de 
Newman, estão alternadas (estreladas). 
 
 
 conformação cadeira do cicloexano Projeção de Newman 
 
Obs.: deve-se ter em mente que as ligações inferiores na cadeira estão para frente e as superiores para trás. 
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 O cicloexano também pode existir na conformação bote. Esta conformação, assim como a cadeira, 
é livre de tensão angular. Contudo, a estabilidade não é tão alta quanto à cadeira devido à tensão torsional 
provocada pelas ligações eclipsadas. Existe também uma tensão estérica entre os átomos de hidrogênio 
destacados. 
 
 
 
 conformação bote do cicloexano Projeção de Newman 
 
 O gráfico abaixo mostra, além das conformações cadeira e bote, outras conformações de menor 
estabilidade, ou seja, maior energia. Num instante qualquer, a maioria das moléculas está na conformação 
cadeira. 
 
 
 
 cadeira meia-cadeira bote torcido bote bote torcido meia-cadeira cadeira 
 
tensão estérica 
Energia 
Relativa 
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 Nas conformações cadeira existem dois tipos de posições para os substituintes: axiais (paralelas ao 
eixo do anel) e equatoriais (plano irregular do anel, em torno da linha equatorial). Duas conformações 
cadeira estão em equilíbrio, pois há uma interconversão natural. 
 
 A estrutura predominante será sempre a que apresentar menor energia, isto é, maior estabilidade. A 
presença de substituintes nas posições equatoriais garante uma maior estabilidade, pois as interações entre 
os grupos são menores. 
 A conformação axial do metilcicloexano possui duas interações “gauche”, cada uma com 
aproximadamente 0,9 Kcal de energia adicional. Na posição equatorial, o grupo metila não tem interações do 
tipo “gauche”. Nós dizemos que a conformação axial apresenta maior energia por mol (1,8 Kcal), bem perto 
do experimental que é igual a 1,7 Kcal. 
 
 Interação 1,3-diaxial 
 
 
 Na molécula do cis-1,3-dimetilcicloexano os dois grupos metila nas posições equatoriais não 
interagem entre si e, consequentemente, a conformação é mais estável do que a que contém os grupos nas 
posições axiais. 
 
 Interação 1,3-diaxial 
 
 estrutura desfavorável estrutura mais estável 
 
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 Na molécula do trans-1,4-dimetilcicloexano, a conformação mais estável possui os dois grupos 
metila nas posições equatoriais: 
 
 Na molécula do cis-1,4-dimetilcicloexano, sempre existirá um grupo metila na posição axial e outro 
na posição equatorial: 
 
 
Tabela 1. Diferenças entre as Conformações de cicloexanos monossubstituídos. 
 
 
X E axial – E equatorial 
 (Kcal/mol) 
-F 0,2 
-CN 0,2 
-Cl 0.5 
-Br 0,6 
-OH 1,0 
-CO2H 1,4 
-CH3 1,7 
-CH2CH3 1,8 
-CH(CH3)2 2,1 
-C(CH3)3 5,4 
 
 
 
 
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4. Tipos de Isomeria 
 
 Existem dois tipos de isomeria: 
➢ Isomeria constitucional: os átomos possuem conectividades diferentes; 
 
 
➢ Estereoisomeria: os átomos têm a mesma conectividade, mas diferem pelo arranjo espacial. 
 
 
Obs.: conformações distintas não apresentam nenhuma relação de isomeria. São simplesmente formas 
diferentes de representar a mesma molécula, mudando apenas rotações de ligações simples (sigma). 
 
4.1. Isomeria Constitucional 
 
 Esse tipo de isomeria pode ser subdivida em: 
 
a) Isomeria de posição: os isômeros possuem a mesma função química e a mesma cadeia carbônica, mas 
diferem pela posição de um grupo funcional, substituinte ou instauração ao longo da cadeia principal. 
 
b) Isomeria de cadeia: os isômeros possuem a mesma função química, mas as cadeias carbônicas são 
diferentes. 
 
 
c) Isomeria de função: os isômeros pertencem a funções orgânicas diferentes. 
 
