Apostila-Completa-Quimica-Organica-1

Prévia do material em texto

1 
 
CENTRO UNIVERSITÁRIO FAVENI 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GUARULHOS – SP 
2 
 
SUMÁRIO 
1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................ 3 
2 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA ................................................................ 4 
3 ESTRUTURA DE COMPOSTOS ORGÂNICOS ..................................................... 4 
3.1 Representação da estrutura .................................................................................. 7 
4 FORÇAS INTERMOLECULARES E INTRAMOLECULARES ................................ 8 
4.1 Forças dipolo-dipolo .............................................................................................. 9 
4.2 Forças íon-dipolo .................................................................................................. 9 
4.3 Dipolo-dipolo induzido e forças de dispersão ...................................................... 11 
4.4 Ligações de hidrogênio ....................................................................................... 13 
4.5 Propriedades de compostos orgânicos ............................................................... 14 
5 CLASSIFICAÇÃO DOS CARBONOS ................................................................... 17 
5.1 Classificação dos carbonos quanto ao número de átomos de carbonos 
diretamente ligados ................................................................................................... 17 
5.2 Classificação dos carbonos quanto ao tipo de ligação covalente que possuem . 18 
6 CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS ................................................ 18 
6.1 Classificação quanto à presença de heteroátomos ............................................ 18 
6.2 Classificação quanto à presença de insaturação na cadeia ............................... 19 
6.3 Classificação quanto à presença de ramificações .............................................. 19 
6.4 Classificação quanto à presença de ciclos ......................................................... 20 
6.5 Classificação quanto à presença de anéis aromáticos ....................................... 21 
7 FUNÇÕES ORGÂNICAS ...................................................................................... 22 
8 COMPOSTOS DE CARBONO: TIPO DE LIGAÇÃO E NÚMERO DE ÁTOMOS .. 29 
9 CADEIAS CARBÔNICAS: INSATURAÇÃO E RAMIFICAÇÕES .......................... 31 
9.1 Cadeias abertas .................................................................................................. 31 
9.2 Cadeias fechadas ............................................................................................... 32 
3 
 
9.3 Cadeias mistas ................................................................................................... 34 
10 HIBRIDIZAÇÃO DE COMPOSTOS ORGÂNICOS ................................................ 34 
11 ESTRUTURA ATÔMICA E ORBITAIS MOLECULARES ...................................... 38 
11.1 Orbitais ............................................................................................................. 40 
12 NÚMEROS ATÔMICOS, NÚMERO DE MASSA E ISÓTOPOS ........................... 42 
12.1 Número atômico (Z) .......................................................................................... 42 
12.2 Número de massa (A) ....................................................................................... 43 
12.3 Elemento químico ............................................................................................. 44 
12.4 Íons ................................................................................................................... 45 
12.5 Isótopos ............................................................................................................ 46 
13 COMPOSIÇÃO DE MOLÉCULAS ........................................................................ 47 
14 ACIDEZ E BASICIDADE NA QUÍMICA ORGÂNICA ............................................. 51 
14.1 Ácidos e bases: a Visão de Bronsted-Lowr ...................................................... 58 
14.2 Ácidos e bases: a Visão de Lewis ..................................................................... 62 
15 COMO A ESTRUTURA AFETA A FORÇA DO ÁCIDO ......................................... 64 
16 ACIDEZ E BASICIDADE EM SISTEMAS BIOLÓGICOS ...................................... 70 
17 REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS ...................................................................... 73 
17.1 Bibliografia Básica ............................................................................................ 73 
17.2 Bibliografia Complementar ................................................................................ 73 
 
 
3 
 
1 INTRODUÇÃO 
Prezado aluno! 
 
O Grupo Educacional FAVENI, esclarece que o material virtual é semelhante 
ao da sala de aula presencial. Em uma sala de aula, é raro – quase improvável - um 
aluno se levantar, interromper a exposição, dirigir-se ao professor e fazer uma 
pergunta, para que seja esclarecida uma dúvida sobre o tema tratado. O comum é 
que esse aluno faça a pergunta em voz alta para todos ouvirem e todos ouvirão a 
resposta. No espaço virtual, é a mesma coisa. Não hesite em perguntar, as perguntas 
poderão ser direcionadas ao protocolo de atendimento que serão respondidas em 
tempo hábil. 
Os cursos à distância exigem do aluno tempo e organização. No caso da nossa 
disciplina é preciso ter um horário destinado à leitura do texto base e à execução das 
avaliações propostas. A vantagem é que poderá reservar o dia da semana e a hora 
que lhe convier para isso. 
A organização é o quesito indispensável, porque há uma sequência a ser 
seguida e prazos definidos para as atividades. 
 
Bons estudos! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
2 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA 
Nos primeiros estudos químicos realizados, os compostos eram divididos em 
compostos orgânicos provenientes de organismos vivos e inorgânicos relacionados 
aos minerais. Hoje, a química é unificada, e o que distingue os compostos orgânicos 
é que todas essas substâncias apresentam o átomo de carbono em sua estrutura 
(McMURRY, 2012). Pode-se dizer, então, que a química orgânica trata do estudo dos 
compostos de carbono. No entanto, além desse elemento essencial, as moléculas 
orgânicas são constituídas, também, pelo elemento hidrogênio, em sua maioria, por 
nitrogênio, oxigênio, enxofre, cloro, fósforo, entre outros elementos. 
Diferentemente do que era explicado antigamente, hoje se sabe que nem todos 
os compostos de carbono são derivados de organismos vivos. Corantes, aditivos em 
alimentos, remédios, polímeros e outras substâncias conhecidas são preparados em 
laboratórios de química. A química orgânica é a ciência que está presente em muitos 
lugares, a começar pelo nosso próprio organismo. Das áreas da química, a parte 
relacionada à química orgânica é, sem dúvida, uma das mais aplicáveis ao cotidiano. 
3 ESTRUTURA DE COMPOSTOS ORGÂNICOS 
Uma distinção entre compostos orgânicos e inorgânicos foi iniciada por volta 
da década de 1780. Compostos orgânicos eram definidos como aqueles provenientes 
de organismos vivos, enquanto os compostos inorgânicos derivados de fontes não 
vivas (SOLOMONS; FRYHLE, 2001). Juntamente a essa ideia, havia uma crença, 
chamada de “vitalismo”, que trazia a ideia de que a intervenção de uma “força vital” 
era necessária para que se realizasse a síntese de um composto orgânico. Além 
disso, de acordo com os químicos da época, essa síntese só poderia ocorrer em 
organismos vivos, e não em frascos de um laboratório de química. (McMURRY, 2012) 
 Essa ideia foi mantida até que, entre os anos 1828 e 1850, vários dos 
compostos tidos como “orgânicos” foram sintetizados a partir de fontes claramente 
‘inorgânicas”. Friedrich Wöhler, em 1828, conseguiu realizar a primeira dessassínteses e descobriu que o composto orgânico ureia, um constituinte da urina, poderia 
ser obtido quando ocorrida a evaporação de uma solução aquosa que continha o 
composto inorgânico cianato de amônio (Figura 1). 
 
5 
 
 
 
 
A ideia de “vitalismo” foi desaparecendo aos poucos, nos termos científicos, 
depois da experiência de Wöhler, mas tornou real o aparecimento da química 
orgânica, fato ocorrido em 1850. O termo “orgânico” continua, até hoje, sendo usado 
com o significado de “o que vem dos organismos vivos”, da mesma maneira como em 
“produtos orgânicos”, “vitaminas orgânicas”, entre outros termos comumente usados 
e ouvidos entre as pessoas (SOLOMONS; FRYHLE, 2001). 
Os produtos orgânicos, também chamados de alimentos orgânicos, tratam de 
uma cultura que foi produzida sem o uso de pesticidas ou fertilizantes sintéticos, e sim 
apenas com adubo orgânico proveniente de dejetos de animais, um meio natural de 
produção de fertilizantes. Hoje, na ciência, os estudos de compostos provenientes de 
organismos vivos são chamados de química de produtos naturais. 
O carbono tem uma importância fundamental no estudo da química orgânica, o 
que pode ser explicado, além de outras teorias, pelo fato de o carbono ser um 
elemento do grupo 4A na tabela periódica e, assim, compartilhar quatro elétrons de 
valência e formar quatro ligações covalentes fortes. O carbono sozinho pode formar 
uma grande diversidade de compostos, desde o metano, que contém apenas um 
átomo de carbono, até o DNA, que pode conter muitos átomos (McMURRY, 2012). 
A estrutura dos compostos orgânicos foi, inicialmente, sendo desvendada com 
as ideias de Archibald Couper (1831–1892) e Kekulé sobre o comportamento químico 
do átomo de carbono a partir da segunda metade do século XIX (McMURRY, 2012). 
Eles descreveram a base de uma das teorias mais fundamentais na química, a teoria 
da estrutura, sobre a qual pode-se dizer o que segue. 
 
 Os átomos dos elementos em compostos orgânicos podem formar um 
número de ligações determinado, de acordo com o que é conhecido por 
 
6 
 
valência. O carbono, por exemplo, é tetravalente, o que quer dizer que 
pode realizar quatro ligações. Já o oxigênio é divalente, podendo formar 
duas ligações, e o hidrogênio e (na maioria das vezes) os halogênios 
são monovalentes, realizando uma ligação apenas (Figura 2). 
 
 
 Um átomo de carbono pode utilizar uma ou mais de suas valências para 
formar ligações com outros átomos de carbono (Figura 3). 
 
