QUIMICA ORGANICA APLICACA A FARMACIA

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1 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
 
A química orgânica é a química dos compostos que contêm o elemento carbono. 
Como os demais átomos, o carbono é formado por um núcleo, composto de prótons (carregados 
positivamente) e nêutrons (neutros), e também de elétrons (carregados negativamente). O número atômico, 
representado pela letra “Z”, indica o número de prótons ou de elétrons (e-) do átomo. Os elétrons apresentam 
massa desprezível, assim, o número de massa atômica (indicado pela letra “A”), que representa o peso do átomo, é 
dado pela soma do número de prótons e de nêutrons de um átomo. Temos, então, que o carbono é um elemento 
que apresenta 6 elétrons e 6 prótons e uma massa igual a 12,011. 
 
Enquanto os prótons e nêutrons estão presentes no núcleo central do átomo, os elétrons estão distribuídos 
em camadas eletrônicas a distâncias específicas do núcleo. Cada camada eletrônica tem um diferente nível de 
energia, com as camadas mais próximas do núcleo sendo de menor energia do que as mais distantes do núcleo. 
Cada camada eletrônica pode conter um certo número de elétrons. 
Camada Nº máximo de e- Nível Subníveis* 
K 2 1 1s2 
L 8 2 2s2 2p6 
M 18 3 3s2 3p6 3d10 
N 32 4 4s2 4p6 4d10 4f14 
O 32 5 5s2 5p6 5d10 5f14 
P 18 6 6s2 6p6 6d10 
Q 8 7 7s2 7p6 
*A seta vermelha indica o sentido da distribuição eletrônica a partir do orbital de menor energia (1s) até o orbital de maior 
energia (7p) 
As camadas eletrônicas podem ser decompostas subníveis ou em orbitais, que são definidos como a região 
do espaço onde existe a maior probabilidade de se encontrar o elétron. Os orbitais são designados pelas letras 
s, p, d e f. Orbitais s comportam até dois elétrons, enquanto os orbitais p, d e f comportam até seis, dez e quatorze 
elétrons, respectivamente. 
Como dito anteriormente, camadas eletrônicas apresentam diferentes níveis de energia. O mesmo se aplica 
em relação aos orbitais. Tendo isto em vista, tem-se que estas energias relativas regem a configuração eletrônica de 
um átomo e dão origem a alguns princípios ou regras: 
Princípio de Aufbau: os orbitais são preenchidos de forma que aqueles de mais baixa energia são 
preenchidos primeiro; 
Princípio de exclusão de Pauli: um máximo de dois elétrons pode ser colocado em cada orbital, mas 
somente quando os spins dos elétrons estão emparelhados. Um elétron gira ao redor de seu próprio eixo e este 
movimento é denominado spin. Somente é permitido a um elétron ter uma ou outra de duas orientações de 
spin possíveis. Geralmente, mostramos essas orientações através de setas, ↑ ou ↓. Deste modo, dois elétrons de 
spins emparelhados seriam representados por ↑↓; 
Regra de Hund: quando orbitais de mesma energia são alcançados, tais como os três orbitais p, adiciona-se 
um elétron a cada orbital com seus spins desemparelhados até que cada um deles contenha um elétron. 
Então,a diciona-se um segundo elétron a cada orbital para que os spins fiquem emparelhados. 
Aplicando-se essas regras, chegaremos na representação abaixo, referente à configuração eletrônica no 
estado fundamental do carbono. 
___________________________________________________________________________________________________________ 
*Os átomos sem a configuração eletrônica de um gás nobre geralmente reagem para produzir tal configuração, uma vez que estas 
configurações são conhecidas como altamente estáveis. Para todos os gases nobres, com exceção do hélio, isto significa alcançar um octeto 
de elétrons na camada de valência (camada mais externa, em que seus elétrons são utilizados para estabelecer ligações químicas com outros 
átomos para formar compostos). A tendência para um átomo atingir a configuração onde sua camada de valência contém oito elétrons é 
chamada de regra do octeto. 
 
 Cada letra (ou orbital) indica um formato diferente. Todos os orbitais s são esféricos, enquanto um orbital 
p é disposto por três orbitais perpendiculares um ao outro com centro no núcleo do átomo e forma elipsoide. 
 
A 
 
B 
 
C 
 
(A) representação de um orbital s, esférico. (B) representação simplificada de um orbital p, elipsoide. (C) representação dos 
três orbitais p perpendiculares entre si. 
Tipicamente, os compostos de carbono realizam ligações covalentes, que formam-se através do 
compartilhamento de elétrons entre átomos com eletronegatividades similares, de maneira a alcançar a 
configuração de um gás nobre*. 
O carbono tem quatro elétrons de valência (2s2, 2p2) e forma quatro ligações. Como o carbono usa dois tipos 
de orbitais para ligação, 2s e 2p, podemos esperar que um composto como o metano (CH4) tenha dois tipos de 
ligações C-H. Na verdade, porém, todas as quatro ligações C-H no metano são idênticas e estão orientadas 
espacialmente em direção aos cantos de um tetraedro regular. 
Isto é explicado pelo fato de que um orbital s do carbono pode se combinar com os três orbitais p, da camada 
de valência, formando quatro orbitais híbridos sp3, equivalentes, que permitem uma orientação tetraédrica. 
 
Duas moléculas de carbono sp3 unidas formam uma ligação “sigma” (σ) ou orbital sigma de ligação. Na 
ligação sigma os orbitais híbridos sp se fundem em ligações “íntimas”. Todo carbono sp3 faz apenas ligações 
sigma. 
 
Hidrocarbonetos que possuem apenas carbonos sp3, realizando exclusivamente ligações sigma (Ex: CH4, 
H3C-CH3, H3C-CH2-CH3), são denominados alcanos (infixo = AN). As ligações covalentes que formam as 
moléculas de metano ou etano (H3C-CH3) são chamadas de ligações simples, pois resultam do compartilhamento 
de um par de elétrons entre os átomos ligados. Dois grupos ligados por apenas uma ligação simples podem sofrer 
rotação, um em relação ao outro, em torno desta ligação. As formas moleculares temporárias que resultam de uma 
rotação são chamadas de conformações da molécula e cada estrutura possível é chamada de confõrmero. Abaixo 
temos ilustrados vários confôrmeros de uma mesma molécula, o pentano, um alcano com cinco carbonos. 
 
Os átomos de carbono também podem formar ligações duplas, compartilhando dois pares de elétrons entre 
átomos, ou ligações triplas, compartilhando três pares de elétrons. O etileno (eteno), por exemplo, tem a estrutura 
H2C=CH2 e contém uma ligação dupla carbono-carbono, enquanto o acetileno (etino) tem a estrutura HCΞCH e 
contém uma ligação tripla carbono-carbono. 
Quando temos uma ligação dupla entre átomos, o orbital 2s combina-se apenas a dois dos três orbitais 2p 
disponíveis. Três orbitais híbridos sp2 resultam, e um orbital 2p permanece inalterado. Os hidrocarbonetos que 
apresentam uma ligação dupla na cadeia (Ex.: H2C=CH2, H2C=CH-CH3) são denominados alcenos (infixo = EN) . 
 
Esta segunda ligação, que ocorre entre os orbitais p dos carbonos é chamada ligação pi (π). Na ligação pi, os 
elétrons “pulam” de uma órbita a outra para serem compartilhados. É uma ligação vulnerável e instável. 
O mesmo é observado para carbonos com duas ligações dupla ou uma ligação tripla. Neste caso, o orbital 2s 
combina-se apenas a um dos três orbitais 2p disponíveis. Dois orbitais híbridos sp resultam, e dois orbitais 2p 
permanecem inalterados. Hidrocarbonetos que apresentam uma ligação tripla na cadeia (Ex.: HCΞCH, HCΞC-
CH3) são denominados alcinos (infixo = IN). 
 
Interessante observar que, se por um lado as ligações simples permitem a rotação de um grupo em relação ao 
outro, ligações duplas ou triplas, por sua vez, não são rotacionáveis e conferem rigidez ao grupo funcional. 
Os vários tipos de ligações covalentes implicam em compostos com diferentes ângulos de ligação e, 
conseguentemente, diferentes geometrias. Carbonos sp3 apresentam ângulo de ligação de, aproximadamente, 109º, 
com geometria tetraédrica. Já carbonos sp2 apresentam geometria trigonal plana, formando um ângulo de 120º, 
enquanto carbonos sp formam um ângulo de 180º, que confere uma geometria linear (geometria molecular será 
discutida em tópicos posteriores). 
 
2 HIDROCARBONETOSE CADEIAS CARBÔNICAS 
 
“Grupo alquílico” é o nome dado para o fragmento de uma molécula hipoteticamente derivada de um alcano 
pela remoção de um átomo de hidrogênio. Exemplos de grupos alquílicos são –CH3, -CH2-CH3, -CH2-CH2-CH3. 
Os carbonos podem ser classificados como: 
 Primário: ligado a apenas um outro átomo de carbono; 
 Segundário: ligado a outros dois átomos de carbono; 
 Terciário: ligado a outros três átomos de carbono; 
 Quaternário: ligado a outros quatro átomos de carbono. 
 
Existem diferentes tipos de cadeias de compostos orgânicos, que podem ser classificados de várias maneiras, 
de acordo com sua estrutura química: 
Acíclica ou aberta 
 Quanto à disposição dos átomos: 
o Normal: apresenta apenas duas extremidades em relação ao carbono. Também chamada de cadeia 
linear, possui apenas átomos de carbonos primários e secundários. 
 
o Ramificada: apresenta mais de duas extremidades em relação ao carbono. Existindo carbono 
terciário e/ou quaternário, a cadeia será considerada ramificada. A ramificação presente na cadeia 
carbônica pode ser chamada de “radical”. 
 
 Quanto à ligação entre os átomos de carbono: 
o Saturada: apenas ligações simples entre os átomos de carbono. 
 
o Insaturada: pelo menos uma ligação dupla ou tripla entre carbonos. 
 