 
 
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d) Isomeria de compensação ou metameria: os isômeros possuem a mesma função orgânica, mas 
diferem quanto à posição do heteroátomo na cadeia. 
 
 
 
e) Tautomeria: os isômeros existem em equilíbrio. Os mais conhecidos são do tipo ceto-enólico (R= alquila) 
e aldo-enólico (R= H). 
 
 
 
4.2. Estereoisomeria (Isomeria espacial) 
 
 Conforme já mostrado anteriormente, os estereoisômeros se diferem em relação aos arranjos 
espaciais. A isomeria espacial pode ser subdividida em: 
 
a) Enantiomeria: são estereoisômeros que são imagensespeculares um do outro, mas não se sobrepõem. 
As moléculas não são idênticas às suas imagens especulares. 
 
 
Obs.: qualquer que seja o movimento de rotação da molécula da esquerda, não haverá sobreposição com a 
molécula da direita. Dizemos que são imagens especulares não se sobrepõem, ou seja, são enantiômeros 
(do grego enantio, que significa oposto). 
 
b) Diastereoisomeria: são estereoisômeros que não são imagens especulares um do outro. 
 
 
 
IV- ESTEREOQUÍMICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
5. Enantiômeros 
 
5.1. Moléculas Quirais 
 
 Os enantiômeros só existem em moléculas quirais, ou seja, moléculas que são idênticas às suas 
imagens no espelho. As imagens especulares não se sobrepõem. 
 espelho 
 
 mão esquerda mão direita não sobrepõem 
 
Obs.: a palavra quiral vem da palavra grega cheri, que significa mão. 
 
 Uma forma simples de reconhecer um par de enantiômeros é a identificação de um átomo de 
carbono assimétrico na molécula analisada. O átomo de carbono assimétrico é aquele que está ligado a 
quatro substituintes (átomos ou grupos) distintos. Sendo assim, todas as ligações deste átomo são covalente 
simples e a hibridização do tipo sp3. Por exemplo, o ácido lático existe como um par de enantiômeros: 
 
 (+)-Ácido Lático (-)-Ácido Lático 
 
Obs.: os dois enantiômeros são encontrados no leite, mas apenas o isômero (+)-ácido lático é encontrado no tecido 
muscular. 
 
 O átomo de carbono assimétrico também pode ser chamado de centro quiral ou estereogênico. É muito 
comum ser assinalado na molécula com um asterisco (*). Ele também está dentro da classificação de estereocentro, 
que é definido como um átomo ao qual estão ligados grupos de tal natureza que a permuta de quaisquer dois grupos 
provoca a formação de um estereoisômero (enantiômero ou diastereoisômero). Mais detalhes serão mostrados adiante. 
 Conforme já citado anteriormente, os enantiômeros são imagens especulares, mas não se sobrepõem. Não 
existe um movimento de rotação de um dos isômeros que transforme no outro e vice-versa. 
 
 
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5.2. Moléculas Aquirais 
 
 Quando o átomo de carbono com hibridização do tipo sp3 está ligado a pelo menos dois substituintes (grupos 
ou átomos) distintos, a molécula em questão irá sobrepor à sua imagem especular. Por exemplo, o 2-cloropropano 
possui no segundo átomo de carbono dois substituintes iguais: 2 grupos metila. A rotação da primeira estrutura no 
sentido horário é exatamente a segunda estrutura. Portanto, são moléculas idênticas, ou seja, não existe nenhuma 
relação de isomeria. Não há um estereocentro. 
 
 
 imagens especulares que se sobrepõem rotação no sentido horário: moléculas idênticas 
 
 Qualquer estrutura de fórmula geral CH3X ou CH2XY não apresentará par de enantiômeros uma vez 
que, dois substituintes são iguais. 
 