 
 Além disso, átomos de carbono ligam-se diretamente entre si ou com 
outros elementos, formando estruturas denominadas cadeias 
carbônicas. (McMURRY, 2012) 
 
 
7 
 
3.1 Representação da estrutura 
A estrutura de Lewis representa os símbolos químicos nos quais os elétrons de 
valência são representados por pontos. Estruturas de Lewis são úteis, pois nos 
mostram que os átomos estão ligados e também se há algum átomo que possui 
elétrons livres. 
 Ao escrever as estruturas de Lewis, juntamos as moléculas ou os íons dos 
átomos constitutivos, mostrando somente os elétrons de valência, os quais são os 
elétrons localizados na camada mais externa do átomo. O número de elétrons de 
valência de um átomo pode ser verificado na tabela periódica, pois ele é igual ao 
número do grupo ao qual pertence o átomo. Por exemplo, o carbono está no grupo 4A 
e possui quatro elétrons de valência (Figura 4). 
 
 
Nas estruturas de Kekulé (Figura 5), os elétrons de ligação são desenhados 
como linhas, e os elétrons de pares isolados são, geralmente, deixados de fora, a 
menos que sejam necessários para chamar a atenção para alguma propriedade 
química da molécula. Embora os elétrons de pares isolados possam não ser 
mostrados, deve-se lembrar que átomos neutros de nitrogênio, oxigênio e halogênio 
terão um par, no caso de nitrogênio, dois pares, no caso do oxigênio, e três pares no 
caso de um halogênio (BRUICE, 2006). 
 
 
8 
 
É comum verificarmos as estruturas simplificadas pela omissão de algumas 
(ou, em alguns casos, de todas) das ligações covalentes e colocar átomos ligados a 
um carbono particular (ou nitrogênio ou oxigênio) próximo a ele com um subscrito para 
indicar quantas vezes esse átomo aparece. Esses tipos de estruturas são 
denominados estruturas condensadas (Figura 6). 
 
 
Veja, na Figura 7, possibilidades de representação para a molécula de 
propanol. 
 
4 FORÇAS INTERMOLECULARES E INTRAMOLECULARES 
As moléculas interagem entre si. Por mais simples que essa constatação seja, 
ela pode ser observada pela existência de estados condensados. Por exemplo, a 
interação entre as moléculas de água, à temperatura ambiente, faz com que 
permaneçam no estado líquido ou a interação entre os íons de um sal que reflete no 
seu estado sólido. Mas qual é a origem dessas forças de atração? Qual a sua relação 
com as propriedades físicas dos compostos? Por que os hidrocarbonetos butano 
(C4H10), hexano (C6H14) e o triacontano (C30H62), são respectivamente, gasoso, líquido 
e sólido? Visto que pertencem à mesma classe de compostos e são constituídos pelos 
mesmo elementos, carbono e hidrogênio. (McMURRY, 2012) 
 
 
9 
 
4.1 Forças dipolo-dipolo 
As forças dipolo-dipolo estão presentes em moléculas polares. A diferença de 
eletronegatividade dos átomos que constituem a molécula gera uma deslocalização 
eletrônica e, consequentemente, a formação de polos positivos e negativos na 
molécula. Essa separação de cargas chama-se momento de dipolo. Dessa forma, o 
polo positivo de uma molécula interage com o polo positivo de outra gerando uma 
interação (ATKINS; JONES, 2013). Pense na molécula de clorometano (CH3Cl), como 
o cloro é mais eletronegativo que o carbono, a carga parcial negativa se localiza no 
cloro, conforme ilustrado na Figura 1(a), enquanto que a carga parcial positiva está 
localizada no grupo CH3. Nos líquidos, considere que o clorometano esteja em estado 
líquido, as moléculas possuem liberdade de movimento e, assim, se alinham de forma 
que os polos opostos possuem interação atrativa máxima, como mostrado na Figura 
1(b). 
 
 
 
4.2 Forças íon-dipolo 
Uma vez entendida a presença de momento de dipolo em uma molécula polar, 
as forças íon-dipolo surgem da interação entre um íon, que pode ser um cátion (íon 
positivo) ou um ânion (íon negativo), e uma molécula polar (CHANG; GOLDSBY, 
 
10 
 
2013). Imagine que o sal iodeto de sódio (NaI), composto por cátions Na+ e ânions I-
, seja adicionado a um líquido composto por uma substância polar. Como você espera 
que seja a interação? O cátion irá interagir com o polo negativo da substância, ao 
passo que o ânion terá atração pelo polo oposto. Essas interações são representadas 
na Figura 2. O líquido discutido nesse exemplo pode ser água, que possui o polo 
negativo localizado no oxigênio e o polo positivo espalhado pelos hidrogênios, dessa 
forma, explicando a solubilidade de sais em água. 
 
 
 
A lei de Coulomb é uma outra maneira de entender as forças do tipo íon-dipolo. 
A intensidade dessa interação irá depender do tamanho do íon e da sua carga (+1, 
+2, +3, etc.), como também do momento de dipolo e tamanho da molécula. Aplicando 
esses conceitos aos íons Na+ e Mg2+ e às moléculas cloropropano (C3H7Cl) e 
bromopropano (C3H7Br), a maior interação possível ocorrerá entre o Mg2+ e o 
cloropropano. Isso se deve ao fato de a carga do magnésio ser maior e o seu tamanho 
ser menor, assim o íon possui a carga mais concentrada. Da mesma forma, o cloro é 
mais eletronegativo que o bromo e, por consequência, apresentará um momento de 
dipolo maior, ou seja, maior polarização. Sendo assim, o Mg2+ e o cloropropano 
formam o par que apresenta maior atração. (BRUICE, 2006) 
 
11 
 
4.3 Dipolo-dipolo induzido e forças de dispersão 
Até o momento foram discutidas as interações entre espécies que possuem 
carga ou um momento de dipolo, onde prevalecem as forças eletrostáticas,mas como 
são as interações de moléculas apolares? Considere duas possibilidades, a primeira, 
referente à interação entre uma molécula polar com uma molécula apolar e a segunda, 
a interação entre duas moléculas apolares. 
No primeiro caso, descrito por Peter Debye, o ponto principal é o efeito causado 
ao composto apolar quando colocado na presença de uma molécula polar. A molécula 
apolar possui uma distribuição eletrônica uniforme (Figura 3a) que sofre uma distorção 
na presença de uma espécie com carga (Figura 3b). Essa distorção resulta em uma 
espécie de dipolo, denominado dipolo induzido (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
Dessa forma, os polos existentes na espécie polar induzem a formação de 
polos na espécie apolar. Esse mesmo fenômeno é observado quando se considera 
um íon, ao invés de um composto polar. Existirá a formação de um dipolo induzido 
devido à interação com a carga (Figura 3c). Nesse caso, a interação entre essas 
espécies denomina-se interação íon-dipolo induzido. 
 
 
12 
 
A existência de um dipolo induzido não depende somente da intensidade da 
carga ou do polo presente na molécula, mas também na polarizabilidade da espécie 
apolar, onde a polarizabilidade é a facilidade com que a distribuição eletrônica é 
distorcida. Quanto maior o número de elétrons presentes em uma molécula, maior 
será a polarizabilidade, pois menor será a atração pelo núcleo e maior será a difusão 
desses elétrons pela molécula. (CHANG; GOLDSBY, 2013) 
Considerando a definição de polarizabilidade, o segundo caso surge pelo 
movimento dos elétrons na estrutura do composto. Em determinado momento, o 
arranjo eletrônico, em uma molécula apolar, pode resultar na formação de um 
momento de dipolo, denominado dipolo instantâneo. No instante seguinte, um novo 
arranjo eletrônico levará à formação de um novo dipolo instantâneo e esse processo 
se repete inúmeras vezes. A existência desse dipolo instantâneo induz a formação de 
dipolos nas moléculas apolares vizinhas. 
Da formação desses momentos de dipolo que surgem as forças de dispersão, 
que são forças atrativas resultantes da interação entre os dipolos instantâneos 
induzidos. As forças de dispersão, descritas por Eisenschitz e London (1930), e por 
isso também denominadas forças de London, são mais significativas em compostos 
com massa molar maior, pois a estrutura possui mais elétrons e assim, maior 
probabilidade de existirem dipolos instantâneos. A Figura 4 ilustra as interações entre 
os dipolos instantâneos formados em moléculas apolares. (CHANG; GOLDSBY, 
2013) 
 
 
 
13 
 
4.4 Ligações de hidrogênio 
De um modo geral, as forças intermoleculares mostradas anteriormente são 
universais, ao passo que as forças de dispersão se aplicam a todas as moléculas, não 
dependendo de sua natureza química, as interações dipolo-dipolo dependem somente 
da polaridade da molécula. Porém, analisando algumas substâncias, você pode 
observar tendências que fogem a esse padrão. Exemplificando, se você comparar o 
metano (CH4) com o tetra-hidreto de estanho (SnH4), verá que o SnH4 possui maior 
interação intermolecular do que o (CH4), fato que é explicado pela maior massa do 
SnH4 e, consequentemente, forças de dispersão mais intensas. 
Por outro lado, as interações entre as moléculas de H2O são significativamente 
maiores que as interações entre moléculas de H2S. O mesmo comportamento é 
observado para a amônia (NH3) e o fluoreto de hidrogênio (HF), sugerindo que existam 
forças de interação mais fortes nesses compostos. Essas forças são chamadas, 
conforme descrição de Linus Pauling (1960), de ligação de hidrogênio. Essa interação 
está presente em compostos onde o átomo de hidrogênio está ligado a um átomo 
pequeno e fortemente eletronegativo, mais especificamente N, O ou F. Em moléculas 
que possuem a ligação H-F, H-O ou H-N, o hidrogênio de uma molécula é atraído pelo 
par de elétrons livres dos átomos de F, O ou N presente na molécula vizinha. (ATKINS; 
JONES, 2013). A Figura 5 ilustra as interações por ligações de hidrogênio de 
moléculas de H2O, NH3 e HF. (CHANG; GOLDSBY, 2013) 
 