 Quanto à natureza dos átomos: 
o Homogênea: não possui heteroátomo (heteroátomo = qualquer átomo diferente de carbono e 
hidrogênio. Ex.: oxigênio, nitrogênio, enxofre, halogênios). 
 
o Heterogênea: possui heteroátomo. 
O 
Cíclica ou fechada 
 Homocíclicas 
o Aromáticas: anel aromático (ex.: benzeno) 
 
o Alicíclicas: anel alifático (ex.: cicloalcanos) 
 
 Heterocíclicas: anéis com heteroátomos 
 
Os compostos orgânicos são nomeados de acordo com as normas da IUPAC (International Union of Pure 
and Applied Chemistry), que preconiza a seguinte estrutura: 
PREFIXO INFIXO SULFIXO 
Nº de átomos de carbono Tipo de ligação entre carbonos Função orgânica 
1 = MET AN O 
2 = ET (Só ligações simples) (Hidrocarboneto) 
3 = PROP EN OL 
4 = BUT (Uma ligação dupla) (Álcool) 
5 = PENT IN AL 
6 = HEX (Uma ligação tripla) (Aldeído) 
7 = HEPT DIEN ONA 
8 = OCT (Duas ligações duplas) (Cetona) 
9 = NON TRIEN AMINA 
10 = DEC (Três ligações duplas) (Amina) 
11 = UNDEC DIIN AMIDA 
12 = DODEC (Duas ligações triplas) (Amida) 
Para definir o prefixo, é necessário identificar a chamada “cadeia principal”. A cadeia principal para cadeias 
carbônicas abertas é aquela com maior número de átomos de carbonos que contenham: 
 grupo funcional (identificar os heteroátomos); 
 maior número de insaturações (ligações duplas ou triplas entre carbonos); 
 maior número de grupos radicais substituintes. 
Assim, a cadeia deve começar a ser numerada a partir da extremidade de acordo com as preferências: 
função orgânica > insaturação > ramificação. 
CH3 CH2 CH
CH3
C CH
CH2
H2
C
CH3
CH3
1
2
345
67
Insaturação
Ramificações
 
+ + 
Neste exemplo, verificamos a presença de uma instauração e de ramificações. Cadeias contendo funções 
orgânicas serão abordadas em outro tópico. Aqui, temos que a cadeia principal é um hepteno. Ao identificar e 
numerar a cadeia principal, é necessário, ainda, dar a localização das insaturações e radicais presentes. Assim, 
temos na cadeia principal um hept-3-eno, pois a insaturação está localizada no carbono 3. Para os compostos 
ramificados, tem-se a seguinte nomenclatura: 
RADICAL + PREFIXO + INFIXO + SULFIXO 
Continuando neste exemplo, verificamos a presença de duas ramificações ou radicais. Na posição quatro, 
temos um radical com dois carbonos, e na posição cinco temos um radical com um carbono. Frequentemente os 
radicais são nomeados de acordo com o número de carbonos, seguidos do sulfixo “IL”. Assim, temos que o nome 
final da molécula em questão é 4-etil-5-metil-hept-3-eno. Quando houver somente uma possibilidade, a 
numeração não precisa ser indicada. 
Ao se nomear a cadeia, os radicais devem ser apresentados em ordem alfabética, e por isto seria incorreto 
nomear a molécula como 5-metil-4-etil-hept-3-eno. Além dos radicais verificados no exemplo, vários outros tipos 
de ramificações são comumente verificadas, conforme abaixo: 
 
 
 
METIL (Me) ETIL (Et) PROPIL (Pr) ISOPROPIL (iPr) BUTIL (Bu) 
 
 
 
 
SEC-BUTIL (sBu) TERC-BUTIL (tBu) PENTIL FENIL (Ph) BENZIL (Bz) 
Adicionalmente, quando um tipo de radical se repete, tal repetição deve ser indicada (2 x = di; 3 x = tri; 4 x 
= tetra; 5 x = penta; etc.). Logo, a molécula apresentada a seguir é nomeada 2,5-dimetil-heptano. 
 
Nos compostos de cadeia fechada, dá-se o prenome “ciclo”: 
 
1,3-dimetilciclopentano 
 Eventualmente é possível encontrar outras formas de nomenclatura não oficiais, que inserem a posição na 
frente do nome. Ex.: 1-propeno (ao invés de prop-1-eno). Também são encontrados nomes usuais para alguns 
compostos. Ex: etileno (eteno); acetileno (etino). 
 
3 HETEROÁTOMOS E FUNÇÕES ORGÂNICAS 
 
Grupos funcionais são arranjos característicos e específicos de átomos que conferem reatividade e 
propriedades predeterminadas a uma molécula. Veremos a seguir as principais funções orgânicas que 
apresentam heteroátomos, frequentemente presentes em substâncias do contexto farmacêutico 
As regras gerais de nomenclatura discutidas anteriormente aplicam-se às funções orgânicas a serem 
apresentadas neste capítulo. Assim, a estrutura abaixo (um álcool) é nomeada 2,4-dietil-5-metil-hept-3-en-1-ol. 
CH3 CH2 CH
CH3
C CH
CH2
H
C
CH3
CH2
12345
67
Insaturação
Ramificações
CH2
CH3
OH
Grupo Funcional
 
Funções oxigenadas – oxigênio possui seis elétrons na camada de valência e realiza duas ligações covalentes. 
Álcool: hidroxila (OH) ligada a carbono alifático saturado  R-OH 
Nomenclatura: sulfixo OL. 
OH
propan-1-ol 
 ácool primário = hidroxila ligada a carbono primário; álcool secundário = hidroxila ligada a carbono secundário; 
álcool terciário = hidroxila ligada a carbono terciário. 
 
Fenol: hidroxila (OH) ligada a carbono aromático  Ar-OH 
Nomenclatura: hidróxi-benzeno 
 
 Hidroxila fenólica apresenta caráter ácido 
 
Aldeído: carbonila (C=O) na extremidade da cadeia  R-CHO 
Nomenclatura: sulfixo AL 
 
Cetona: carbonila (C=O) entre dois carbonos  R-CO-R’ 
Nomenclatura: sulfixo ONA 
 
Ácido carboxílico: carboxila (COOH)  R-COOH 
Nomenclatura: sulfixo OICO. Adicionar o prenome “ácido” 
 
Éter: oxigênio entre carbonos  R-O-R’ 
Nomenclatura: sulfixo OXI 
 
Éster: carbonila (C=O) ligada a carbono e alcoxila (-OR)  R-COO-R’ 
Nomenclatura: “ATO” (porção carbonílica) de “ILA” (porção alcoxílica) 
R
O
O
R'
ato ilade
O
O
etanoato de metila
 
Sais de ácido carboxílico: carboxilato (COO-) ligado a metal catiônico  R-COO-X+ 
R
O
O- Metal
ato metalde
O
O-Na+
propanoato de sódio
 
 
Funções nitrogenadas – nitrogênio possui cinco elétrons na camada de valência e realiza três ligações covalentes. 
Amina: nitrogênio ligado a carbono alifático saturado  R-NR’R” 
Nomenclatura: sulfixo AMINA 
 
 aminas são grupos funcionais básicos. 
 amina primária = nitrogênio ligado a um átomo de carbono; amina secundária – nitrogênio ligado a dois átomos 
de carbono; amina terciária = nitrogênio ligado a três átomos de carbono. 
N
H
amina
secundária
NH2
amina
primária
N
amina 
terciária
 
Amida: carbonila (C=O) ligada a nitrogênio  R-CONR’R” 
Nomenclatura: sulfixo AMIDA 
 
 N e N,N indicam que os substituintes estão ligados ao átomo de nitrogênio. O mesmo se aplica para aminas 
secundárias e terciárias. 
 amidas são grupos funcionais ligeiramente ácidos. 
 
Haletos de alquila: compostos orgânicos alifáticos que apresentam átomo de halogênio  R-X (X = F, Cl, Br, I). 
Halogênios possuem cinco elétrons na camada de valência e realizam uma ligação covalente. 
Nomenclatura: adicionar halogênio na frente do nome. Se diferentes halogênios estiverem presentes, numerar e 
colocar em ordem alfabética.4 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS, FORÇAS INTERMOLECULARES E PROPRIEDADES FÍSICAS 
 
Ao se falar em ligações químicas, as mais conhecidas e frequentemente lembradas são as ligações iônica e 
covalente. A ligação no cloreto de sódio (NaCl), por exemplo, é iônica (ou íon-íon). O sódio transfere um elétron 
para o cloro, originando os íons Na+ e Cl-, que são mantidos unidos, no estato sólido, por atrações eletrostáticas 
entre cargas. A ligação C-C no etano, no entanto, é covalente. Os dois elétrons da ligação são compartilhados 
igualmente pelos dois átomos de carbono equivalentes, resultando em uma distribuição de elétrons simétrica na 
ligação. A maioria das ligações, no entanto, não é totalmente iônica nem totalmente covalente, mas está em algum 
lugar entre os dois extremos. Tais ligações são chamadas de ligações covalentes polares, o que significa que os 
elétrons da ligação são atraídos mais fortemente por um átomo do que pelo outro, de modo que a distribuição 
de elétrons entre os átomos não é simétrica. 
Esta capacidade de um átomo em atrair os elétrons que ele está compartilhando com outro átomo em 
uma ligação covalente é chamada de eletronegatividade. Em geral, têm-se que a eletronegatividade cresce à 
medida em que se reduz o raio atômico e que se aumenta as interações entre o núcleo e a eletrosfera. Assim, o 
flúor é tido como o elemento mais eletronegativo (EN = 4,0) e o césio o de menor eletronegatividade (EN = 0,7). O 
carbono, elemento mais importante na química orgânica, tem um valor de eletronegatividade de 2,5. 
 
Valores e tendências de eletronegatividade. A eletronegatividade geralmente aumenta da esquerda para a direita através da tabela periódica e 
diminui de cima para baixo. Os valores estão em uma escala arbitrária, com F = 4,0 e Cs = 0,7. Os elementos em rosa são os mais 
eletronegativos, os em amarelo são de eletronegatividade mediana e os em verde são os menos eletronegativos. 
 
Na área farmacêutica, é importante conhecer a eletronegatividade de alguns elementos mais frequentes neste 
contexto. São eles o flúor, oxigênio, nitrogênio, cloro, bromo, iodo, enxofre, carbono e hidrogênio (do mais 
eletronegativo para o de menor eletronegatividade). Assim, temos a seguinte escala de eletronegatividade: 
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H 
Aumenta eletronegatividade 
Em geral, ligações entre átomos com diferença de eletronegatividades menor que 0,5 são consideradas 
ligações covalentes apolares. Logo, as ligações carbono-hidrogênio, por exemplo, são relativamente apolares 
porque o carbono (EN = 2,5) e o hidrogênio (EN = 2,1) possuem eletronegatividades similares. Ligações entre 
átomos cujas eletronegatividades diferem em 0,5-2 são consideradas ligações covalentes polares. Ligações entre 
carbono e elementos mais eletronegativos, como oxigênio (EN = 3,5) e nitrogênio (EN = 3,0), por outro lado, são 
polarizadas de modo que os elétrons de ligação sejam afastados do carbono em direção ao átomo eletronegativo. 
Ligações entre átomos cujas eletronegatividades diferem em mais de 2 são amplamente iônicas. 
Em outras palavras, quando existe uma diferença de eletronegatividade significativa (> 0,5) entre dois 
elementos que realizam uma ligação covalente um com o outro, isto implica numa partilha desigual dos elétrons 
envolvidos em tal ligação, resultando na ligação covalente polar, pois ocorre na molécula a formação de 
polos. 
Esta situação pode ser exemplificada pelo cloreto de hidrogênio (ácido clorídrico). O átomo de cloro, mais 
eletronegativo que o hidrogênio, atrai os elétrons da ligação para perto dele. Isto faz com que o átomo de 
hidrogênio torne-se, de certa forma, deficiente de elétrons e tenha uma carga parcial positiva (δ+). O átomo de 
cloro torna-se, de certa forma, rico em elétrons e carrega uma carga parcial negativa (δ-). 
 