5.3. Plano de Simetria 
 
 Até o momento temos os seguintes conceitos: 
- 4 substituintes distintos ligados a um mesmo átomo de carbono → carbono quiral → molécula quiral → par 
de enantiômeros; 
- pelo menos 2 substituintes iguais ligados a um mesmo átomo de carbono → molécula aquiral → não existe 
isomeria. 
 A análise do plano de simetria é uma característica determinante para identificar se a molécula é 
quiral ou aquiral. Se a molécula apresenta um plano de simetria, a mesma é classificada como aquiral, 
mesmo se houver pelo menos um carbono assimétrico. 
 
 
 
 
Plano de simetria 
(molécula aquiral) 
 
 
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 É muito comum o aluno errar a classificação da molécula quanto à quiralidade devido à dificuldade 
de encontrar o plano de simetria. Por exemplo, o ácido propanoico: 
 
 
 Ao representarmos todas as ligações fica mais fácil verificar que existe um plano de simetria, que é o 
mesmo plano desta folha de papel: 
 
 Pela projeção de Fischer, o plano de simetria aparece perpendicular a esta folha de papel: 
 
 
 
 Na molécula do t-butilcicloexano não existe átomo de carbono assimétrico. Portanto, a molécula é 
aquiral. Analisando o plano de simetria, a conclusão é a mesma. Na molécula da substância 3-t-
butilcicloexanona possui um átomo de carbono assimétrico e não possui um plano de simetria. Portanto, a 
molécula é quiral. 
 
5.4. Nomenclatura 
 
 Para identificar a configuração (arranjo) dos átomos ou grupos ligados ao átomo de carbono 
assimétrico, o sistema de nomenclatura R e S é comumente empregado. O sistema R e S foi desenvolvido 
por Robert Sidney Cahn (Inglaterra, 1899-1981), Christopher Kelk Ingold (Inglaterra, 1893-1970) e 
Vladimir Prelog (Bósnia, 1906-1998). Esse sistema ficou conhecido como Cahn-Ingold-Prelog. Para cada 
par de enantiômeros com um carbono assimétrico, existe um com configuração R e outro com 
configuração S. 
 
 
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Regras gerais para determinar a configuração absoluta (R ou S): 
 
1. O átomo com maior número atômico (Z) é identificado como número 1 ou letra a; o que possui menor 
número atômico (Z) número 4 ou letra d; 
 
2. No caso de isótopos, o que apresenta maior massa atômica tem prioridade; 
 
3. Quando não se pode atribuir prioridades com base no número atômico, considere os grupos de átomos 
que estão ligados na sequência. 
 
Exemplo: 
 
OH (1): o átomo de oxigênio possui maior número atômico (Z); 
CH2CH3 (2): os grupos etila e metila têm o átomo de carbono ligado ao carbono assimétrico. Como critério 
de desempate, o átomo ligado na sequência do grupo etila é outro átomo de carbono enquanto que, no 
grupo metila é um átomo de hidrogênio. Portanto, o grupo etila tem prioridade sobre o grupo metila. 
CH3 (3): o átomo de carbono possui maior número atômico (Z) do que o átomo de hidrogênio. 
 
 Após a numeração correta de todos os substituintes, o átomo ou grupo que tiver numeração 4 deve 
ficar para trás do campo visual do observador. Muitas vezes uma rotação da molécula é necessária: 
 
 
 
 
 Ao ligar os números (1), (2) e (3), percebe-se que o movimento é anti-horário, ou seja, a 
configuração é S (sinister do latim, que significa esquerdo). Quando o movimento é horário, a configuração 
é R (rectus do latim, que significa direito). 
 