 
 
14 
 
 
4.5 Propriedades de compostos orgânicos 
Conhecendo os modos de interação possíveis entre as moléculas, a análise 
das propriedades físicas das substâncias fica mais intuitiva. Se uma molécula 
apresenta maior força de interação, maior será o seu ponto de fusão e ponto de 
ebulição. Da mesma forma, se a atração entre as espécies é intensa, mais próximas 
elas estão e, por consequência, maior será a sua densidade. Você iniciará a discussão 
das propriedades físicas de compostos orgânicos através da comparação de 
compostos da mesma classe, no caso, alcanos, cetonas e ácidos carboxílicos, e 
posteriormente irá utilizar esses conceitos aplicados em sistemas biológicos. 
Inicialmente, compare os pontos de ebulição do butano com o da butanona, e 
do pentano com o da pentanona. O butano e o pentano são moléculas apolares que 
apresentam somente dipolo instantâneo. Esse dipolo instantâneo leva à formação de 
um dipolo induzido instantâneo nas moléculas vizinhas e, com isso, surgem as 
interações intermoleculares nos alcanos. Por outro lado, as cetonas são moléculas 
polares, ou seja, possuem momento de dipolo. Como esse dipolo é permanente, a 
interação entre os polos opostos presentes nas cetonas é constante, formando uma 
interação mais forte. (McMURRY, 2012) 
E, realmente, os dados experimentais corroboram esse pensamento. O ponto 
de ebulição das cetonas é maior do que dos alcanos, comparando sempre moléculas 
com o mesmo número de carbonos. Isso significa que é necessário haver mais energia 
para separar duas moléculas de cetona do que os alcanos correspondentes. Por que 
 
15 
 
é importante comparar compostos com o mesmo número de carbonos? Porque a 
massa molar dos compostos também influencia nas propriedades físicas. Assim, o 
ideal é comparar compostos com massas molares semelhantes. (BRUICE, 2006) 
Para embasar essa afirmação, observe que o ponto de ebulição do octano 
(C8H18) é 125°C, maior que o ponto de ebulição da 3-pentanona (p.e. = 102°C). Isso 
significa que o somatório de forças de dispersão presentes no octano (massa molar = 
104 g/mol) é maior que o somatório de interações dipolo-dipolo presentes na 3-
pentanona (massa molar = 86 g/mol). Você pode pensar em área de interação, quanto 
maior o composto maior a área que ele interage com as moléculas vizinhas. 
(McMURRY, 2012) 
Passando para o caso dos dois ácidos carboxílicos apresentados, as moléculas 
são isômeras de posição, assim possuem a mesma massa molar e diferem na posição 
dos substituintes no anel aromático. Enquanto o ácido 2-hidroxibenzoico possui ponto 
de fusão igual a 160°C, o 4-hidroxibenzoico possui ponto de fusão igual a 215°C. 
Nesse caso, a explicação para essa diferença não está vinculada ao tipo de interação 
ou a massa molar dos compostos. O fato de o ácido 2-hidroxibenzoico apresentar a 
possibilidade de realizar uma interação intramolecular do tipo ligação de hidrogênio 
reduz as interações com as moléculas vizinhas, fazendo com que as forças de 
interação intermolecular sejam menores. Veja o Quadro 1. 
 
16 
 
 
 
A solubilidade de compostos orgânicos segue uma regra geral onde 
“semelhante dissolve semelhante”. Em outras palavras, solventes polares dissolvem 
moléculas polares e solventes apolares dissolvem moléculas apolares. O princípio é 
o mesmo, os polos positivos e negativos do soluto irão interagir com os polos opostos 
do solvente. Essa interação faz com que as moléculas do solvente se localizem ao 
redor da molécula do soluto, causando a separação entre as moléculas do soluto. 
Essa interação é denominada solvatação. (McMURRY, 2012) 
Considere a adição de um alcano em água. Como o composto apolar não 
possui momento de dipolo, não haverá forças de atração com a água, que é um 
composto polar. Você pode imaginar que o dipolo permanente da água poderiainduzir 
a formação de um dipolo no hidrocarboneto. Porém, para que o alcano se solubilizasse 
na água, seria necessário que o composto apolar rompesse as ligações de hidrogênio 
da água, que são fortes. Dessa forma, o que acontece é que os dois solventes não se 
 
17 
 
misturam. A mesma explicação é aplicada à ausência de solubilidade de óleo em 
água. 
Agora pense na estrutura dos álcoois. Os álcoois são formados por uma cadeia 
carbônica apolar, semelhante a um alcano, e por um grupo hidroxila, semelhante à 
água. Isso torna um álcool, uma estrutura polar ou apolar? A resposta está no tamanho 
da parte apolar. De um modo geral, álcoois com cinco carbonos ou mais são insolúveis 
em água, pois prevalecem as interações apolares. Ao passo que para os exemplos 
da Figura 6, o propanol é solúvel em água e o decanol não. (McMURRY, 2012) 
 
 
5 CLASSIFICAÇÃO DOS CARBONOS 
5.1 Classificação dos carbonos quanto ao número de átomos de carbonos 
diretamente ligados 
 Carbono metílico: carbono que não está diretamente ligado a outro 
átomo de carbono; 
 Carbono primário: carbono diretamente ligado a outro átomo de carbono; 
 Carbono secundário: carbono diretamente ligado a outros dois átomos 
de carbono; 
 Carbono terciário: carbono diretamente ligado a outros três átomos de 
carbono; 
 Carbono quaternário: carbono diretamente ligado a outros quatro 
átomos de carbono. 
 
Como exemplo, na molécula a seguir, cada carbono foi classificado de acordo 
com a regra proposta. Os carbonos primários são simbolizados com o número 1, os 
secundários, com 2, os terciários, com 3, os quaternários, com 4, e o carbono metílico 
está simbolizado com a letra “m”. 
 
18 
 
 
5.2 Classificação dos carbonos quanto ao tipo de ligação covalente que 
possuem 
 Saturado: carbono que apresenta apenas ligações simples; 
 Insaturado: carbono que apresenta uma ligação dupla, uma ligação tripla ou 
duas ligações duplas. No exemplo a seguir, percebe-se que a molécula tem 
três carbonos saturados, simbolizados com a letra “s”, e quatro carbonos 
insaturados, simbolizados com a letra “i” 
 
 
6 CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS 
6.1 Classificação quanto à presença de heteroátomos 
Heteroátomos são átomos diferentes de carbono, que obrigatoriamente se 
encontram diretamente ligados a dois ou mais átomos de carbono. (BRUICE, 2006) 
Assim, tem-se: 
 
 Cadeias homogêneas: cadeias sem heteroátomos; 
 Cadeias heterogêneas: cadeias que apresentam pelo menos um 
heteroátomo. 
 
O átomo de oxigênio presente na molécula do etoxietano é um heteroátomo, 
pois está entre dois carbonos. Já o oxigênio do álcool butan-1-ol está ligado a apenas 
um carbono, logo, não se classifica como heteroátomo. Portanto, o etoxietano 
apresenta cadeia heterogênea, enquanto o butan-1-ol apresenta cadeia homogênea. 
 
19 
 
 
 
6.2 Classificação quanto à presença de insaturação na cadeia 
 Cadeia saturada: apresenta apenas ligações simples entre carbonos; 
 Cadeia insaturada: apresenta pelo menos uma ligação dupla ou tripla 
entre carbonos. 
 
Note que, apesar de as moléculas de but-2-en-1-ol e de butanal apresentarem 
carbonos insaturados, apenas a cadeia do but-2-en-1-ol é classificada como 
insaturada. Isso ocorre porque o butanal não apresenta ligação dupla ou tripla entre 
carbonos, então sua cadeia é classificada como saturada. 
 
6.3 Classificação quanto à presença de ramificações 
 Cadeia normal: cadeias compostas por carbonos primários e/ou 
metílicos em suas extremidades e por carbonos primários e/ou 
secundários em seu interior; 
 Cadeias ramificadas: cadeias compostas por carbonos primários e/ou 
metílicos em suas extremidades e por carbonos secundários e/ou 
terciários e/ou quaternários em seu interior. 
 
O pentano é um composto orgânico de cadeia normal, pois apresenta carbonos 
primários (CH3) em suas extremidades e três carbonos secundários (CH2) em seu 
interior. O 2-metilbutano, por sua vez, é um composto orgânico de cadeia ramificada, 
pois apresenta carbonos primários em suas extremidades (CH3), e um carbono 
terciário (CH) e um carbono secundário (CH2) em seu interior. (McMURRY, 2012) 
 
20 
 
 
 
É importante ressaltar que heteroátomos são desconsiderados para efeito de 
definição de cadeias normais ou ramificadas. O mesmo vale para átomos diferentes 
de carbono ligados às extremidades das cadeias. (McMURRY, 2012) 
 Seguem exemplos de compostos orgânicos com átomos diferentes de carbono 
ligados a pelo menos uma de suas extremidades, sendo estas destacadas com 
estrelas. O butan-1-ol e o butan-2-ol contêm dois carbonos primários em sua 
extremidade e dois carbonos secundários em seu interior, logo, suas cadeias são 
classificadas como normais. Já o 2-metilpropan-1-ol apresenta três carbonos 
primários e um carbono terciário em seu interior, caracterizando sua cadeia como 
ramificada. 
 