Uma vez que a molécula de cloreto de hidrogênio tem uma extremidade parcialmente positiva e uma 
extremidade parcialmente negativa, ela é um dipolo e tem um momento dipolo. O sentido da polaridade de uma 
ligação polar pode ser simbolizado por um vetor . A extremidade da seta que exibre uma cruz é o lado 
positivo e a ponta da seta é o lado negativo: 
(extremidade positiva ) (extremidade negativa) 
No HCl, por exemplo, a indicação do sentido do momento de dipolo é dada da seguinte maneira: 
H-Cl 
 
Assim como as ligações covalentes podem ser polares, as moléculas como um todo são muitas vezes 
também polares. A polaridade molecular resulta da soma vetorial de todas as polaridades de ligação 
individuais e contribuições de pares de elétrons livres na molécula. Neste contexto, um outro fator contribui 
para a polaridade da molécula, que é a geometria molecular. Esta se refere à maneira como os núcleos dos 
átomos de uma molécula se posicionam uns em relação aos outros. 
A geometria molecular é orientada pelos pares eletrônicos ao redor do átomo central, incluindo os pares 
de elétrons não-ligantes. Isto traz a aplicação de conceitos relacionados com a teoria de repulsão dos pares de 
elétrons da camada de valência. Segundo este modelo, uma vez que os pares de elétrons se repelem, os pares de 
elétrons da camada de valência (sejam eles ligantes ou não ligantes) tendem a ficar os mais afastado possível uns 
dos outros. 
Veremos a seguir as principais geometrias moleculares no contexto da química orgânica. Didaticamente, os 
átomos centrais (átomo de referência) serão representados genericamente pela letra “A”, enquanto “X”, será um 
termo genérico para os demais átomos ligados e “E-” representará pares de elétrons livres. 
 
Linear (ângulo de ligação = 180 º) 
 Moléculas diatômicas  A2 (apolar), AX (polar) 
H H H Cl C O
180º 180º 180º
 
 Moléculas triatômicas em que o átomo central não possui par de elétrons livre  AX2 (Se “X” são ligantes 
iguais, a molécula é apolar, pois os vetores se anulam; se “X” são ligantes distindos, a molécula é polar) 
 
 
Angular (ângulo de ligação = 120 º) 
 Moléculas triatômicas em que o átomo central possui par de elétrons livre  AX2E- (moléculas de 
geometria angular são polares, pois os vetores se direcionam para o átomo mais eletronegativo). 
 
 
Piramidal (ângulo de ligação = 109º) 
 Moléculas tetratômicas em que o átomo central possui pares de elétrons livres  AX3E- (moléculas de 
geometria piramidal são polares, pois os vetores se direcionam para o átomo mais eletronegativo). 
 
 
Trigonal plana ou triangular (ângulo de ligação = 120º) 
 Moléculas tetratômicas em que o átomo central não possui pares de elétrons livres  AX3 (Se “X” são 
ligantes iguais, a molécula é apolar, pois os vetores se anulam; se “X” são ligantes distindos, a molécula é 
polar) 
 
 
 
Tetraédrica (ângulo de ligação = 109º) 
 Moléculas em que o átomo central possui quatro ligantes  AX4 (Se “X” são ligantes iguais, a molécula é 
apolar, pois os vetores se anulam; se “X” são ligantes distindos, a molécula é polar) 
H
C
Cl
H H
C
H
H
HH 
No contexto da reatividade química, as ligações covalentes entre os átomos que compõem uma molécula 
recebe particular atenção. Entretanto, é importante considerar as interações entre moléculas, que afetam 
propriedades moleculares. Tais interações são chamadas forças intermoleculares, interações não covalentes ou 
forças de Van Der Waals, e são responsáveis por manter diferentes estruturas moleculares unidas. Estas interações 
incluem forças dipolo-dipolo, ligação de hidrogênio e forças de dispersão. 
Como visto anteriormente, espécies ionizadas são mantidas unidas por atrações eletrostáticas entre cargas 
diferentes, caracterizando uma ligação iônica (Ex.: Na+Cl-). O mesmo princípio pode ser aplicado para interações 
não covalentes: espécies polarizadas podem se atrair através de cargas parciais distintas. 
Tomemos novamente como exemplo a molécula de cloreto de hidrogênio. O átomo de cloro, mais 
eletronegativo, está polarizado negativamente, apresentando carga parcial negativa(δ-), enquanto o hidrogênio, 
consequentemente, tem carga parcial positiva (δ+). Quando temos várias moléculas de HCl, elas se mantêm unidas 
pela atração entre o polo positivo de uma molécula de HCl e o polo negativo de outra molécula de HCl: 
H Cl
 
H Cl
 
H Cl
 
HCl

HCl

HCl

 
*A linha azul pontilhada representa as forças intermoleculares. 
As interações que ocorrem entre um polo positivo e um polo negativo são chamas forças dipolo-dipolo. 
Existe, ainda um tipo especial de dipolo, chamado de ligação de hidrogênio. Esta é caracterizada pela força de 
atração entre um hidrogênio ligado covalentemente a flúor, oxigênio ou nitrogênio (átomos altamente 
eletronegativos com par de elétrons livres) e um outro átomo de flúor, oxigênio ou nitrogênio  (F,O,N)-H ---- 
(F,O,N)-R. Estas interações são responsáveis por manter unidas moléculas de fluoreto de hidrogênio, moléculas de 
água e moléculas de amônia, por exemplo: 
H F
 
H F
 
H F
 
HF

HF

HF

H
O
H 

H
O
H 

H
O
H 

H
O
H 

H
N
H
H
 


H
N
H
H
 


H
N
H
H
 


H
O
H 

água amônia
 
Os átomos envolvidos na ligação de hidrogênio estão altamente polarizados, o que faz com que a força de 
interação envolvida neste tipo de ligação seja maior que as interações do tipo dipolo-dipolo. 
Deve-se ter em mente que a distribuição eletrônica dentro de uma molécula é capaz de se alterar. Embora em 
uma média de tempo esta distribuição possa ser uniforme, mesmo em moléculas apolares pode haver uma não 
uniformidade em um dado instante. Assim, um lado de uma molécula apolar pode apresentar, temporariamente, um 
ligeiro excesso de elétrons em relação ao lado oposto. Esse dipolo temporário em uma molécula faz com que outra 
molécula, próxima, adote temporariamente um dipolo oposto, uma vez que cargas iguais se repelem. Como 
resultado, uma pequena atração é induzida entre os dois polos formados. Os dipolos moleculares temporários têm 
apenas uma existência fugaz e estão em constante mudança, mas seu efeito cumulativo é frequentemente forte o 
suficiente para manter as moléculas próximas umas das outras. Este tipo de interação, característica de moléculas 
apolares, como hidrocarbonetos, é denominada forças de dispersão, também chamada de forças de London ou 
interação dipolo induzido. 
___________________________________________________________________________________________________________ 
*Mapa de potencial eletrostático, ilustrando as regiões de maior e menor densidade eletrônica. Vermelho representa regiões de elevada 
densidade eletrônica (δ-). Azul representa regiões de menor densidade eletrônica (δ+). 
**Sólidos cristalinos são compostos por átomos, moléculas ou íons, organizados segundo um padrão de forma repetitiva em três dimensões. 
As posições ocupadas seguem uma ordenação que se repete em grandes distâncias atômicas. 
 
  
   
  
   
  
   
 
Tendo em vista o princípio de atração de cargas opostas, um outro tipo de interação pode existir, envolvendo 
espécies ionizadas e espécies moleculares. Esta interação chama-se interação íon-dipolo, e se caracteriza pela 
atração entre um íon positivo (cátion) e um polo molecular negativo (δ-) ou entre um íon negativo (ânion) e um 
polo molecular positivo (δ+). Exemplo clássico é observado na interação entre Na+Cl- e água. 
 
As forças atrativas que ocorrem entre moléculas e íons podem ser resumidas conforme a tabela a seguir. As 
forças elétricas mais fortes são as iônica e covalente, seguidas da interação íon-dipolo. Entre as forças de Van Der 
Waals, as ligações de hidrogênio são as mais fortes, seguida da dipolo-dipolo. As forças de dispersão são as 
interações intermoleculares mais fracas. 
Forças elétricas atrativas 
Força elétrica Força relativa Tipo Exemplo 
Iônica Muito forte 
 
Na+Cl- 
Ligação 
covalente 
Forte 
(140-523 kJ mol-1) 
Pares de elétrons 
compartilhados 
H-H (436 kJ mol-1) 
H3C-CH3 (378 kJ mol-1) 
Íon-dipolo Moderada 






 
Na+ em água 
Ligações de 
hidrogênio 
Moderada a fraca 
(4 – 38 kJ mol-1) H Z

Z

 
H
O
R


R
O
H


 
Dipolo-dipolo Fraca 
 
 
Dispersão Variável Dipolo transiente 
Interações entre moléculas 
de metano 
As forças intermoleculares são importantes pois, entre outras coisas, determinam propriedades físicas das 
substâncias, como ponto de fusão, ponto de ebulição e solubilidade, pois estas dependem diretamente do grau de 
interação entre moléculas. 
O ponto de fusão (p.f.) de uma substância é a temperatura na qual existe o equilibrio entre o estado 
cristalino** bem ordenado e o estado líquido mais aleatório. Para que uma substância se funda, é necessário 
romper as forças intermoleculares que mantêm suas moléculas unidas, o que é possível ao fornecer energia 
térmica (calor), que promove agitação das moléculas e as leva a se afastarem umas das outras. Quanto maiores as 
forças intermoleculares, mais fortemente estão unidas as moléculas e, consequentemente, mais difícil será separá-
H2O 
* 
las. Portanto, mais calor será necessário e, consequentemente, maior será a temperatura de fusão. Tendo isto em 
vista, moléculas apolares (que interagem por forças de dispersão) apresentarão menor ponto de fusão em relação a 
moléculas polares (que interagem por interação dipolo-dipolo ou ligações de hidrogênio, mais fortes). Compostos 
iônicos apresentam os mais altos pontos de fusão, já que a ligação iônica é muito forte e requer muito calor para 
que seja rompida. 
Um outro fator que influencia na temperatura de fusão é a massa específica e a rigidez de suas moléculas 
individuais. Neste sentido, ao se comparar moléculas que apresentem os mesmos tipos de forças intermoleculares, 
as de maior massa terão ponto de fusão superiores. O HCl (36,5 g/mol, p.f. = -114,2 ºC), por exemplo, apresenta 
ponto de fusão menor que o HBr (81 g/mol, p.f. = -86,9 ºC). O HI (128 g/mol, p.f. = -50,8 ºC), por sua vez, 
apresenta ponto de fusão superior ao HBr. Observe que tratam-se de compostos semelhantes e que apresentam os 
mesmos tipos de forças intermoleculares. 
Ademais, moléculas simétricas geralmente possuem pontos de fusão mais elevados. O álcool terc-butílico, 
por exemplo, tem um ponto de fusão mais elevado que os seus isômeros: 
 