 
 
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 No par de enantiômeros do ácido lático: 
 
 (+)-Ácido Lático (-)-Ácido Lático 
 
 
 
 (+)-Ácido Lático (Configuração S) 
 
 
 (-)-Ácido Lático (Configuração R) 
 
A tragédia da Talidomida 
 
 
(R,S)-2-(2,6-dioxopiperidin-3-il)-1H-isoindol-1,3(2H)-diona 
 Isômero S Isômero R 
 (propriedades teratogênicas) (propriedades sedativas) 
 
 A talidomida surgiu na década de 1950 como sedativo e hipnótico. Atualmente,o Brasil adota a 
talidomida no tratamento de Hanseníase, o que é um grande risco para mulheres grávidas. 
 
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5.5. Atividade Óptica 
 
 O estudo da estereoquímica iniciou no ano de 1815, quando o físico Jean-Baptiste Biot (França, 
1774-1862) descobriu que certas substâncias naturais desviavam a luz plana-polarizada para a esquerda, 
outras para a direita e algumas não provocavam quaisquer desvios. Mais tarde, Jacobs Hendricus van´t 
Hoff (Holanda, 1852-1911) e Joseph Achille Le Bel (França, 1847-1930) determinaram que a assimetria 
molecular estava associada à presença de um ou mais átomos de carbono assimétricos. Hoje em dia sabe-
se que moléculas assimétricas, que apresentam ou não átomo de carbono assimétrico, possuem atividade 
óptica, ou seja, são capazes de desviar a luz plana-polarizada. Compostos aquirais são chamados de 
opticamente inativos. 
 Os enantiômeros possuem as mesmas propriedades físicas, como por exemplo, ponto de fusão, 
ponto de ebulição, solubilidade em solventes comuns e índice de refração. Eles também apresentam 
espectros IV, UV e RMN idênticos, desde que as análises sejam feitas em solventes aquirais. 
 Uma característica que difere os enantiômeros é o comportamento frente à luz plana-polarizada. Se 
um enantiômero puro desvia a luz para a direita o outro enantiômero puro desvia a luz para a esquerda com 
o mesmo ângulo. O ângulo de rotação pode ser determinado através do polarímetro: 
 
 
 
 Através desta análise é possível determinar o ângulo e o sentido da rotação. As substâncias ou 
misturas que desviam a luz polarizada para a esquerda são chamadas levógiras ou levorrotatórias (levo 
do latim, que significa para a esquerda) e são indicadas por (-) ou l; as que desviam para a direita são 
chamadas dextrogiras ou dextrorrotatórias (dextro do latim, que significa para a direita) e são indicadas 
por (+) ou d. A rotação específica []D é definida como a rotação observada quando a luz de  = 589,6nm 
(linha D do sódio) atravessa um caminho de 1dm (10cm), a uma concentração de 1g.mL-1: 
 
 
 
Fonte 
de luz 
Polarizador 
Tubo com 
amostra 
Observador 
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 = rotação observada (em graus); 
l = caminho óptico (dm); 
c = concentração (g.mL-1). 
Obs.1: não existe relação entre as configurações R/S e a direção da rotação; 
Obs.2: o valor da rotação depende da temperatura, do comprimento de onda da luz utilizada na análise e do solvente. 
 
Tabela 2. Propriedades Físicas dos Enantiômeros do 2-butanol. 
Propriedade Física (R)-(-)-2-Butanol (S)-(+)-2-Butanol 
Ponto de Ebulição (1atm) 99,5oC 99,5oC 
Densidade (20oC) 0,808g.mL-1 0,808g.mL-1 
Índice de Refração (20oC) 1,397 1,397 
[]D25 -13,52
o +13,52o 
 
 Uma mistura equivalente (1:1) de dois enantiômeros, como por exemplo, (R)(-)-2-Butanol e (S)-(+)-2-
Butanol, é chamada de mistura racêmica ou racemato. A mistura é opticamente inativa, pois para cada 
molécula que desvia a luz plana-polarizada para uma direção existe outra que provoca o mesmo desvio para 
a direção contrária. Sendo assim, o desvio total é igual a zero. O símbolo usado para representar uma 
mistura racêmica é (). 
 