6.4 Classificação quanto à presença de ciclos 
 Cadeia acíclica: cadeia que contém duas ou mais extremidades. Todos 
os exemplos de compostos orgânicos vistos até o momento neste 
capítulo apresentam cadeia acíclica; 
 Cadeia cíclica: cadeia que não apresenta extremidade. As cadeias 
cíclicas podem ser saturadas, contendo apenas ligações simples, ou 
insaturadas, contendo pelo menos uma insaturação; pode conter 
também heteroátomo; 
 Cadeia mista: cadeia composta por pelo menos uma parte cíclica ligada 
em pelo menos uma parte acíclica. 
 
O ciclopentano é um exemplo de composto orgânico com cadeia cíclica 
saturada e o cicloexeno é um exemplo de composto orgânico com cadeia cíclica 
insaturada. 
 
21 
 
 
 
Caso o composto orgânico apresente cadeia cíclica contendo seis carbonos 
com três ligações duplas alternadas com três ligações simples, tem-se uma cadeia 
cíclica aromática, como observado no benzeno e no fenol. 
 
 
O metilcicloexano é um composto orgânico de cadeia mista consistindo em uma 
cadeia cíclica de seis carbonos ligada a uma cadeia aberta de um carbono. O 
etinilestradiol é um composto orgânico de cadeia mista insaturada, que apresenta 
quatro ciclos ligados a duas cadeias acíclicas de um e dois carbonos. 
 
 
6.5 Classificação quanto à presença de anéis aromáticos 
Quando o composto orgânico apresentar pelo menos um anel aromático, ele 
será classificado como aromático; caso não apresente nenhum anel aromático, ele 
será classificado como alifático. (McMURRY, 2012) 
 
 
22 
 
7 FUNÇÕES ORGÂNICAS 
Os compostos orgânicos podem apresentar diversos padrões estruturais, 
dependendo de sua constituição atômica. Dessa forma, para facilitar sua identificação 
e a construção de regras para sua nomenclatura, sistematizou-se um conjunto de 
classes ou funções orgânicas. 
Em cada função orgânica, percebe-se a presença de determinados átomos ou 
grupos de átomos que a caracteriza. Tais átomos ou grupos são denominados grupos 
funcionais. (BRUICE, 2006) 
Hidrocarbonetos: compostos orgânicos formados exclusivamente por carbono 
e hidrogênio. O petróleo é a principal fonte natural e não renovável de 
hidrocarbonetos. Utilizada como fonte energética ou substrato para a obtenção de 
outras classes de compostos orgânicos, essa classe é subdividida em alcanos, 
alquenos, alquinos, cicloalcanos, cicloalquenos, cicloalquinos e compostos 
aromáticos. 
Os alcanos, também conhecidos como parafinas, apresentam em sua cadeia 
acíclica apenas carbonos ligados por ligações simples. Como exemplo temos o 
isoctano, um dos constituintes da gasolina. Caso a cadeia seja cíclica, teremos um 
cicloalcano, como, por exemplo, o cicloexano. 
 
 
 
Os alquenos, também conhecidos como olefinas, apresentam em sua cadeia 
acíclica carbonos ligados por pelo menos uma ligação dupla. Se a cadeia for cíclica, 
teremos um cicloalqueno. O eteno, matéria-prima para a síntese do polietileno, é um 
exemplo de alqueno. Já o cicloexeno é um exemplo de cicloalqueno. 
 
 
 
23 
 
Os alquinos apresentamem sua cadeia acíclica carbonos ligados por pelo 
menos uma ligação tripla. Caso a cadeia seja cíclica, teremos um cicloalquino. São 
exemplos o etino e o ciclo-octino. 
 
 
E, por fim, os compostos aromáticos apresentam em sua estrutura pelo menos 
um anel benzênico (cadeia cíclica aromática). São exemplos o metilbenzeno e o 
naftaleno. 
 
Haletos orgânicos: compostos orgânicos similares aos hidrocarbonetos, exceto 
pela presença de ao menos um átomo de halogênio ligado à cadeia carbônica. 
Substratos importantes, como o clorometano e o bromobenzeno, são utilizados na 
síntese de compostos orgânicos. Também são empregados como solventes 
orgânicos, a exemplo do diclorometano. Se o átomo de halogênio estiver diretamente 
ligado a um carbono alifático, teremos um haleto de alquila. Já se o átomo estiver 
ligado a um carbono aromático, teremos um haleto de arila, como é o caso do 
bromobenzeno. (BRUICE, 2006) 
 
 
Álcoois: compostos orgânicos que possuem pelo menos um grupo hidroxila 
(OH) ligado diretamente a um carbono saturado. O etanol é certamente um dos álcoois 
mais conhecidos, sendo usado, por exemplo, como fonte energética em substituição 
aos combustíveis fósseis derivados do petróleo. A cadeia pode conter insaturações, 
desde que a hidroxila esteja ligada em um carbono saturado, como no prop-2-en-1-ol. 
 
24 
 
 
 
Os álcoois são classificados como metílico (m), primário (1), secundário (2) e 
terciário (3). Esta classificação se dá em função do tipo de carbono (metílico, primário, 
secundário ou terciário) diretamente ligado à hidroxila. Veja os exemplos: 
 
 
 
Fenóis: compostos orgânicos que possuem pelo menos uma hidroxila 
diretamente ligada a um carbono de um anel aromático. Estão presentes em muitas 
substâncias biologicamente ativas, como em hormônios sexuais femininos e em 
alguns antioxidantes de plantas. (BRUICE, 2006) 
 
Éteres: compostos orgânicos que possuem um átomo de oxigênio entre duas 
cadeias carbônicas, podendo estas serem iguais ou diferentes. O etoxietano é um 
composto orgânico de grande importância utilizado, por exemplo, para dissolver 
substâncias oleosas ou gordurosas. 
 
Aldeídos: compostos orgânicos que possuem uma cadeia carbônica ligada ao 
grupo funcional formil (O=C–H), como é o caso do etanal e do benzeno-carbaldeído. 
O etanal é um aldeído obtido a partir da metabolização do etanol no organismo, sendo 
responsável por efeitos desagradáveis, como dor de cabeça e náuseas. O 
benzenocarbaldeído, por sua vez, é usado como flavorizante na indústria de alimentos 
devido ao seu aroma característico de cereja. 
 
25 
 
 
 
Uma exceção à regra é o metanal, cujo grupo formil está ligado a um 
hidrogênio. O metanal, também conhecido como formaldeído ou formol, é uma 
substância empregada no embalsamamento devido à sua capacidade de desnaturar 
proteínas. 
 
 
Cetonas: compostos orgânicos que possuem uma carbonila (C=O) entre duas 
cadeias carbônicas que podem ser iguais ou não. A cetona mais conhecida é a 
propanona, popularmente designada por acetona. É utilizada como solvente graças 
ao seu caráter anfifílico, ou seja, à sua capacidade de se dissolver tanto em solventes 
orgânicos apolares quanto em solventes polares, como a água. (BRUICE, 2006) 
 
Ácidos carboxílicos: compostos orgânicos que possuem o grupo carboxila (HO–
C=O) ligado a uma cadeia carbônica, como observado no ácido etanoico ou ácido 
acético, presente no vinagre, e no ácido benzoico, empregado como substrato na 
síntese do ácido acetilsalicílico. 
 
 
26 
 
 
Ésteres: compostos orgânicos que apresentam duas cadeias carbônicas, iguais 
ou diferentes, ligadas por um grupo (O–C=O). Uma cadeia associa-se ao carbono 
carbonílico (C=O), e a outra, ao oxigênio saturado. 
Os ésteres são derivados dos ácidos carboxílicos por substituição do 
hidrogênio da hidroxila por uma cadeia carbônica. Na prática, podem ser obtidos por 
meio de uma reação entre ácidos carboxílicos e álcoois ou fenóis. Alguns ésteres de 
baixa massa molar são utilizados como flavorizantes devido ao seu aroma peculiar. O 
butanoato de etila, por exemplo, apresenta um aroma similar ao de abacaxi. Entre os 
combustíveis renováveis, o biodiesel corresponde a uma mistura de ésteres metílicos 
de cadeia longa, dentre os quais destaca-se o decaexanoato de metila. 
 
 
 
Anidridos: compostos orgânicos que possuem um átomo de oxigênio entre 
duas carbonilas (C=O). Além disso, as carbonilas devem estar ligadas a hidrogênios 
ou cadeias carbônicas, podendo estas serem iguais ou diferentes, como no anidrido 
etanoico (anidrido acético). (BRUICE, 2006) 
 
 
Os anidridos são obtidos por meio da desidratação de duas moléculas de 
ácidos carboxílicos, sendo muito utilizados na síntese de compostos orgânicos devido 
à sua alta reatividade. 
Aminas: compostos orgânicos que possuem nitrogênio ligado a pelo menos 
uma cadeia carbônica, como é o caso da metanamina, N-etiletanamina e N, N-
dietiletanamina. 
 
27 
 
 
 
Nitrilas: compostos orgânicos que apresentam cadeia carbônica ligada a uma 
nitrila (CºN), como é o caso da etanonitrila, empregada como fase móvel em sistemas 
cromatográficos, e a benzenonitrila. 
 
 
Amidas: compostos orgânicos que apresentam o grupo funcional O=C–N. 
Átomos de hidrogênio ou cadeias carbônicas, iguais ou diferentes, podem se ligar ao 
carbono carbonílico e ao nitrogênio do grupo funcional. Entre seus representantes 
estão a metanamida, a N-metiletanamida e a N,N-dietilpropanamida. 
 
 
 
Nitrocompostos: compostos orgânicos que apresentam uma cadeia carbônica 
ligada a um grupo nitro (NO2). Entre seus representantes estão o nitroetano e o 
nitrobenzeno. (BRUICE, 2006) 
 
 
28 
 
Ácidos sulfônicos: compostos orgânicos que possuem o grupo SO3H ligado a 
uma cadeia carbônica, como o ácido etanossulfônico e o ácido benzenossulfônico. 
 