 
Álcool terc-butílico 
p.f. = 25 ºC 
Álcool butílico 
p.f. = -90 ºC 
Álcool isobutílico 
p.f. = -108 ºC 
Álcool sec-butílico 
p.f. = -114 ºC 
Os mesmos princípios que regem as temperaturas de fusão das substâncias determinam também a 
temperatura de ebulição. O ponto de ebulição de um líquido é a temperatura na qual a pressão de vapor do 
líquido se iguala à pressão da atmosfera acima dele. Ao passar do estado líquido para o estado gasoso, as 
moléculas individuais (ou íons) da substância devem se separar. Isto explica porque frequentemente os compostos 
orgânicos iônicos se decompõem antes de entrarem em ebulição. A energia térmica necessária para separar 
completamente (volatilizar) os íons é tão grande que reações químicas (decomposição) ocorrem primeiro. 
A determinação dos pontos de fusão e de ebulição é importante para a caracterização do composto, além de 
fornecer evidências em relação à sua pureza. Uma faixa de fusão bem delimitada e estreita é uma evidência da 
pureza da amostra. Substâncias impuras, seja por processos de purificação ineficazes ou devido á degradação 
decorrente da exposição ao ar e umidade, terão um amplo intervalo de fusão ou ebulição, frequentemente mais 
baixo que os valores tabelados. 
Quando se fala sobre pontos de fusão e ebulição, nos referimos às forças intermoleculares que unem 
diferentes moléculas de uma mesma substância. Entretanto, interações entre moléculas de compostos distintos 
também podem ocorrer. São estas que determinam a solubilidade e miscibilidade das substâncias. 
 O processode solubilização de uma substância química resulta da interação entre a espécie que se deseja 
solubilizar (soluto) e a substância que a dissolve (solvente), e pode ser definida como a quantidade de soluto que 
dissolve em uma determinada quantidade de solvente, em condições de equilíbrio. 
A dissolução de um sólido em um líquido é, em muitos aspectos, parecida com a fusão de um sólido. A 
estrutura cristalina ordenada de um sólido é destruída e o resultado é a formação de um arranjo mais desordenado 
das moléculas (ou íons) em solução. A dissolução de um sólido em um líquido (solubilização) ou de um líquido em 
outro líquido (miscibilização) é um processo que requer energia suficiente para vencer as atrações existentes 
entre as moléculas que constituem o soluto, bem como vencer as forças existentes entre as próprias moléculas do 
solvente. Esta energia é proveniente da formação de novas forças atrativas entre o soluto e o solvente. 
Uma regra geral para a solubilidade é que “semelhante dissolve semelhante” em termos de polaridades 
comparáveis. Logo, temos que: 
 Sólidos polares e iônicos usualmente são solúveis em solventes polares; 
 Líquidos polares são geralmente miscíveis entre si; 
 Os sólidos apolares são geralmente solúveis em solventes apolares; 
 Os líquidos apolares são geralmente miscíveis entre si; 
 Líquidos polares e líquidos apolares, como “água e óleo”, geralmente não são miscíveis em uma faixa 
 
 
extensa de concentrações. 
Frequentemente descrevemos moléculas ou partes de moléculas como hidrofílicas ou hidrofóbicas. O termo 
“hidrofílico” significa compatível com água. “hidrofóbico” significa incompatível com a água. Os grupos 
alquílicos do metanol, etanol e propanol são hidrofóbicos, enquanto seus grupos hidroxila são hidrofílicos. Logo, à 
medida em que se aumenta a cadeia alquílica de um álcool, sua solubilidade em água se reduz. De modo 
semelhante, à medida que mais hidroxilas são adicionadas, a hidrossolubilidade é aumentada. Álcoois com até três 
carbonos são miscíveis em água. A partir de quatro carbonos, apenas o álcool terc-butílico é miscível. 
Esta lógica pode ser verificada em outros compostos não alcoólicos. Em geral, verificamos que compostos 
que contenham um grupo hidrofílico (capaz de formar ligações de hidrogênio, fortes) são hidrossolúveis se contêm 
até três átomos de carbono. Compostos com quatro ou cinco átomos de carbono estão na linha limítrofe e 
compostos com seis átomos de carbono ou mais são insolúveis. 
 
5 ISOMERIA 
 
Isomeria é o fenômeno em que dois ou mais compostos apresentam a mesma fórmula molecular, porém com 
fórmulas estruturais diferentes. Estes compostos, denominados isômeros, apresentam os mesmos átomos, porém 
eles encontram-se ligados de modos distintos. Por este motivos, os isômeros podem apresentar propriedades físicas 
e químicas diferentes uns dos outros. Os isômeros são classificados conforme mostrado a seguir 
 
Isômeros constitucionais: têm a mesma fórmula molecular, mas conectividades diferentes, o que significa que seus 
átomos estão conectados em uma ordem diferente: 
 Isomeria de função: os isômeros pertencem a grupos funcionais diferentes: 
propanal
(aldeído)
C3H6O
propanona
(cetona)
C3H6O
C
OH2
CH3C
H CH3CH3C
O
 
 Isomeria de cadeia: os isômeros pertencem à mesma função e apresentam cadeias carbônicas diferentes: 
 
 Isomeria de posição: os isômeros pertencem à mesma função, têm o mesmo tipo de cadeia, e diferem na 
posição do grupo funcional, insaturação ou ramificação 
 
 Isomeria de compensação ou metameria: os isômeros pertencem à mesma função, têm cadeia 
heterogênea e se diferem pela posição do heteroátomo. 
 
 Tautomeria: Os isômeros coexistem em solução aquosa e diferem pela estabilidade. É um caso especial de 
isomeria funcional. Ocorre em aldeídos e cetonas, que possuem hidrogênio no carbono vizinho à carbonila. 
 
 
Isomeria espacial ou estereoisomeria: estereoisômeros têm seus átomos conectados na mesma sequência e se 
diferem no arranjo dos seus átomos no espaço. A consideração dos aspectos espaciais da estrutura molecular é 
chamada de estereoquímica. 
 Isomeria geométrica: ocorre em compostos que possuem ligantes diferentes nos átomos de carbono 
envolvidos na ligação dupla. Isômeros geométricos são considerados diasteroisômeros, estereoisômeros cujas 
moléculas não são imagens especulares (espelhadas) entre si. 
C C
Cl
H H
Cl
C C
Cl
H Cl
H
trans-1,2-dicloroetenocis-1,2-dicloroeteno 
Cis: prefixo latino = deste lado 
Trans: prefixo latino = do outro lado. 
O termo cis indica que dois ligantes iguais estão no mesmo lado da ligação dupla, enquanto o termo trans 
indica que estes ligantes estão em lados opostos. Essa nomenclatura é utilizada quando dois carbonos apresentam 
os mesmos ligantes. 
Quando os átomos de carbono da ligação dupla apresentam mais que dois ligantes diferentes no conjunto, os 
isômeros são identificados pelas letras E ou Z. Z indica que os ligantes de maior prioridade estão orientados para o 
mesmo lado, enquanto E indica que os ligantes de maior prioridade estão orientados para lados opostos. 
C C
H3C
Cl CH3
H
C C
H3C
Cl H
CH3
(E)-2-colorobut-2-eno(Z)-2-clorobut-2-eno
1
2 3
4
maior 
prioridade
maior 
prioridade
maior 
prioridade
maior 
prioridade
 
Z  Zusammen = juntos 
E  Entgegen = opostos 
Para determinar a precedência dos ligantes é necessário identificar, primeiramente, o átomo ligado 
diretamente ao carbono que apresenta a maior massa. No exemplo acima, os ligantes do C2 são o cloro e o carbono. 
O peso atômico do cloro é 35,5 enquanto o do é 12. Portanto, o ligante de maior precedência em relação ao C2 é o 
cloro. No C3, os ligantes observados são carbono e hidrogênio. O peso atômico do hidrogênio é 1, portanto, o 
ligante de maior precedência para C3 é a metila. Assim, temos que a molécula da esquerda é o isômero E, enquanto 
a molécula à direita corresponde ao isômero E. Quando os átomos diretamente ligados ao carbono da ligação dupla 
são iguais, torna-se necessário avaliar os átomos subsequentes: 
C C
H2C
Cl H2C
H2C
CH3
OH
C C
H3C
Cl H2C
H2C
OH
CH3
maior 
prioridade
maior 
prioridade
maior 
prioridade
maior 
prioridade
isômero E isômero Z
 
 Isomeria óptica: ocorre em moléculas assimétricas ou quirais. Uma molécula quiral é aquela que não é 
sobreponível à sua imagem especular. Isômeros ópticos são considerados enantiômeros, estereoisômeros cujas 
moléculas são imagens especulares (espelhadas) não sobreponíveis entre si. 
H OH HO H
(S)-butan-2-ol (R)-butan-2-ol
* *
 
Estruturalmente, a existência de enantiômeros para uma molécula pode ser determinada pela presença de um 
átomo tetraédrico (p. ex. carbono sp3) ligado a quatro grupos diferentes. Este átomo é denominado centro quiral 
(ou estereocentro) e pode ser indicado por um asterisco (*). Veja que o centro quiral do butanol apresenta quatro 
ligantes distintos: metila, hidroxila, hidrogênio e etila, o que confere quiralidade à molécula. As ligações em negrito 
em forma de cunha indicam que o grupamento está para fora do plano, e as ligações em cunha e tracejadas, para 
trás do plano. 
Os enantiômeros de uma molécula podem ser identificados por (R) (proveniente de rectus, do latim, direito) 
ou (S) (provenientede sinister, do latim, esquerdo). Para atribuir as configurações (R) ou (S) é necessário, 
primeiramente, atribuir a prioridade para cada um dos quatro ligantes. Tal atribuição segue o mesmo padrão 
adotado para a isomeria geométrica, que se baseia na massa atômica dos ligantes, sendo que quanto maior a massa 
atômica maior a prioridade. Em seguida, posicionamos o modelo de modo que ogrupo de menor prioridade fique 
direcionado para longe do observador (projeção de Mewman). Por fim, traçamos um caminho que parte do grupo 
de maior prioridade (OH) em direção ao grupo de prioridade intermediária (etil), até chegar no grupo de menor 
prioridade (metil)dentro da projeção. Se o sentido deste trajeto for horário, teremos o enantiômero (R). Quando o 
sentido observado for anti-horário, teremos o isômero (S), conforme o exemplo abaixo: 
C
H2
C
H3C CH3
H OH
Prioridade = OH > CH3CH2 > CH3 > H
Et Me
OH
Projeção 
de Newman
Et Me
OH
Isômero (S)
 