6. Diastereoisômeros 
 
 Os diastereoisômeros são estereoisômeros que possuem mais de um estereocentro (centro 
estereogênico) e que não são imagens especulares um do outro. Eles podem ser divididos em dois grupos: 
Diastereoisômeros Configuracionais e Diastereoisômeros Cis-Trans. 
 
6.1. Diastereoisômeros Configuracionais 
 
 Os diastereoisômeros configuracionais apresentam dois ou mais átomos de carbono assimétrico 
(centros quirais). 
 Uma molécula com n estereocentro, neste caso carbono assimétrico, pode ter até 2n 
estereoisômeros (embora ela possa ter menos, conforme veremos em tópico adiante). Na molécula do do 
aminoácido treonina (ácido 2-amino-3-hidroxibutanóico) existem dois estereocentros, neste caso dois 
carbonos assimétricos (centros quirais): 
 
 
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 As projeções de Fischer abaixo mostram os quatro estereoisômeros possíveis: 
 
 
 A B C D 
 2R,3R 2S,3S 2R,3S 2S,3R 
 
(A e B) (C e D): são enantiômeros (imagens especulares que não se sobrepõem); 
(A e C) (B e D) (A e D) (B e C): são diastereoisômeros (são moléculas diferentes e não são imagens 
especulares). 
 
 Ao modificar apenas um centro quiral, a substância gerada apresenta uma relação 
diastereoisomérica, como por exemplo, os isômeros A e C; o centro quiral no carbono 2 foi mantido 
enquanto que, no carbono 3 houve alteração da configuração. 
 
Compostos Meso 
 
 São compostos que apresentam átomos de carbono assimétrico, mas são aquirais devido à 
existência de pelo menos um plano de simetria (veja item 5.3). Por exemplo, o ácido tartárico apresenta 2 
estereocentros, dois átomos de carbono assimétrico (dois centros quirais), como no aminoácido treonina 
mostrado anteriormente. Pela fórmula 2n, o número de estereoisômeros possíveis é igual a quatro: 
 
 A B C D 
 2R,3R 2S,3S 2R,3S 2S,3R 
 
 As estruturas A e B são imagens especulares que não se sobrepõem, ou seja, são enantiômeros 
(todos os centros quirais são modificados). As estruturas C e D são idênticas, isto é, não existe nenhuma 
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relação de Estereoisomeria. A rotação de 180 graus no plano do papel da molécula C mostra que C e D são 
a mesma molécula: 
 
 C D 
 2R,3S 2S,3R 
 No caso do ácido tartárico existem apenas três estereoisômeros. Ao traçar um plano entre as 
ligações C2-C3 da molécula C, observa-se uma simetria entre a metade inferior e a metade superior. 
 
 
 
 
 Portanto, o composto (2R,3S)-ácido tartárico é classificado como meso. Entre as estruturas A e C, B 
e C existe uma relação diastereoisomérica. Observe que apenas um centro quiral é modificado entre cada 
par (A e C, B e C). 
 Os diastereoisômeros, diferentemente dos enantiômeros, apresentam propriedades físicas distintas, 
conforme demonstrado na tabela 3. 
 
Tabela 3. Propriedades Físicas dos Estereoisômeros do Ácido Tartárico. 
Propriedade Física (+) (-) Meso 
Ponto de Fusão 168-170oC 168-170oC 146-148oC 
Densidade (20oC) 1,7598g.mL-1 1,7598g.mL-1 1,6660g.mL-1 
Solubilidaddde (20oC) 139g/100ml água 139g/100ml água 125g/100ml água 
[]D25 +12o -12o 0 
 
Epímeros 
 
 Epímeros são dois diastereoisômeros que diferem apenas em um centro quiral. Em compostos 
cíclicos, epímeros são chamados de Anômeros. Por exemplo, a D-Glicose difere da D-Galactose em 
apenas um centro quiral (carbono 4): 
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 D-glicose D-galcatose 
 