 
A maioria dos compostos orgânicos naturais ou sintéticos apresenta funções 
mistas, ou seja, mais de uma função orgânica é reconhecida em sua estrutura 
química. (McMURRY, 2012) 
Um exemplo é a adrenalina, que possui em sua estrutura os grupos funcionais 
que caracterizam as funções fenol, álcool e amina: 
 
 
 
Na Tabela 2.1 são relacionados os principais grupos funcionais e suas 
respectivas funções orgânicas, com o intuito de facilitar a caracterização dos 
compostos orgânicos. 
 
 
 
29 
 
 
 
8 COMPOSTOS DE CARBONO: TIPO DE LIGAÇÃO E NÚMERO DE ÁTOMOS 
Os compostos orgânicos podem ser classificados de acordo com algumas 
características, como, por exemplo, quanto ao tipo de ligação que realizam. As 
explicações da natureza das ligações químicas foram, primeiramente, dadas por G. 
N. Lewis e W. Kössel, em 1916. Dois tipos principais foram propostos: ligação iônica 
e ligação covalente. (McMURRY, 2012) 
 
30 
 
 A ligação iônica (ou eletrovalente) é formada pela transferência de um ou mais 
elétrons de um átomo a outro para formar íons, enquanto a ligação covalente é uma 
ligação que resulta do compartilhamento de elétrons. (McMURRY, 2012) 
As explicações e os conceitos dos cientistas citados que surgem das 
proposições originais são satisfatórios para explicar muitas questões em química 
orgânica. 
 
 Ligação iônica: atração eletrostática de íons de cargas opostas (Figura 
8). 
 
 Ligação covalente: compartilhamento de elétrons entre as espécies 
envolvidas (Figura 9). 
 
 
Estas fórmulas são frequentemente chamadas de estruturas de Lewis e, ao 
escrevê-las, mostramos apenas os elétrons de camada de valência (Figura 10). 
 
 
31 
 
 
 
Na grande maioria dos compostos orgânicos, os principais elementos 
presentes, além do carbono, cuja presença é necessária e fundamental, há, também, 
moléculas com átomos, como: hidrogênio (H), nitrogênio (N), halogênios como cloro 
(Cl), Bromo (Br) e Iodo (I), oxigênio (O) e enxofre (S). É sempre bom lembrar o número 
de ligações covalentes que cada um desses elementosdeve efetuar realizar. 
 É possível classificar os compostos de carbono de acordo com cadeia 
carbônica, insaturações e ramificações. (McMURRY, 2012) 
9 CADEIAS CARBÔNICAS: INSATURAÇÃO E RAMIFICAÇÕES 
Os átomos de carbono se unem, formando estruturas chamadas de cadeias 
carbônicas. 
Para classificar as cadeias carbônicas, observa-se: 
 
 O fechamento, ou não, da cadeia; 
 Os tipos de átomos envolvidos, com a presença, ou não, de 
heteroátomos (átomos que não são carbono ou hidrogênio); 
 A organização dos átomos da cadeia; 
 As ligações estabelecidas entre os átomos. 
 
As cadeias podem ser abertas, fechadas ou mistas. 
9.1 Cadeias abertas 
Conhecidas como acíclicas e alifáticas. Nesse tipo de cadeia, os átomos de 
carbono conectam-se e deixam as extremidades livres 
 
 
32 
 
 Cadeias abertas lineares: não são formadas por ramificações 
 
 
 Cadeias abertas ramificadas: apresentam ramificações 
 
 
 Cadeias abertas homogêneas: não apresentam nenhum outro átomo 
que não seja carbono ou hidrogênio na cadeia. 
 
 
 Cadeias abertas heterogêneas: apresentam pelo menos um átomo que 
não seja o carbono ou hidrogênio ao longo da cadeia 
 
 
9.2 Cadeias fechadas 
As cadeias fechadas ou cíclicas ligam-se entre si e formam um ciclo. Elas 
podem ser aromáticas ou alicíclicas. (McMURRY, 2012) 
 
Cadeias fechadas aromáticas são classificadas da seguinte forma: 
Mononucleares: apresentam apenas um anel aromático, como o benzeno. 
Polinucleares: apresentam mais de um anel aromático, como o naftaleno. 
 
33 
 
 
 
Cadeias fechadas alicíclicas: não exibem anéis aromáticos. Estão divididas 
em saturadas e insaturadas. As cadeias fechadas alicíclicas insaturadas são divididas 
da seguinte forma: 
Homogêneas: o anel dessas cadeias é formado somente por átomos de 
carbono. 
Heterogêneas: são cadeias que apresentam um heteroátomo 
 
 
Cadeias fechadas saturadas: em uma cadeia saturada, todos os átomos de 
carbono estabelecem somente ligações simples. (McMURRY, 2012) 
 
 
Cadeias fechadas insaturadas: na cadeia insaturada, existem ligações 
duplas entre os átomos. 
 
 
34 
 
9.3 Cadeias mistas 
Nas cadeias mistas, os carbonos se ligam entre si, como ocorre com as 
fechadas, e também formam um ciclo na cadeia. 
 
Cadeias abertas saturadas: em cadeias saturadas, os átomos de carbono se 
ligam entre si por uma ligação simples. O carbono dessa cadeia é denominado 
saturado. 
 
 
Cadeias abertas insaturadas: são as cadeias que têm pelo menos dois 
átomos de carbono unidos por uma dupla a uma tripla ligação. Nessa ligação, o 
carbono é denominado insaturado. 
 
10 HIBRIDIZAÇÃO DE COMPOSTOS ORGÂNICOS 
Os orbitais híbridos são orbitais resultam da combinação de orbitais. Essa 
combinação é chamada de hibridização de orbital e foi proposta pela primeira vez por 
Linus Pauling em 1931. (BRUICE, 2006) 
 
35 
 
 Se um orbital s e três orbitais p são unidos, por exemplo, é formado orbital sp3 
(o sobrescrito 3 significa que três orbitais p foram misturados) (BRUICE, 2006). 
Cada orbital sp3 tem 25% de caráter s e 75% de caráter p. 
 
 
 
Outra forma de representar a hibridização (sp3, nesse caso) é por meio da 
seguinte figura: 
 
 
Veja, a seguir, a representação da molécula de etano para exemplificar como 
ocorre a ligação entre orbitais de 
 
 
 
 
 
36 
 
 
 
A hibridização sp2 ocorre quando um orbital s e dois dos orbitais p são 
hibridizados. Após a hibridização, cada átomo de carbono apresenta três orbitais 
degenerados e um orbital p puro. 
 
 
 
De modo a minimizar a repulsão entre os orbitais sp2, eles tendem a ficar o 
mais distante possível e, assim, adquirem a forma triangular. 
 
 
 
A partir da molécula de eteno, pode-se exemplificar como ocorre a ligação na 
forma de orbitais. (BRUICE, 2006) 
 
37 
 
 
 
Para tratar da hibridização sp, pode-se dizer que cada de carbono forma 
ligações covalentes com dois átomos, e apenas dois orbitais (um s e um p) são 
hibridizados. Resultam, então, dois orbitais sp degenerados. Cada átomo de carbono 
no etino, portanto, tem dois orbitais sp e dois orbitais p não hibridizados. 
 
 
 
De modo a minimizar a repulsão entre os orbitais sp e p, há uma orientação 
para que eles fiquem o mais afastado possível. (McMURRY, 2012) 
 
 
 
Veja, a seguir, a molécula de etino em termos de hibridização. 
 
38 
 
 
 
Assim, hibridização é o nome dado à demonstração de como os orbitais ficam 
dispostos quando ocorre uma ligação. 
 
 
 
11 ESTRUTURA ATÔMICA E ORBITAIS MOLECULARES 
Ao longo dos séculos XIX e XX, grandes cientistas “desenharam” modelos para 
o átomo. Esses modelos eram baseados, na maioria das vezes, em resultados 
experimentais, o que possibilitava a realização de algumas previsões acerca da 
estrutura atômica. À medida que algum detalhe era descoberto, “desenhava-se” um 
novo modelo atômico com mais detalhes, mais complexo. (McMURRY, 2012) 
Antes de adentrar no estudo da estrutura atômica, é importante rever algumas 
ideias gerais sobre átomos. Os átomos são constituídos por um núcleo denso, 
positivamente carregado e rodeado por elétrons negativamente carregados, dispostos 
a uma distância relativamente grande, conforme mostra a Figura 1. O núcleo, por sua 
vez, é constituído por partículas subatômicas e eletricamente neutras, denominadas 
nêutrons, e por prótons, que são positivamente carregados. Apesar de o núcleo ser 
 
39 
 
extremamente pequeno, com cerca de 10-14 a 10-15 metros em diâmetro, comporta 
essencialmente toda a massa do átomo. Já os elétrons têm massa negligenciável e 
circundam o núcleo a uma distância de aproximadamente 10-10 metros. Para ter uma 
ideia do quão pequeno é o átomo, considere que o seu diâmetro típico é cerca de 2 x 
10-10 m ou 200 picômetros (pm), sendo que 1 pm é igual a 10-12 m. A distância atômica 
pode, ainda, ser expressa pela unidade ângstron (Å), onde 1 Å = 10-10 m= 100 pm. 
(BRUICE, 2006) 
 
 
 
Embora a massa do elétron seja considerada desprezível, não se pode afirmar 
que ele não tenha massa. A massa do elétron é aproximadamente 1836 vezes menor 
que a massa de um próton: 
 
 
 
40 
 
Os estudos realizados sobre a estrutura atômica permitiram determinar as 
características físicas das partículas subatômicas, tais como carga elétrica e massa, 
conforme indicado no Quadro 1. 
 