É importante ter em mente que uma molécula pode apresentar vários centros quirais, o que implica na 
possibilidade de vários isômeros. A quantidade de enantiômeros possíveis para uma molécula é dada pela fórmula 
2n, onde n = quantidade de centros quirais. Assim, uma molécula com três centros quirais pode se apresentar na 
forma de oito diferentes diasteroisômeros. 
Diferente dos demais isômeros, os enantiômeros apresentam propriedades físicas iguais, porém diferenciam-
se em relação à sua atividade óptica. Quando um feixe de luz plano-polarizada incide em um enantiômero, ocorre 
uma rotação do plano da luz. Cada enantiômero gira o plano da luz plano-polarizada para uma direção com o 
mesmo valor, porém em direções opostas. Por isso, os enantiômeros são denomidados compostos opticamente 
ativos. 
H OH HO H
(S)-butan-2-ol (R)-butan-2-ol
rotação específica = +13,52 rotação específica = -13,52 
Quando a rotação ótica é positiva, o enantiômero que está sendo analisado é denominado 
dextrógero, e o símbolo (+) é antecedido ao nome e caso gire para a esquerda, que é negativo, o 
enantiômero denomina-se levógero e o símbolo (-) vai diante do nome do composto. O sentido da rotação 
da luz plano-polarizada é frequentemente incorporado ao nome dos compostos opticamente ativos. 
Assim, nomeia-se as moléculas acima (S)-(+)-butan-2-ol ou (R)-(-)-butan-2-ol. Vale ressaltar que não 
existe correlação entre as configurações dos enantiômeros e o sentido da rotação da luz plano-polarizada. 
 
6 INTRODUÇÃO ÀS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
Uma reação consiste na quebra de ligações entre os átomos de uma ou mais moléculas e a formação de 
outras novas ligações, criando moléculas diferentes. 
Existem quatro tipos gerais de reação: adição, eliminação, substituição e rearranjo. 
 Reações de adição: dois reagentes se unem para formar um único produto sem que haja “sobra” de 
átomos”. 
C C + H Br C C
H
H Br
H
HH
Etileno 
(alceno)
Bromoetano 
(haleto de alquila)
Estes dois reagentes...
...se adicionam, para 
formar este produto
 
 Reações de eliminação: um único reagente se divide em dois produtos, muitas vezes com a formação de 
uma pequena molécula, como água ou HBr. 
C C
H
H OH
H
HH
Etanol 
(álcool)
Este único reagente...
...origina estes dois 
produtos
Catálise ácida
C C
H
H H
H
+ H2O
Etileno
(alceno) 
 Reações de substituição: dois reagentes trocam partes para dar dois novos produtos. 
H3C
O
O
CH3
+ H
O
H Catálise ácida
H3C
O
O
H
+ H
O
CH3
Acetato de metila
éster
Ácido acético
(ácido carboxílico)
Metanol
(álcool)
Este dois reagentes...
...originam estes 
dois produtos
 
 Reações de rearranjo: um único reagente sofre uma reorganização de ligações e átomos para produzir um 
produto isomérico. 
C
C-2O3PO
O
C
OH
H H H H
C
C-2O3PO
C
O
H H
OHH
H
Este reagente...
...origina este isômero
como produto 
Existem duas maneiras pelas quais uma ligação covalente de dois elétrons pode se romper. Uma ligação pode 
quebrar de uma maneira eletronicamente simétrica, de modo que um elétron permaneça com cada fragmento de 
produto, ou uma ligação pode quebrar de maneira eletronicamente assimétrica, de modo que ambos os elétrons de 
ligação permaneçam com um fragmento de produto, deixando o outro com um orbital vazio. Diz-se que a clivagem 
simétrica é homolítica, e a clivagem assimétrica é dita heterolítica. 
A B A B+
 
Quebra de ligação simétrica (radicalar): um elétron da 
ligação fica com cada produto 
A B A+ B-+
 
Quebra de ligação assimétrica (polar): os dois elétrons 
da ligação ficam com um único produto 
 
O movimento de um elétron no processo simétrico é indicado usando “meia seta”, enquanto o movimento de 
dois elétrons no processo assimétrico é indicado usando uma curva de cabeça cheia 
Assim como existem duas maneiras pelas quais uma ligação pode se romper, há duas maneiras pelas quais 
uma ligação covalente de dois elétrons pode se formar. Uma ligação pode se formar de maneira eletronicamente 
simétrica se um elétron for doado à nova ligação por cada reagente ou de maneira não simétrica se ambos os 
elétrons de ligação forem doados por um reagente. 
A B A B+
 
Formação de ligação simétrica (radicalar): um elétron da 
ligação é doado por cada um dos reagentes 
A+ B- A+ B
 
Formação de ligação assimétrica (polar): dois elétrons 
da ligação são doados por um único reagente 
 
Processos que envolvem quebra simétrica de ligações e formação de ligações são chamados de reações 
radicalares. Um radical, frequentemente chamado de “radical livre”, é uma espécie química neutra que contém 
um número ímpar de elétrons e, portanto, tem um único elétron não pareado em um de seus orbitais. 
Processos que envolvem quebra de ligação assimétrica e formação de ligações são chamados de reações polares. As 
reações polares envolvem espécies que possuem um número par de elétrons e, portanto, possuem apenas pares de 
elétrons em seus orbitais. Processos polares são o tipo de reação mais comum em química orgânica, sendo 
abordados com mais detalhes a seguir. 
Nas reações químicas polares, áreas ricas em elétrons se atraem eletricamente e reagem com áreas 
deficientes em elétrons em grupos funcionais de moléculas. Embora a maioria dos compostos orgânicos sejam 
eletricamente neutros, certas ligações dentro de uma molécula, particularmente as ligações em grupos funcionais, 
são polares (ver sessões anteriores). Nas reações polares, as ligações são feitas quando um átomo rico em elétrons 
doa um par de elétrons a um átomo de pobre em elétrons, e as ligações são quebradas quando um átomo sai 
com os dois elétrons da ligação anterior. 
O movimento de um par de elétrons durante uma reação polar é indicado por uma flecha curva, que mostra 
para onde os elétrons se movem quando ligações nos reagentes são rompidas e ligações no produto são formadas. 
Portanto, um par de elétrons se move do átomo (ou ligação) na cauda da flecha para o átomo da ponta da flecha 
durante a reação. 
A+ B- A+ B
A seta curvada mostra que os elétrons
se movem de :B- para A+
Os elétrons que se moveram de :B- para A+
formaram esta nova ligação covalente
Eletrófilo
Pobre em elétrons
Nucleófilo
Rico em elétrons
 
O termo utilizado para se referir às espécies ricas em elétrons envolvidas nas reações polares é “nucleófilo”. 
Um nucleófilo é uma espécie que apresenta afinidade pelo núcleo (lembrando que o núcleo é carregado 
postitivamente). Um nucleófilo possui um átomo polarizado negativamente e rico em elétrons, que pode doar 
um par de elétrons para um átomo polarizado positivamente, para formar uma nova ligação. Um nucleófilo 
pode ser neutro ou carregado negativamente. Exemplos de nucleófilos incluem álcoois, aminas e água. 
Um eletrófilo, por sua vez, apresenta afinidade por elétrons. Ele apresenta um átomo pobre em elétrons, 
polarizado positivamente, e pode formar uma ligação aceitando um par de elétrons de um nucleófilo. Os 
eletrófilos podem ser neutros ou carregados positivamente. São exemplos de eletrófilos carbonilas e haletos de 
alquila. 
 
7 ADIÇÃO ELETROFÍLICA EM ALCENOS 
 
 Alcenos: Hidrocarbonetos insaturados por uma ligação dupla, de fórmula geral CnH2n 
 Ex: etileno (eteno) H2C=CH2 
 Contem 2 carbonos sp2 
 Ãngulo de ligação 120 º 
 Nomenclatura: sulfixo ENO (propeno, 2-buteno, 3-metil-2-hexeno) 
 
Nas reações de adição eletrofílica, um eletrófilo é adicionado ao substrato, que neste caso, é um alceno. A 
ligação π entre os carbonos do alceno representam uma região rica em elétrons, que atua como um nucleófilo para 
as reações de adição. Abaixo está ilustrado um esquema geral para as reações de adiçãoem alcenos, as quais as 
mais importantes serão apresentadas em seguida. 
C C Y+Z-
Y
C
Z
C
A ligação dupla é
composta por uma
ligação  e uma ligação 
A ligação  é quebrada e 
duas novas a ligação 
são formadas
+
 
Adição de H2 (hidrogenação catalítica) 
 obtenção de alcanos 
 
Nesta reação, a ligação dupla é hidrogenada ou reduzida. A redução é uma reação que resulta em um 
ganho de densidade eletrônica pelo carbono, causada pela formação de ligação entre carbono e um átomo menos 
eletronegativo – geralmente hidrogênio – ou pela quebra da ligação entre carbono e um átomo mais eletronegativo 
– geralmente oxigênio, nidrotênio ou halogênio. Em outras palavras, a redução pode ser resumida como formação 
de ligação C-H ou quebra de ligação C-O, C-N ou C-X. 
 
Adição de haletos de hidrogênio 
 obtenção de haletos de alquila 
 
Ordem de reatividade: HI > HBr > HCl 
Para alcenos assimétricos, ocorre a formação predominante de um produto, formado conforme a regra de 
Markovnikov. Segundo esta regra, na adição de HX a um alceno, o átomo de hidrogênio se adiciona ao átomo de 
carbono da ligação da dupla que já tem o maior número de átomos de hidrogênio: 
 
Nas reações de adição de haletos de hidrogênio a alcenos, o átomo de hidrogênio eletrofílico do HX é 
atacado pelos elétrons π da ligação dupla nucleofílica entre os carbonos, formando uma nova ligação C-H. Isso 
deixa o outro átomo de carbono com uma carga positiva e um orbital p vazio. Simultaneamente, os dois elétrons da 
ligação H-X movem-se para o halogênio, dando ânion de haleto. 
O íon haleto doa um par de elétrons ao carbono carregado positivamente, formando uma ligação C-X e 
gerando um produto de adição neutro. 
C C
H
C
X
C
H X
 
H
C CX
carbocátion
 
O intermediário de carbono carregado positivamente é chamado “carbocátion”. A adição do hidrogênio 
eletrofílico ao carbono mais hidrogenado é justificada pelo fato de que carbocátions mais substituídos são mais 
estáveis. Assim, carbonos terciários geram os carbocátions mais estáveis, enquanto carbonos primários geram 
carbocátions de baixa estabilidade. 
H C
H
H
R C
H
H
R C
R
H
R C
R
R
Metila Primário (1o) Segundário (2o) Terciário (3o)
Estabilidade
 
A maior estabilidade dos carbocátions terciários está relacionada com os efeitos indutivos, que resultam do 
deslocamento de elétrons em uma ligação σ em resposta à eletronegatividade de átomos próximos. Os 
elétrons de um grupo de alquilílico relativamente maior e mais polarizável podem se deslocar em direção à carga 
positiva vizinha mais facilmente que o elétron de um hidrogênio. Assim, quanto mais grupos alquilílicos estão 
ligados ao carbono carregado positivamente, mais densidade de elétrons se desloca em direção à carga , ocorrendo 
uma melhor estabilização indutiva do cátion. 
 