6.2. Diastereoisômeros Cis-Trans 
 
 A isomeria cis-trans ocorre em derivados de cicloalcanos e compostos com insaturações do tipo 
C=C. O isômero cis possui dois substituintes de maior prioridade ligados em átomos de carbono diferentes, 
no mesmo lado da dupla ligação ou no mesmo lado do cicloalcanos; no isômero trans, tais substituintes 
estão em lados opostos da dupla ligação ou do cicloalcanos. 
 O 1-bromo-2-metilciclopentano tem dois carbonos assimétricos (centros quirais). Sendo assim, pode 
ter até quatro estereoisômeros. Como o composto é cíclico, os substituintes podem estar nas configurações 
cis ou trans: 
 
 
 A B C D 
 
Isômeros cis (A e B) e trans (C e D): são enantiômeros (imagens especulares que não se sobrepõem); 
(A e C) (B e D) (A e D) (B e C): são diastereoisômeros (são moléculas diferentes e não são imagens 
especulares). 
 
 Os isômeros cis e trans do 1,4-dimetilcicloexano apresentam planos de simetria, ou seja, ambas são 
moléculas aquirais (não possuem estereocentro) e, consequentemente, não apresentam atividade óptica. A 
relação entre estes dois isômeros é diastereoisomérica: 
 
 
 
Centro quiral modificado 
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 O caso mais simples de isomeria cis-trans em insaturações do tipo C=C ocorre na molécula do 2-
buteno. Os isômeros são formados pela troca de um dos substituintes em um dos átomos de carbono da 
instauração. Não são imagens especulares e qualquer que seja o movimento de rotação em uma das 
moléculas não há sobreposição na outra. 
 
 
 trans-2-buteno cis-2-buteno 
 
6.3. Nomenclatura de Diastereoisômeros 
 
Diastereoisômeros Configuracionais 
 
 A nomenclatura de diastereoisômeros configuracionais geralmente é feita a partir do sistema R e S, 
seguindo as mesmas regras para a nomenclatura de enantiômeros (item 5.4). Para cada centro quiral deve-
se determinar a configuração absoluta R ou S: 
 
 
(2S, 3R)-2,3,4-triidroxibutanal (D-treose) 
 
Vista Superior: 
Cadeira: 
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Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
(2R,3S,4R,5R)-2,3,4,5,6-pentaidroxiexanal (D-glicose) 
 
 Quando os diastereoisômeros apresentam dois átomos de carbono assimétricos adjacentes, os 
enantiômeros com grupos similares no mesmo lado da cadeia são chamados eritro. Aqueles com grupos 
similares em lados opostos são chamados treo: 
 
 enantiômeros treo enantiômeros eritro 
 
 (2S, 3R)-2,3,4-triidroxibutanal (2R, 3S)-2,3,4-triidroxibutanal (2R, 3R)-2,3,4-triidroxibutanal (2S, 3S)-2,3,4-triidroxibutanal 
 treo (D-treose) treo (L-treose) eritro (D-eritrose) eritro (L-eritrose) 
 
Obs.: as palavras eritro e treo são provenientes de eritrose e treo (açúcares C-4), respectivamente. 
 
 Transformando as projeções de Fischer acima para as projeções em cavalete (sawhorse): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Diastereoisômeros Cis-Trans 
 
 O sistema de nomenclatura cis-trans é muito utilizado para alcenos e cicloalcanos, porém não é 
eficiente quando há três ou mais substituintes diferentes nas ligações duplas C=C, em cadeias abertas. 
Nestes casos, o sistema de nomenclatura Z/E é utilizado. Cada átomo ou grupo ligado ao átomo de 
carbono da instauração recebe uma numeração, seguindo as mesmas regras do sistema Cahn-Ingold-
Prelog. Se ambos os substituintes estiverem do mesmo lado do plano ao longo da ligação C=C, a disposição 
é Z. Caso contrário, a disposição é E: 
 
 
 (E)-2-buteno (Z)-2-buteno 
 
Obs.: o termo Z vem da palavra alemã zusammen (juntos) e E da palavra alemã entgegen (oposto). 
 