 
11.1 Orbitais 
A partir da ideia geral de átomo e suas partículas subatômicas, você vai 
entender, agora, como os elétrons estão distribuídos em um átomo. De acordo com o 
modelo da mecânica quântica de um átomo, demonstrado por Werner Heisenberg em 
1926, é impossível determinar, simultaneamente, com absoluta precisão, a velocidade 
e a posição de um elétron em um átomo. Esse princípio, conhecido como princípio da 
incerteza, estabelece que não se pode afirmar que exista uma órbita definida para o 
elétron. Dessa forma, o mais adequado é considerar que existam regiões em torno do 
núcleo, denominadas orbitais ou orbitais atômicos, que representam o espaço em que 
o elétron passa a maior parte de seu tempo (de 90% a 95%). 
Existem quatro diferentes tipos de orbitais atômicos, denominados s, p, d e f 
(Figura 2). Os orbitais s são representados como esferas, com o núcleo em seu centro; 
os orbitais p têm forma de halteres; quatro dos orbitais d têm forma de uma folha de 
trevo. (CLAYDEN; GREEVES; WARREN, 2001). 
Da mesma maneira que um orbital atômico (OA) descreve uma região do 
espaço envolta de um átomo com maior probabilidade de se encontrar elétrons, o 
orbital molecular (OM) descreve a região do espaço em uma molécula onde os 
elétrons têm maior probabilidade de ser encontrados. Assim como no orbital atômico, 
o orbital molecular apresenta tamanho, forma e energia específicos. Na molécula de 
 
41 
 
H2, por exemplo, dois orbitais atômicos 1s de cada átomo se combinam, levando à 
formação de dois orbitais moleculares. O orbitalcom menor energia, denominado OM 
ligante, está preenchido, e o orbital molecular de maior energia, OM antiligante, está 
vazio, conforme mostra a Figura 3. (WELER, 2007) 
 
 
42 
 
 
 
Do mesmo modo que os orbitais moleculares ligante e não ligante σ resultam 
da combinação de dois orbitais atômicos s, os orbitais moleculares ligante e não 
ligante π resultam da combinação de dois orbitais atômicos p. (CLAYDEN; GREEVES; 
WARREN, 2001). 
12 NÚMEROS ATÔMICOS, NÚMERO DE MASSA E ISÓTOPOS 
Na química inorgânica, são fundamentais os conceitos de número atômico, 
número de massa e isótopos. Acompanhe, a seguir, uma descrição deles. 
12.1 Número atômico (Z) 
A partir dos experimentos envolvendo o bombardeamento de vários elementos 
com raio X, o cientista inglês Moseley (1887–1915) observou que o comportamento 
de cada elemento químico estava relacionado com a quantidade de cargas positivas 
existentes no seu núcleo. Dessa forma, a carga do núcleo ou seu número de prótons 
é a grandeza que caracteriza cada elemento, sendo esse número denominado 
número atômico, o qual é representado pelo símbolo Z. O número atômico (Z), então, 
é o número que indica a quantidade de prótons existentes no núcleo de um átomo. 
 
43 
 
 
Z = n° de prótons 
 
Sabendo que os átomos são sistemas eletricamente neutros, o número de 
prótons será igual ao número de elétrons. Veja alguns exemplos: 
 
 
12.2 Número de massa (A) 
O número de massa (A) é a soma do número de prótons (p) com o número de 
nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo: 
 
A = p + n 
 
Já que tanto o número de prótons (p) quanto o de nêutrons (n) são números 
inteiros, o número de massa (A) sempre será um número inteiro também. Desse 
modo, já que os elétrons são partículas com massa desprezível, não tendo influência 
significativa na massa dos átomos, o que determina a massa de um átomo é, na 
verdade, o número de massa (p + n). (CLAYDEN; GREEVES; WARREN, 2001). 
Veja os seguintes exemplos: 
 
 
 
44 
 
12.3 Elemento químico 
Elemento químico é o conjunto de átomos que têm o mesmo número atômico 
(Z), ou seja, o mesmo número de prótons. Até 2003, 111 elementos haviam sido 
descobertos ou criados, mas alguns somente em quantidades muito pequenas. Um 
exemplo disso foi a criação do elemento 110, em que somente dois átomos do 
elemento foram produzidos e, mesmo assim, por uma pequena fração de segundos 
antes que se desintegrassem. (BRUICE, 2006) 
Dessa forma, entende-se que toda matéria é feita de várias combinações de 
formas simples da matéria, chamadas elementos químicos. Um elemento, por sua 
vez, é uma substância formada por um único tipo de átomo, que corresponde a um 
número atômico (Z), que o identifica. 
De acordo com a IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química 
Pura e Aplicada), a representação de um elemento químico deve indicar seu número 
atômico (Z) e seu número de massa (A) junto ao seu símbolo. Representação: 
 
 
 
 
45 
 
Na Figura 4, você pode observar que um átomo de carbono (C) contém: 
 
Eletrosfera = 6 elétrons 
Núcleo = 6 p + 6 n 
Z = p = 6 
A = p + n 
A = 6 + 6 
A = 12 
 
Representação: 
 
12.4 Íons 
Sabe-se que os átomos possuem a capacidade de ganhar ou perder elétrons, 
formando, assim, novos sistemas, eletricamente carregados, chamados de íons. 
Dessa forma, entende-se como íons a espécie química que apresenta o número de 
prótons diferente do número de elétrons. (CLAYDEN; GREEVES; WARREN, 2001). 
Os átomos, ao ganharem ou perderem elétrons, originam dois tipos de íons: 
 
Íons positivos = cátions, denominados pela perda de elétrons 
 
 
Íons negativos = ânions, denominados pelo ganho de elétrons. 
 
 
46 
 
12.5 Isótopos 
Os átomos que pertencem ao mesmo elemento químico, por apresentarem o 
mesmo número atômico (Z), mas diferentes números de massa (A), são chamados de 
isótopos. (BRUICE, 2006) 
Todos os isótopos de um elemento têm exatamente o mesmo número atômico; 
logo, eles têm o mesmo número de prótons e de elétrons. Dessa forma, um isótopo é 
nomeado escrevendo-se seu número de massa após o nome do elemento, como, por 
exemplo, para o neônio (Ne): neônio-20, neônio-21 e neônio-22. Pode-se representá-
los, ainda, escrevendo o número de massa sobrescrito à esquerda do símbolo químico 
do elemento, como em 20NE, 21Ne e 22Ne. 
Além disso, como os isótopos de um elemento químico 1H têm o mesmo 
número de prótons e o mesmo número de elétrons, eles têm essencialmente as 
mesmas propriedades físicas e químicas. Contudo, tratando-se do átomo de 2H 
hidrogênio, as diferenças de massa 3H entre os isótopos do hidrogênio são 
comparáveis à massa atômica, o que leva, então, a diferenças consideráveis em 
algumas propriedades físicas e a pequenas variações de algumas propriedades 
químicas. O átomo de hidrogênio (H) possui três isótopos, sendo o mais comum o 
(1H), o qual não tem nêutrons; logo, o núcleo é formado por um próton isolado. Os 
outros dois isótopos são menos comuns, mas são muito importantes em química e 
física nuclear, sendo o (2H) chamado de deutério (D) e o outro, (3H), de trítio (T). 
Especificamente sobre os isótopos, o Quadro 1, a seguir, indica alguns isótopos 
de elementos comuns. 
 
 
47 
 
13 COMPOSIÇÃO DE MOLÉCULAS 
Os químicos determinaram que os átomos podem ligar-se para formar 
moléculas ou podem participar de compostos como íons. Nesse sentido, pode-se 
definir uma molécula como um grupo de dois ou mais átomos (de um mesmo elemento 
químico ou não) ligados em um arranjo específico. Dessa forma, pode-se representar 
a composição de moléculas, em termos de símbolos químicos, a partir de sua fórmula 
química, em que os subscritos mostram o número de átomos de cada elemento 
presente na menor unidade representativa do composto. (CLAYDEN; GREEVES; 
WARREN, 2001). 
Para compostos moleculares, é comum dar a fórmula molecular, que nada mais 
é que uma fórmula química que indica quantos átomos de cada tipo de elemento estão 
presentes em uma única molécula do composto. Assim, a fórmula molecular da água 
é, H2O, isto é, cada molécula contém 1 átomo de oxigênio (O) e dois átomos de 
hidrogênio (H). A fórmula molecular da testosterona, um hormônio sexual masculino, 
é, que mostra C19H28O2 que uma molécula da testosterona contém 19 átomos de 
carbono (C), 28 átomos de hidrogênio (H) e dois átomos de oxigênio (O). 
 
 
Cabe ressaltar que alguns elementos também existem na forma molecular. 
Com exceção dos gases nobres, todos os elementos que são gases em temperatura 
normal são encontrados como moléculas diatômicas, ou seja, moléculas que só têm 
dois átomos. Um exemplo de moléculas diatômicas é o gás hidrogênio, que contém 
dois átomos de hidrogênio e é representado por H2. Outro exemplo de molécula 
diatômica é para a forma mais comum de oxigênio, conhecida formalmente como 
dioxigênio, O2. O enxofre (S) sólido, por sua vez, existe como moléculas, e S8 o 
fósforo, como moléculas. P4. Os halogênios existem todos como moléculas 
diatômicas, como, por exemplo: F2, Cl2, Br2 e I2. 
 