 
H C
H
H
Metila
Sem grupo alquila
doador de elétrons 
R C
H
H
Primário (1o)
Um grupo alquila
doador de elétrons 
R C
R
H
Segundário (2o)
Dois grupos alquilas
doadores de elétrons 
R C
R
R
Terciário (3o)
Três grupos alquilas
doadores de elétrons 
 
Outro fator que explica a estabilidade do carbocátion terciário é a hiperconjugação, que é a deslocalização 
dos elétrons (via sobreposição de orbitais) a partir de um orbital ligante preenchido com um orbital vazio adjacente. 
Neste sentido, quanto mais grupos de alquílicos existem no carbocátion, mais possibilidades existem para a 
hiperconjugação e mais estável é a carbocátion. 
 
Adição de halogênios 
 obtenção de haletos de alquila vicinais 
C C C
X
C
X
+ X2
X = Cl, Br, I
 
 
 
 
 
Adição de água (hidratação) 
 obtenção de álcoois 
 
Assim como as reações de adição de haleto de hidrogênio, para as reações de hidratação de alcenos é 
observado que os produtos são formados de acordo com a regra de Markovnikov. 
É importante também destacar que, para que uma reação aconteça, é necessário que a condição reacional 
estabelecida seja integralmente aplicada. Na reação de hidratação de alcenos, por exemplo, é importante que haja 
aquecimento, representado pela letra grega delta (Δ). Ainda neste exemplo, é indispensável o uso de um catalisador 
ácido (representado por “H+”) para que a reação se processe. Um catalisador é uma substância que aumenta a taxa 
de uma transformação química, fornecendo um mecanismo alternativo. Ao final da reação, o catalisador é 
regenerado à sua estrutura inicial. 
 
8 SUBSTITUIÇÃO ELETROFÍLICA EM COMPOSTOS AROMÁTICOS 
 
Compostos aromáticos (Ar) são o benzeno e outros compostos que se assemelham ao benzeno em 
comportamento químico. 
 
Segundo a regra de Hückel, para um composto ser aromático, a molécula tem que possuir núvens cíclicas de 
elétrons π deslocalizados acima e abaixo do plano do anel e tem que conter um total de 
4n + 2 = elétrons π 
sendo que n tem que ser um número inteiro diferente de zero: 
 
Benzenos monosubstituídos são nomeados sistematicamente da mesma maneira que outros hidrocarbonetos, 
com sulfixo –benzeno ao final do nome da cadeia principal: 
 
Arenos são benzenos alquil-substituídos. Se o substituinte alquílico é menor que o benzeno (seis ou menos 
carbonos), o areno é considerado um benzeno alquil-substituído. Se o substituinte alquílico for maior que o 
benzeno (sete carbonos ou mais), o composto é considerado um alcano com substituinte fenílico (Ph). 
Benzenos di-substuídos podem ter a posição do grupo identificada pelos termos orto, meta ou para, sendo 
orto = relação 1,2; meta = relação 1,3; para = relação 1,4: 
 
Embora a IUPAC preconize o uso de nomenclaturas oficiais, alguns aneis aromáticos têm suas 
nomenclaturas usuais permitidas, como o benzaldeído, mostrado no exemplo acima. Outros anéis amplamente 
difundidos são: 
 
Existem, ainda, os compostos heteroaromáticos, em que seu anel é constituído por pelo menos um 
heteroátomo. Exemplos incluem a piridina, pirrol, furano e tiofeno. 
 
Em detrimento das reações de adição à dupla – que acontecem nos alcenos – o benzeno sofre reações de 
substituição. Anéis aromáticos são menos reativos que alcenos, e a reação mais comum para compostos aromáticos 
é a substituição eletrofílica aromática, onde um eletrófilo reage com um anel aromático e substitui um dos 
hidrogênios: 
 
Todas as reações seguem um mesmo mecanismo padrão, onde reagentes se combinam para formar um forte 
eletrófilo E+ (geralmente um eletrófilo neutro reage com um catalisador), e seu contra-íon (X-) reage a seguir: 
E+
H
E
X- E
HX+
intermediário arênio 
Halogenação 
 obtenção de haletos de arila 
 
Nas reações de halogenação, o halogênio reage com o catalisador, haleto férrico, formando um complexo 
que se dissocia, gerando os íons FeX4
- e X+, altamente eletrofílico. Um par de elétrons π do anel benzênico ataca o 
halogênio catiônico, levando à formação de uma nova ligação C-X e de um intermiediário não-aromático 
carbocatiônico (íon arênio). A base remove H+ do intermediário arênio e o produto de substituição neutro se forma 
à medida que os dois elétrons da ligação C–H se movem para restaurar a aromaticidade do anel. 
 
Nitração 
 obtenção de nitrobenzeno 
 
 Sulfonação 
 obtenção de ácido benzeno-sulfônico 
 
Alquilação de Friedel-Crafts 
 obtenção de benzeno alquil-substituído 
 
A natureza de grupos presentes no anel aromático afetam tanto a reatividade quanto a orientação de 
uma futura substituição. 
 Grupos ativantes tornam o anel aromático mais reativo do que benzeno 
 Grupos desativantes tornam o anel aromático menos reativo do que benzeno 
 Orto-para dirigentes direcionam a futura substituição para as posições orto e para 
 Meta dirigentes direcionam a futura substituição para a posição meta 
Todos os grupos ativantes são também orto-para dirigentes, com exceção dos halogênios. Flúor, 
cloro, bromo e iodo são orto-para dirigentes, porém são fracos desativantes. Grupos alquílicos ou 
heteroátomos com par de elétrons livresdiretamente ligado ao anel são orto-para dirigentes, gerando 
predominantemente produtos substituídos nestas posições. Exemplos destes grupos são -CH3, -OH, -
OCH3, -NH2, -NHCOR. 
 
Os grupos –OH e –NH2 aumentam a reatividade do anel a ponto de, muitas vezes, não ser necessário uso de 
catalisador, além de ocorrer substituição tanto em orto como em para: 
 
Grupos fortemente retiradores de elétrons, como nitro, carboxila e sulfona, são desativantes de anel e dirigentes 
meta: 
 
A tabela a seguir resume a classificação dos principais grupos substituintes: 
Grupos Orientadores –orto, -para Grupos Orientadores –meta 
Ativadores Fortes Desativadores Moderados 
 
 
Ativadores Moderados Desativadores Fortes 
 
Ativadores Fracos 
 
 
Desativadores Fracos 
 
 
 
A característica comum de todos os grupos de ativantes é que eles doam elétrons ao anel, tornando o anel 
mais rico em elétrons, estabilizando o intermediário de carbocátion e diminuindo a energia de ativação para sua 
formação. Por outro lado, a característica comum de todos os grupos desativadores é que eles retiram elétrons do 
anel, tornando o anel mais deficiente em elétrons, desestabilizando o intermediário carbocatálico e elevando a 
energia de ativação para sua formação. 
Y H Y
Y
E
H
E
H
H Y
E
H
E+ E
+
E+
Y retiradores de elétrons;
intermediário carbocátion é menos
estável e o anel menos reativo
Y doadores de elétrons;
intermediário carbocátion é mais
estável e o anel mais reativo
Reatividade
 
Ao comparar os mapas de potencial eletrostático do benzaldeído (desativado), clorobenzeno (fracamente 
desativado) e fenol (ativado) ao benzeno, verifica-se que o anel é mais pobre em elétrons (amarelo-verde) quando 
grupos retiradores de elétrons como –CHO e –Cl estão presentes, enquanto grupos doadores de elétrons como –OH 
tornam o anel mais rico em elétrons (vermelho). 
 
 
C
O OH
Benzaldeído 
Cl
Clorobenzeno 
Benzeno 
OH
Fenol 
O caráter doador ou retirador de elétrons de um grupo funcional é controlado por uma interação de efeitos 
indutivos e efeitos de ressonância. Como discutido em seções anteriores, efeito indutivo é a retirada ou doação de 
elétrons através de uma ligação σ devido à eletronegatividade de átomos próximos. Halogênios, hidroxila, 
carbonila, nitrila (CΞN) e nitro indutivamente retiram elétrons através da ligação σ que liga o substituinte ao anel. 
O efeito é mais pronunciado em halobenzenos e fenóis, nos quais o átomo eletronegativo está diretamente ligado ao 
anel, mas também é significativo em compostos carbonílicos, nitrilas e compostos nitro, nos quais o átomo 
eletronegativo é mais distante. Grupos de alquílicos, por outro lado, indutivamente doam elétrons. Este é o mesmo 
efeito doador hiperconjugativo que faz com que os substituintes alquílicos estabilizem carbocátions. 
Cl OH C C N+
O
N
O-
O
    
CH3

 



Efeito Indutivo negativo (retiradores de elétrons)
Efeito Indutivo positivo (doadores de elétrons) 
Um efeito de ressonância é a retirada ou doação de elétrons através de uma ligação π devido à sobreposição 
de um orbital π no substituinte com um orbital π no anel aromático. Os substituintes carbonila, nitrila e nitro, por 
exemplo, retiram elétrons do anel aromático por ressonância. Os elétrons π fluem do anel para o substituinte, 
deixando uma carga positiva no anel. Note que os substituintes com um efeito de ressonância de retirada de 
elétrons têm a estrutura geral -Y=Z, onde o átomo Z é mais eletronegativo do que Y. 
Y
Z
Y
Z-