 Em moléculas com mais de uma instauração do tipo C=C (cadeias abertas), todas devem ser 
classificadas como Z ou E: 
 
 
 
(2E,4E,6E,8E)-3,7-dimetil-9-(2,6,6-trimetil-1-cicloexen-1-il)-2,4,6,8-nonatetraen-1-ol (Retinol ou Vitamina A) 
 
7. Moléculas Quirais que não Possuem Átomo de Carbono Assimétrico 
 
 Geralmente, as moléculas quirais possuem pelo menos um átomo de carbono assimétrico (centro 
quiral). Existem casos, porém, onde moléculas que não possuem um centro quiral são quirais e, 
consequentemente, apresentam atividade óptica. 
 
Exemplo: Alenos 
 
 Os alenos são dienos que contêm dois átomos de carbono com hibridização sp2 e um átomo de 
carbono sp. A distribuição dos orbitais nos alenos é a seguinte: 
IV- ESTEREOQUÍMICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
 
 Observe que no átomo de carbono da extremidade esquerda as duas ligações sigma estão no plano 
enquanto que, no átomo da extremidade direita ambas estão fora do plano; não há plano de simetria. 
 Ao analisar o 1,3-dicloroaleno (1,3-dicloropropadieno), existem duas moléculas que são imagens 
especulares uma da outra e não se sobrepõem. Portanto, são enantiômeros: 
 
 
 
 
 
 Alguns existem como par de enantiômeros porque apresentam restrição na rotação da ligação sigma 
(simples). São chamados de atropisômeros (do grego “não gira”): 
 
 (S)-BINAP (R)-BINAP 
 
8. Proquiralidade 
 
 Uma molécula é proquiral se ela pode ser convertida de uma forma aquiral para uma forma quiral 
em uma única etapa: 
Exemplo: 
 
 
 
 
IV- ESTEREOQUÍMICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
Faces Re e Si: 
 
 
 
Exemplo: 
 
 
 
9. Separação de Enantiômeros: Resolução 
 
IV- ESTEREOQUÍMICA 
Disciplina: Química Orgânica I Professor: Maurício Santos 
 
10. Quiralidade em Átomos Diferentes de Carbono 
 
 Os átomos de nitrogênio, fósforo e enxofre são muito comuns em moléculas orgânicas e todos podem ser 
centros quirais. 
 
Nitrogênio 
 
 O átomo de nitrogênio trivalente tem a distribuição tetraédrica. A princípio, apresenta Quiralidade. O grande 
problema é que compostos trivalentes de nitrogênio sofrem inversão rápida de um enantiômero para outro, através de 
um fenômeno chamado de efeito “guarda-chuva”. Assim, dificilmente conseguimos isolar os enantiômeros. 
 
 
 
 Caso o par de elétrons do átomo de nitrogênio esteja fazendo uma ligação química, formando um sal 
quaternário de amônio, é possível ter um par de enantiômeros. 
 
Fósforo 
 
 Semelhantemente ao que acontece com o átomo de nitrogênio, os compostos de fósforo trivalentes 
podem ser quirais. Nesse caso, a inversão do fósforo é muito mais lenta do que a do nitrogênio. Os 
enantiômeros (R)-fenilmetilpropilfosfina e (S)-fenilmetilpropilfosfina são relativamente estáveis. 
 
 (R)-fenilmetilpropilfosfina (S)-fenilmetilpropilfosfina 
 
Obs.: o par de elétrons livres apresenta menor prioridade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CAPÍTULO V: 
ALCANOS/CICLOALCANOS