48 
 
Um íon com carga positiva é chamado de cátion, e um íon com carga negativa 
é chamado de ânion. Assim, um átomo de sódio com carga positiva é um cátion, 
representado como Na+. Um átomo de cloro com carga negativa é um ânion, 
representado como Cl-. Nesse contexto, um exemplo de cátion poliatômico (muitos 
átomos) é o íon amônio, NH4+, e um exemplo de ânion poliatômico é o íon carbonato, 
CO32, cabe ressaltar, ainda, que esse último tem duas cargas negativas. Um composto 
molecular é, então, formado por moléculas, e um composto iônico é formado por íons. 
De forma geral, compostos binários formados por dois não metais são moleculares e 
os formados por um metal e um não metal são iônicos. A água (H2O) é um exemplo 
de composto molecular binário, enquanto o cloreto de sódio (NaCl) é um exemplo de 
composto iônico binário. (BRUICE, 2006) 
 
 
Muitoscompostos inorgânicos são constituintes químicos de uma célula e são 
formados basicamente por água e sais minerais. Nesse sentido, os sais minerais mais 
importantes são: 
 
 
49 
 
 Sódio (Na): atua com o potássio na condução nervosa, na contração 
muscular e no equilíbrio de fluidos no organismo; 
 Potássio (K): atua com o sódio na condução nervosa, na contração 
muscular e no equilíbrio de fluidos no organismo; 
 Cloro (Cl): com o sódio e o potássio, mantém o controle osmótico (de 
água); 
 Cálcio (Ca): composição de ossos e dentes, contração muscular e 
coagulação sanguínea; 
 Ferro (Fe): hemoglobina e mioglobina (transporte de oxigênio pelo 
sistema circulatório); 
 Magnésio (Mg): participa da composição da clorofila e da estrutura de 
ribossomos e ossos; 
 Fosfato (PO4 -3): participa da composição óssea (fosfato de cálcio e 
magnésio) e da molécula de ATP (adenosina trifosfato). Fosfolipídio: 
participa da estrutura da membrana celular, do DNA e do RNA; 
 Iodo (I): participa da estrutura dos homônios T3 (triodotironina) e T4 
(tetraiodotironina) da glândula tireoide, que estimula o metabolismo 
basal (quantidade total de energia gasta para a manutenção da atividade 
vital); 
 Flúor (F): estimula a mineralização do esmalte dentário (flúor e fluoreto), 
previne dilatação das veias, causa problemas na vesícula, além de 
paralisia. (CLAYDEN; GREEVES; WARREN, 2001). 
 
Veja exemplos de moléculas inorgânicas e observe como a composição de 
cada composto é dada por sua fórmula molecular. 
 
 
 
50 
 
 
 
 
 
 
51 
 
 
 
Figura 5. Representação de algumas moléculas: (a) amônia; (b) ácido sulfúrico; (c) óxido nitroso; (d) 
ácido nítrico; (e) nitrato de cobalto. Fonte: Orange Deer Studio/Shutterstock.com. 
14 ACIDEZ E BASICIDADE NA QUÍMICA ORGÂNICA 
As definições de acidez e basicidade foram propostas por Bronsted-Lowry e 
Lewis no mesmo ano (1923). Enquanto a primeira foca na transferência de próton (íon 
hidrogênio), a segunda baseia-se na interação de íon ou moléculas doadoras e 
aceptoras de pares eletrônicos. Inicialmente, o conceito proposto por Bronsted-Lowry 
foi mais aceito, sendo que as ideias de Lewis ganharam força, a partir da década de 
30, racionalizando algumas reações que não eram explicadas pelo outro conceito. 
Antes de iniciar a descrição do conceito proposto por Bronsted-Lowry, vale 
ressaltar que o nome próton será utilizado com sinônimo do íon hidrogênio (H+), visto 
que, quando o hidrogênio perde o elétron da camada de valência, resta somente o 
núcleo, que, no caso do hidrogênio, é um próton. Sendo assim, um ácido de Bronsted-
Lowry é uma espécie que doa um próton, ao passo que uma base é uma espécie que 
recebe um próton. Considere o exemplo do vinagre, que é uma solução diluída de 
ácido acético. A dissolução do ácido acético em água, ilustrada pela Figura 1, resulta 
na doação de um próton do ácido acético para a água, gerando um íon hidrônio e um 
íon carboxilato. Nesse caso, a água atua como base, visto que é a espécie aceptora 
do próton (McMURRY, 2011). 
 
 
52 
 
 
 
Como a reação ácido-base é um equilíbrio, tanto a reação direta quanto a 
inversa ocorrem. Dessa forma, o íon carboxilato, formado após a doação do próton, é 
denominado de base conjugada e o íon hidrônio, de ácido conjugado. Pensando na 
reação inversa, o íon hidrônio (ácido conjugado) irá doar o próton e o íon carboxilato 
(base conjugada) irá recebê-lo, o que faz com que essa conjugação de ácido e base 
conjugada seja adequada. 
A dissolução de fenol em água, ilustrada na Figura 2, sofre o mesmo processo 
discutido para a dissolução do ácido acético. O fenol (ácido) doa um próton e forma o 
íon fenolato (base conjugada), ao passo que a água (base) recebe o próton e forma o 
íon hidrônio (ácido conjugado) (McMURRY, 2011). Com isso, já foram apresentadas 
duas classes de compostos orgânicos que têm características ácidas, os álcoois e os 
ácidos carboxílicos. 
Agora, observe a segunda reação ácido-base apresentada na Figura 2. A 
reação ocorre entre um íon amida (-NH2) e água, sendo que a transferência protônica 
ocorre da água para a amida. Assim, a amida (base) recebe o próton para formar a 
amônia (ácido conjugado). Esse segundo exemplo foi abordado para exemplificar o 
caráter anfótero da água, que pode atuar tanto como ácido quanto como base, 
dependendo das circunstâncias. 
 
 
53 
 
 
 
Se tanto o fenol quanto o ácido acético são ácidos de Bronsted-Lowry, se 
misturarmos os dois compostos, qual deles será o doado do íon hidrogênio (H+)? A 
resposta está na força de cada ácido. Os ácidos, tanto orgânicos quanto inorgânicos, 
diferem entre si na habilidade de doar H+, ao passo que, em determinados casos, a 
dissociação do ácido na sua base conjugada é completa e em outros casos é parcial. 
São os exemplos do ácido clorídrico (HCl) e do ácido acético. A dissociação do HCl é 
completa, o que o torna um ácido forte, enquanto que a dissociação do ácido acético 
é parcial, sendo este um ácido fraco (CAREY, 2011). 
A força do ácido pode ser quantificada utilizando a constante de equilíbrio 
referente à reação de dissociação do ácido. Relembre a determinação de constantes 
de equilíbrio vista no curso de química geral e que será importante para a discussão 
da força ácida ou básica. Considere a reação genérica de dissociação de um ácido, 
ilustrada a seguir: 
 
54 
 
 
 
 
 
 
 
55 
 
 
 
Com base nos conceitos de força dos ácidos e nos valores de pKa, você pode 
responder à pergunta referente à dissociação do fenol e do ácido acético, quando 
misturados. O pKa do ácido acético é 4,7 e do fenol é 9,6, portanto, a maior acidez do 
ácido acético faz com que ele seja a espécie doadora de próton. 
 Seguindo a definição de Bronsted-Lowry, os ácidos orgânicos podem ser 
agrupados em dois tipos. O primeiro já foi apresentado e se refere aos compostos que 
apresentam o hidrogênio ácido ligado a um átomo de oxigênio, como nos álcoois e 
ácidos carboxílicos. O segundo caso refere-se aos compostos que apresentam 
hidrogênio ligado a carbono em posição vizinha a uma carbonila, como em cetonas. 
A Figura 3 ilustra a dissociação da acetona, em que o hidrogênio ácido está destacado 
(CLAYDEN; GREEVES; WARREN, 2001). 
A acidez desses hidrogênios em compostos carbonílicos se deve ao fato de a 
base conjugada formada ser estabilizada pela movimentação eletrônica em que a 
carga negativa passa do carbono ao oxigênio. A localização da carga negativa em um 
 
56 
 
átomo mais eletronegativo confere maior estabilidade ao produto formado. Apesar de 
o quadro anterior ilustrar alguns valores de pKa para compostos que contém o grupo 
carbonila, a Figura 3 apresenta os valores médios de pKa para algumas classes de 
compostos carbonílicos. 
 
 
 
As bases orgânicas são caracterizadas pela presença de um átomo com pares 
de elétrons não ligantes que podem se ligar ao íon hidrogênio. A classe mais comum 
de compostos orgânicos que apresenta essa característica é a das aminas. A Figura 
4 apresenta a ordem de basicidade entre aminas primárias, secundárias e terciárias. 
De um modo geral, as aminas secundárias são as mais básicas, seguido pelas 
primárias e terciárias. As aminas terciárias têm menor basicidade porque os 
substituintes ligados ao nitrogênio dificultam a interação do par de elétrons não ligante 
com o próton. Assim, como o par de elétrons está menos disponível para receber o 
próton, a basicidade diminui. Na química orgânica, as aminas, como a trietilamina (um 
líquido incolor), recebem destaque sendo empregadas em diversas reações com a 
função de solvente e base da reação (McMURRY, 2011). 
 