+
C
O


C N
O-
O
N




C
+
O
-
C N
O
O
N
-
-
-
+ +
Efeito ressonante de grupos
retirador de elétrons 
Por outro lado, os substituintes halogênios, hidroxila, alcoxila (OR) e amino doam elétrons ao anel aromático 
por ressonância. Pares de elétrons livres fluem dos substituintes para o anel, colocando uma carga negativa no anel. 
Substituintes com um efeito de ressonância doador de elétrons têm a estrutura geral –Y: , onde o átomo Y tem par 
de elétrons livre disponível para ser doado para o anel. 
Y
Cl OH O NH2
R
+ + +
- - - -
+
Y
-
+
Cl OH O NH2
R
Efeito ressonante de grupos
doadores de elétrons 
Efeitos indutivos e efeitos de ressonância não necessariamente atuam na mesma direção. Os substituintes de 
halogênio, hidroxila, alcoxila e amino, por exemplo, têm efeitos indutivos de remoção de elétrons devido à 
eletronegatividade do átomo de X, O ou N ligado ao anel aromático, mas têm efeitos de ressonância de doação de 
elétrons devido aos pares de elétrons livre nos átomos de –X, –O, ou –N. Quando os dois efeitos atuam em direções 
opostas, o efeito mais forte domina. Assim, os substituintes hidroxila, alcoxila e amino são ativadores porque seu 
efeito mais forte de ressonância de doação de elétrons supera seu efeito indutor de retirada de elétrons, mais fraco. 
Os halogênios, no entanto, são desativadores porque seu efeito indutor mais forte de remoção de elétrons supera 
seu efeito mais fraco de ressonância de doação de elétrons. 
Os efeitos indutivos e de ressonância são também responsáveis pela orientação das substituições eletrofílicas 
aromáticas. Substituições orto ou para em anéis que possuem grupos doadores de elétrons gera estruturas de 
ressonância mais estáveis, particularmente uma em que a carga positiva é estabilizada por doação de elétrons pelo 
heteroátomo do substituinte. Este intermediário não é observado quando a substituição ocorre em meta: 
OH
OH
NO2
H
OH
NO2
H
+
+
50%
OH
NO2
H
+
OH
NO2
H
+
Ataque
Orto
Mais estável
OH
NO2
H
+
OH
NO2
H
+
OH
NO2
H
+
Ataque
Meta
OH
+
NO2H
OH
NO2H
+
OH
NO2H
+
Mais estável
OH
NO2H
+
Ataque
Para
50%
0%
 
Por outro lado, substituições orto ou para em anéis que possuem grupos retiradores de elétrons gera 
estruturas de menos estáveis que substiuições meta: 
C
O H

C
O H
+
NO2
H
C
O H
+
NO2
H
C
O H
NO2
H
+
C
O H
+
NO2
H
C
O H
+
NO2
H
C
O H
NO2
H
+
19%
72%
C
O H
9%
NO2H
+
C
O H
NO2H
+
C
O H
NO2H
+
Menos estável
Menos estável
Orto
Meta
Para
Benzaldeído
 
 
9 ADIÇÃO NUCLEOFÍLICA EM COMPOSTOS CARBONÍLADOS 
 
 Aldeídos: carbonila (C=O) na extremidade da 
cadeia 
 Ex: formaldeído (metanal): H2C=O 
 Contêm 1 carbono sp2 
 Ângulo de ligação 120 º 
 Nomenclatura: sulfixo AL (propanal, butanal, 
hexanal) 
 
 Cetonas: carbonila (C=O) entre carbonos 
 Ex: acetona (propanona): H3C
C
CH3
O
 
 Contêm 1 carbono sp2 
 Ãngulo de ligação 120 º 
 Nomenclatura: sulfixo ONA (propanona, 
butanona, hexanona)
 
 Adições nucleofílicas a aldeídos e cetonas têm duas variações gerais. Em uma variação, o 
intermediário tetraédrico é protonado por água ou ácido para dar um álcool como o produto final. Na 
segunda variação, o átomo de oxigénio da carbonila é protonado e depois eliminado como OH- ou H2O para 
dar um produto com uma ligação dupla C=Nü. 
 
Os aldeídos são geralmente mais reativos que as cetonas nas reações de adição nucleofílica por razões 
estéricas e eletrônicas. Estericamente, a presença de apenas um grande substituinte ligado ao carbono C=O num 
aldeído versus dois substituintes grandes numa cetona significa que um nucleófilo é capaz de se aproximar mais 
rapidamente de um aldeído. Assim, o estado de transição que leva ao intermediário tetraédrico é menos 
congestionado e menor em energia para um aldeído do que para uma cetona. 
 
Eletronicamente, os aldeídos são mais reativos que as cetonas, devido à maior polarização do grupo 
carbonila do aldeído. Para ver essa diferença de polaridade, lembre-se da ordem de estabilidade das carbocátions. 
Um carbocátion primário é mais alto em energia e, portanto, mais reativo do que um carbocátion secundário, 
porque tem apenas um grupo alquila que estabiliza indutivamente a carga positiva em vez de dois. Do mesmo 
modo, um aldeído tem apenas um grupo alquílico queestabiliza indutivamente a carga positiva parcial no carbono 
carbonílico em vez de dois, é um pouco mais eletrofílico, e é portanto mais reativo do que uma cetona. 
+C
H
H
H
Carbocátion Primário
Menos estável, mais reativo
C+
H
H
Carbocátion Secundário
Mais estável, menos reativo
H
+C
H
O
R


Aldeído
Menos estável, mais reativo
C+
O
R
Cetona
Mais estável, menos reativo
R'


 
Adição de água (hidratação) 
 obtenção de diois vicinais 
 
Adição de álcool 
 obtenção de acetais ou hemiacetais 
___________________________________________________________________________________________________________ 
*Grupo de saída, também chamado de grupo abandonador (do inglês, leaving group), é o substituinte com um par de elétrons desemparelhado 
que sai do substrato em uma reação de substituição, ou seja, é o grupo que é substituído. 
 
 Um hemiacetal é derivado de um aldeído e possui uma hidroxila (-OH) e um grupo alcoxila (-OR) no mesmo 
carbono primário. 
 Um hemicetal é derivado de uma cetona e possui uma hidroxila e um grupo alcoxila no mesmo carbono 
secundário. 
 Um acetal possui dois grupos alcoxilas no mesmo carbono. 
A reação pode acontecer de modo intramolecular, gerando produtos ciclizados muito mais estáveis. Esta 
reação é observada na química de açúcares, na ciclicação de aldoses ou cetoses para a obtenção de furanoses e 
piranoses: 
 
 
10 SUBSTITUIÇÃO NUCLEOFÍLICA ACÍCLICA VIA ADIÇÃO-ELIMINAÇÃO 
 
Reações que envolvem ácidos carboxílicos e seus derivados são caracterizadas por uma adição nucleofílica-
eliminação no átomo de carbono acíclico (carbonílico). Assim, tem-se uma substituição no carbono carbonílico. 
Neste tipo de reação, um nucleófilo ataca o carbono carbonílico, gerando um intermediário tetraédrico que retorna a 
um grupo carbonila após a eliminação de um grupo de saída*: 
C O
L
R
Nu H C O
L
Nu
R
H
C O
LH
Nu
R C O
R
Nu
HL+
adição nucleofílica eliminação 
Entre os derivados do ácido carboxílico, ou derivados de acila, estão os cloretos de acila, anidrido ácido, 
éster e amida, dentre os quais os cloretos de acila são os mais reativos e as amidas menos reativas: 
 
 
 
 
C
CR
O
R
R
C
CR
O
R
H
< < C
CR
O
H
H
< C
CH
O
H
H
 
Em geral, a reatividade está relacionada com a facilidade com que o grupo abandonador L é eliminado. Entre 
todos estes grupos de saída, os íon cloreto, eliminados dos cloretos de ácido, são as bases mais fracas, enquanto as 
aminas, eliminadas das amidas, são as bases mais fortes. Adicionalmente, os derivados de acila fortemente 
polarizados reagem mais rapidamente que os menos polares. Os cloretos ácidos são os mais reativos porque o 
___________________________________________________________________________________________________________ 
*Reagente limitante é aquele que limita a quantidade de produto que pode ser produzido na reação. Isso significa que quando o reagente 
limitante é totalmente consumido, a reação para, mesmo que ainda hajam outros reagentes de partida. Os reagentes que sobram são 
considerados reagentes em excesso. A determinação do reagente limitante depende da quantidade inicial de cada um dos reagentes, e leva 
em conta a estequiometria da reação. 
 
átomo de cloro eletronegativo retira elétrons do carbono carbonílico por efeito indutivo, enquanto as amidas são as 
menos reativas por doarem elétrons para o carbono carbonílico por ressoância. 
 
Síntese de ésteres (esterificação) 
 Ésteres: possuem carbonila (C=O) ligada a carbono e alcoxila (-OR)  R-COO-R’ 
 Ex: acetato de etila (etanoato de etila) 
 Contem 1 carbono sp2 
 Ãngulo de ligação 120 º 
 Nomenclatura: sulfixos “ATO” (porção carbonílica) de “ILA” (porção alcoxílica). Ex.: propanoato de metila, 
butanoato de hexila. 
Ésteres podem ser obtidos a partir da reação de um ácool ou fenol com ácido carboxílico ou cloreto de ácido 
ou anidrido de ácido: 
 
A reação entre um ácido carboxílico e um álcool catalisada por ácido é denominada esterificação de Fischer. 
A utilização de excesso de ácido carboxílico ou de álcool (ou de fenol, se for o caso) aumenta o rendimento da 
reação, baseado no reagente limitante*. A escolha do reagente a ser usado em excesso depende do seu custo e 
disponibilidade. Remover a água do meio reacional à medida em que esta é formada também melhora o rendimento 
da reação. 
 
Ácidos carboxílicos cujas moléculas têm um grupo hidroxila no carbono γ ou δ sofrem uma esterificação 
intramolecular produzindo ésteres cíclicos conhecidos como lactonas: 
 
Ésteres podem ser hidrolisados em meio ácido, gerando ácido carboxílico e álcool. As reações de hidrólise 
também ocorrem por substituição nucleofílica via adição-eliminação. 
 
A hidrólise do éster em condições básicas é chamada de saponificação e produz um álcool e sal de sódio do 
ácido: 
 
 
Síntese de amidas 
 Amidas: possuem carbonila (C=O) ligada a nitrogênio  R-CONR’R” 
 Ex: acetato de etila (etanoato de etila) 
 Contem 1 carbono sp2 
 Ãngulo de ligação 120 º 
 Nomenclatura: sulfixo AMIDA (ex.: pentanamida, propanamida) 
 
A síntese de amidas ocorre de maneira bastante similar à síntese de ésteres. Amidas podem ser obtidas a 
partir da reação de aminas primárias ou secundárias com ácido carboxílico ou cloreto de ácido ou anidrido de 
ácido: 
 
Amidas sofrem hidrólise quando são aquecidas em solução aquosa ácida ou básica: 
 
 
11 SUBSTITUIÇÃO NUCLEOFÍLICA SN1 E SN2 
 
Nas reações de substituição nucleofílica, um nucleófilo substitui um grupo abandonador na molécula que 
sofre a substituição (chamada de substrato). O nucleófilo é sempre uma base de Lewis e pode ser negativamente 
carregado ou neutro. O grupo abandonador é sempre uma espécie que carrega um par de elétrons quando sai. 
Frequentemente o substrato é um haleto de alquila (R-X) e o grupo abandonador é um ânion haleto (X-). As reações 
de substituição nucleofílica se aplicam à obtenção de uma série de compostos, como álcoois, éteres e aminas, 
dependendo do nucleófilo utilizado. 
 
Em toda reação química, há uma relação direta entre a taxa na qual a reação ocorre e as concentrações dos 
reagentes. Quando medimos essa relação, medimos a cinética da reação. Nas reações de substituição nucleofílica 
bimolecular (SN2), se duplicarmos a concentração do nucleófilo, a taxa de contato entre os reagentes de partida 
também dobra e, consequentemente, a taxa de reação. Da mesma forma, se duplicamos a concentração de substrato, 
a taxa de reação dobra novamente. Chamamos tal reação, em que a taxa é linearmente dependente das 
concentrações dos dois reagentes de partida de uma reação de segunda ordem. 
Além de serem caracterizadas por uma cinética de segunda ordem, as reações SN2 apresentam um 
mecanismo característico, que ocorre em uma única etapa sem a formação de intermediários. O nucleófilo reage 
com o carbono eletrofílico a partir de uma direção oposta ao grupo que é deslocado, ou seja, o ataque ocorre por 
trás em relação ao grupo abandonador. À medida que o nucleófilo entra de um lado do carbono, o grupo 
abandonador se afasta do outro lado, gerando um estado de transição em que a ligação C-Nu é parcialmente 
formada e a ligação C-X é parcialmente rompida. Como consequência, a configuração do átomo de carbono 
começa a se inverter. Por fim, a ligação C-Nu é estabelecida e o grupo abandonador sai. A configuração do carbono 
se inverteu. 
 
Devido ao estado de transição na SN2 envolver a formação de ligações parciais entre o nucleófilo e o átomo 
de carbono do haleto de alquila, um substrato com substituintes volumosos pode ter a proximação do nucleófilo 
impedida estericamente. Neste sentido, temos que a reação é dificultada à medida que os átomos ligados ao 
carbono do haleto aumentam de tamanho. Portanto, haletos de metila são os substratos mais reativos nas reações 
SN2, seguidos de haletos primários. Haletos secundários retardam a reação, enquanto haletosterciários não são 
reativos. A reatividade relativa segue a ordem: metila > carbono primário > carbono secundário > carbono terciário. 
Outro fator importante é o grau de nucleofilicidade do nucleófilo. Espécies altamente nucleofílicas reagem 
mais facilmente que espécies de baixa nucleofilicidade. A nucleofilicidade exata de uma espécie em uma dada 
reação depende do substrato, do solvente e até mesmo das concentrações dos reagentes. Explicações detalhadas 
para as nucleofilicidades observadas nem sempre são simples, mas algumas tendências podem ser listadas: 
 A nucleofilicidade pode ter paralelismo com a basicidade ao comparar nucleófilos que possuem o mesmo 
átomo reagente. Ex.: O íon hidróxido é mais básico e mais nucleofílico que o íon acetato, que por sua vez é 
mais básico e mais nucleofílico que a água. Como “nucleofilicidade” é geralmente tomada como a afinidade 
de uma base de Lewis por um eletrófilo e “basicidade” é a afinidade de uma base para um próton, 
frequentemente verificamos correlação entre as duas propriedades. 
 A nucleofilicidade geralmente aumenta ao descer uma coluna da tabela periódica. Ex.: HS- é mais nucleofílico 
que HO-. A reatividade relativa dos haletos segue I- > Br- > Cl-. Descendo a tabela periódica, os elementos têm 
seus elétrons de valência cada vez mais distantes do núcleo, menos retidos e, conseqüentemente, mais reativos. 
 Os nucleófilos com carga negativa são geralmente mais reativos que os neutros. Como resultado, as reações 
SN2 são freqüentemente realizadas sob condições básicas, em vez de condições neutras ou ácidas. 
A natureza do grupo abandonador é uma variável que também influencia nas reações de SN2. Uma vez que o 
grupo de saída é expulso com uma carga negativa, os melhores grupos são aqueles que melhor estabilizam a carga 
negativa no estado de transição. Em geral, tem-se que os grupos que melhor estabilizam uma carga negativa são 
também as bases mais fracas. Temos a seguinte ordem relativa para a força das bases: F- > Cl- > Br- > I-. Bases 
fortes, como OH- e NH2- não são bons grupos de saída. 
As reações SN2 são fortemente afetadas pelo solvente. Os solventes próticos - aqueles que contêm um grupo 
OH ou NH - são geralmente os piores para as reações SN2, enquanto os solventes apróticos polares, que são 
polares, mas não têm um grupo OH ou NH, são os melhores. Isto deve-se ao fato de que solventes próticos, como 
etanol e água solvatam o reagente nucleofílico. As moléculas do solvente se atraem pelo nucleófilo através de 
forças intermoleculares o estabilizam, reduzindo sua reatividade. 
 
Reações via SN1, em contraste com as reações de SN2, têm uma velocidade que depende apenas da 
concentração do eletrófilo, e é independente da concentração do nucleófilo. Ou seja, ela apresenta uma cinética de 
primeira ordem, em que a concentração do nucleófilo não é uma variável que influencia na velocidade. 
Isto está relacionado com o mecanismo envolvido na reação. Reações que ocorrem em várias etapas possuem 
uma etapa chamada etapa determinante, que limita a reação e funciona como um “gargalo”, e é a etapa mais lenta 
do processo. Nas reações de SN1, esta corresponde à primeira etapa reacional, em que ocorre uma dissociação 
espontânea do haleto para gerar um carbocátion. O carbocátion reage rapidamente com o nucleófilo, gerando um 
produto protonado. O haleto captura este próton, permitindo a obtenção de um produto final neutro. 
 
Devido à formação do intermediário carbocátion, o padrão estereoquímico observado na reação é diferente 
daquele de uma SN2. O intermediário carbocátion pode reagir com um nucleófilo igualmente por ambos os lados, 
levando a uma mistura racêmica de enantiômeros. 
 
Apesar da racemização, o que geralmente é observado é um excesso do isômero de configuração invertida 
em relação ao substrato, devido aos pares iônicos envolvidos durante a reação. Se o ataque nucleofílico ocorre 
antes dos dois íons de dissociarem completamente, teremos a inversão da configuração. 
 
Como o passo limitante da velocidade em uma reação SN1 é a dissociação espontânea e unimolecular do 
substrato para produzir uma carbocátion, a reação é favorecida sempre que um intermediário de carbocátion 
estabilizado é formado. Quanto mais estável o intermediário carbocátion, mais rápida a reação SN1. Como 
discutido nas reações de adição em alcenos, a estabilidade dos carbocátions segue a ordem relativa: carbono 
terciário > carbono secundário > carbono primário > metila. 
Como na reação SN1 se forma um intermediário carbocátion, há a possibilidade de rearranjos para um 
carbocátion mais estável, quando este é vizinho ao carbono originalmente ligado ao haleto. Por exemplo, quando o 
haleto se dissocia de um carbono secundário e este está ligado a um carbono terciário, temos um rearranjo, e a 
substituição acontece no carbono terciário: 
 
Assim como para SN2, os melhores grupos de saída em reações SN1 são aqueles mais estáveis, obseervando-
se, portanto, a mesma ordem de reatividade: I- > Br- > Cl- >. Por outro lado, a natureza do nucleófilo, importante na 
SN2, não afeta uma reação via SN1, uma vez que a este não participa da etapa determinante da reação. 
Tem-se que uma melhor estabilização do carbocátion favorece uma reação SN1. Neste sentido, a interação 
íon-dipolo entre o carbocátion e um solvente polar prótico estabiliza melhor o carbocátion, aumentando a 
velocidade da reação. Assim, tanto a reação SN1 quanto a SN2 sofrem influência do solvente, mas de maneiras 
distintas: As reacões SN2 são desfavorecidas em solventes próticos, enquanto SN1 são favorecidas em solventes 
próticos. 
 
 
12 CÁLCULO DE RENDIMENTO REACIONAL 
 
O rendimento da reação corresponde à quantidade de produto produzido e depende da quantidade utilizada 
do reagente limitante. Para exemplificar, considere uma reação de síntese de ácido acetil salicílico que utilizou 3 g 
de ácido salicílico e 5 mL de anidrido acético (d = 1,08 g/mL). 
 
O primeiro passo é converver as quantidades utilizadas para mols. Todos os cálculos podem ser realizados 
utilizando-se “regra de três”. 
Ácido salicílico: 
1 mol – 138 g 
A mol – 3 g. 
A mol = 3 x 1 
 138 
A = 0,02 mol 
Também é importante estar atento para que as unidades de medida também sejam as mesmas. Assim, é 
necessário, com base na densidade, converter a quantidade utilizada de mililitro para grama, para somente depois 
determinar a quantidade de mols: 
 
 
 
 
Anidrido acético: 
1 mL – 1,08 g 
5 mL – B g. 
B g = 5 x 1,08 
 1 
B = 5,4 g 
 
1 mol – 102 g 
C mol – 5,4 g. 
C mol = 5,4 x 1 
 102 
C = 0,05 mol 
O segundo passo é encontrar o reagente limitante, que consiste naquele que será consumido por completo 
primeiro, fazendo com que a reação termine. Neste caso, o reagente limitante é o ácido salicílico, pois uma 
quantidade de mols menor (0,02) foi utilizada quando comparado com anidrido acético (0,05). Ou seja, ao final da 
reação, no máximo 0,02 mol de ácido acetilsalicílico pode ser obtido. Portanto, o rendimento máximo para a reação 
(100 %) corresponde a 3,6 g de ácido acetilsalicílico: 
Rendimento máximo de ácido salicílico: 
180 g – 1 mol 
D g – 0,02 mol. 
D g = 0,02 x 180 
 1 
D = 3,6 g  100 % de rendimento 
Vale ressaltar que durante os procedimentos de purificação dos compostos, podem haver perdas do produto 
obtido, o que implica em perda de rendimento. Por isto, é necessário verificar a massa obtida após a purificação e 
calcular o rendimento relativo. Suponha que foram pesados, ao término do procedimento, 3,3 g de ácido 
acetilsalicílico. Isto corresponde a um rendimento de 92 %: 
100 % - 3,6 g 
E % – 3,3 g 
E % = 3,3 x 100 
 3,6 
E = 92 % de rendimento. 
 
REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. 
ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
CLAYDEN,