57 
 
 
 
Da mesma maneira que as aminas são básicas em razão do par de elétrons 
não ligante do nitrogênio, os compostos contendo oxigênio também podem ser 
básicos. Cabe lembrar o caso entre o metanol e o ácido acético, em que a espécie 
aceptorado próton foi o oxigênio do álcool. O mesmo ocorreria com a acetona, 
protonando o oxigênio do grupo carbonila. Resumindo, os compostos oxigenados 
podem ser básicos na presença de outras espécies que têm maior força ácida. 
Mesmo que as definições de Bronsted-Lowry sejam bastante úteis para atribuir 
as características ácidas e básicas de compostos orgânicos, as definições de Lewis 
são mais abrangentes, sendo que englobam as definições anteriores e não se 
restringe a reações ou compostos nos quais existe a transferência de próton de uma 
espécie para a outra. Segundo Lewis, um ácido é uma espécie que aceita um par de 
elétrons, ao passo que uma base é espécie que doa um par de elétrons. Em outras 
palavras, um ácido de Lewis é uma espécie que tem um orbital vazio que irá interagir 
com o orbital preenchido de outra espécie, a base (Figura 5). (McMURRY, 2011) 
 
 
 
 
58 
 
Pense em como a definição de Lewis explica o fato de o íon H+ ser ácido e uma 
amina ser básica, visto que a amônia (NH3) é protonada na presença de H+ formando 
o amônio (NH4+). O H+ apresenta o orbital 1s vazio e o amônio apresenta um dos 
orbitais sp3 hibridizados preenchido. Dessa forma, a interação entre os orbitais forma 
a nova ligação. A definição de Lewis também explica a interação entre o trifluoreto de 
boro e a trimetilamina. A reação está ilustrada na Figura 6 e ocorre de forma que o 
orbital preenchido da amina interage com o orbital vazio do boro, levando à formação 
de um aduto. 
Para não haver confusão entre as duas definições, considera-se que um ácido 
de Bronsted-Lowry é formado por um ácido de Lewis H+ e uma base de Lewis, sendo 
que é considerado que um ácido de Bronsted tem a acidez de um ácido de Lewis em 
vez de dizer que um ácido de Bronsted é um ácido de Lewis. Em contrapartida, toda 
base de Bronsted é uma base Lewis (SHRIVER; ATKINS, 2008). Nesse sentido, 
considera-se também que compostos oxigenados podem atuar como base de Lewis, 
uma vez que têm orbitais preenchidos. 
Os cátions metálicos também são considerados ácidos de Lewis, como Mg+2 e 
Fe+2, e também podem interagir com bases de Lewis orgânicas. É o que ocorre na 
hemoglobina e na clorofila, que serão discutidas na próxima seção. Por mais que a 
discussão da acidez e da basicidade dos compostos orgânicos seja, geralmente, mais 
embasada nos conceitos de Bronsted-Lowry, as definições de Lewis são muito 
importantes para a compreensão de diversos sistemas biológicos. 
 
14.1 Ácidos e bases: a Visão de Bronsted-Lowr 
Uma teoria mais geral de ácidos e bases foi concebida independentemente por 
Johannes Bronsted (Dinamarca) e Thomas M. Lowry (Inglaterra) em 1923. Segundo 
a visão de Bronsted-Lowry, o ácido é um doador de prótons e a base é um receptor 
de prótons. A reação que ocorre entre um ácido e uma base é a transferência de 
prótons. 
 
 
59 
 
Na equação mostrada, a base usa um par de elétrons não compartilhados para 
remover um próton de um ácido. A base é convertida em seu ácido conjugado e o 
ácido é convertido em sua base conjugada. Uma base e seu ácido conjugado sempre 
diferem em um único próton. Da mesma maneira, um ácido e sua base conjugada 
sempre diferem em um único próton. 
Na visão de Bronsted-Lowry, um ácido não se dissocia em água; ele transfere 
um próton para a água. A água atua como uma base. 
 
 
 
O nome sistemático do ácido conjugado da água (H3O+) é íon oxônio. Seu nome 
comum é íon hidrônio. 
 
 
 
A constante de acidez Ka tem a mesma forma na visão de Bronsted-Lowry que 
na visão de Arrhenius, mas é expressa na concentração de H3O+ em vez de H+. 
Os termos de concentração [H3O+] e [H+] são considerados quantidades 
equivalentes em expressões de constante de equilíbrio. (McMURRY, 2011) 
 
60 
 
 
 
Ainda que a água seja um reagente (uma base de Bronsted), sua concentração 
não aparece na expressão de Ka porque é o solvente. A convenção para as 
expressões de constante de equilíbrio é omitir os termos de concentração de 
solventes, líquidos e sólidos puros. (McMURRY, 2011) 
A água também pode ser um ácido de Bronsted, doando um próton para uma 
base. O amideto de sódio (NaNH2), por exemplo, é uma fonte de íon amideto 
fortemente básico, que reage com água para produzir amônia. 
 
 
 
A Tabela 1.8 lista vários ácidos, suas constantes de acidez e suas bases 
conjugadas. A lista é maior que precisamos nesse momento, mas voltaremos a ela 
repetidamente ao longo do texto à medida que forem sendo introduzidos novos 
aspectos de comportamento ácido-base. A tabela está organizada de maneira que a 
força do ácido diminui de cima para baixo. De maneira inversa, a força da base 
conjugada aumenta de cima para baixo. Desse modo, quanto mais forte o ácido, mais 
fraca é a base conjugada. Quanto mais forte a base, mais fraco o ácido conjugado. 
 
61 
 
 
 
 
 
62 
 
14.2 Ácidos e bases: a Visão de Lewis 
Até agora, discutimos propriedades ácido-base em termos da teoria de 
Bronsted. Para se considerar uma base de Bronsted, por exemplo, uma substância 
tem de aceitar prótons. Por essa definição, tanto o íon hidróxido como a amônia são 
bases: 
 
 
Em cada caso, o átomo ao qual o próton vai se ligar possui pelo menos um par 
de elétrons não compartilhado. Essa propriedade característica de OH-, NH3 e outras 
bases de Bronsted sugere uma definição mais geral de ácidos e bases. 
 Em 1932, o químico norte-americano G. N. Lewis formulou essa definição. 
Segundo sua definição, uma base é uma substância que pode doar um par de 
elétrons, e um ácido é uma substância que pode aceitar um par de elétrons. Por 
exemplo, na protonação da amônia, NH3 atua como base de Lewis porque cede um 
par de elétrons ao próton H, que age como ácido de Lewis ao aceitar o par de elétrons. 
Uma reação ácido-base de Lewis é, portanto, uma reação que envolve a doação de 
um par de elétrons de uma espécie para outra. Essa reação não produz um sal e água. 
(McMURRY, 2011) 
A importância do conceito de Lewis está no fato de ser muito mais genérico que 
outras definições. As reações ácido-base de Lewis incluem muitas reações que não 
envolvem ácidos de Bronsted. Consideremos, por exemplo, a reação entre trifluoreto 
de boro (BF3) e a amônia (Figura 16.10): 
 
 
 
 
63 
 
O átomo de B em BF3 tem hibridização sp2. O orbital vazio e não hibridizado 
aceita o par 2p2 de elétrons do NH3. Assim, de acordo com a definição de Lewis, BF3 
funciona como ácido, apesar de não conter um próton ionizável. Note que se forma 
uma ligação covalente coordenada entre os átomos de B e de N. 
Outro ácido de Lewis que contém boro é o ácido bórico (H3BO3). O ácido bórico 
(um ácido fraco usado como colírio) é um oxiácido com a seguinte estrutura: 
 
 
O ácido bórico não se ioniza em água para produzir o íon H. A sua reação com 
água é: 
 
 
Nessa reação ácido-base de Lewis, o ácido bórico aceita um par de elétrons do 
íon hidróxido que é derivado da molécula de H2O. 
A hidratação do dióxido de carbono para produzir ácido carbônico. 
 
 
 
Pode ser entendida, no conceito de Lewis, como se segue: a primeira etapa 
envolve a doação de um par de elétrons isolado do átomo de oxigênio da H2O para o 
átomo de carbono do CO2. Um orbital do átomo de C fica vazio para acomodar o par 
isolado por meio da remoção do par de elétrons da ligação 𝜋 C–O. Esses movimentos 
de elétrons são indicados por setas curvas. (McMURRY, 2011) 
 
 
 
 
64 
 
Portanto, H2O é uma base de Lewis e CO2 é um ácido de Lewis. A seguir, um 
próton é transferido para o átomo de O com carga negativa para formar H2CO3. 
 
15 COMO A ESTRUTURA AFETA A FORÇA DO ÁCIDO 
 
Os ácidos da Tabela 1.8 abrangem um intervalo de mais de 70 unidades de 
.As principais maneiras como a estrutura afeta a acidez dependem 
de alguns fatores: 
 
 A força da ligação com o átomo do qual o próton é perdido; 
 A eletronegatividade do átomo do qual o próton é perdido; 
 A deslocalizaçãoeletrônica na base conjugada. 
 
Força de ligação. É fácil ver o efeito da força de ligação pela comparação da 
acidez dos haletos de hidrogênio. (McMURRY, 2011) 
 
 
 
 
Em geral, a força de ligação diminui quando você desce um grupo na tabela 
periódica. Como o halogênio X se torna maior, a ligação HOX se torna mais longa e 
 
65 
 
mais fraca, e a força do ácido aumenta. Esse é o fator dominante na série HCl, HBr, 
HI e também contribui para a relativa fraqueza do HF. 
No caso do HF, um segundo fator se relaciona à alta razão entre a carga e o 
tamanho do F2. Se os outros fatores forem iguais, os processos que produzem íons 
com carga elétrica confinada em um pequeno volume são menos favoráveis que os 
processos nos quais a carga elétrica é mais distribuída. A ligação forte HOF e a alta 
razão entre a carga e o tamanho de F2 combinam-se para tornar o HF o ácido mais 
fraco entre os haletos de hidrogênio. 
Em virtude da relação conjugada entre acidez e basicidade, o ácido mais forte 
(HI) tem a base conjugada mais fraca (I2), e o ácido mais fraco (HF) tem a base 
conjugada mais forte (F2). (McMURRY, 2011) 
Eletronegatividade. O efeito da eletronegatividade na acidez é evidente na série 
a seguir, que envolve as ligações entre o hidrogênio e os elementos do segundo 
período C, N, O e F. 
 
 
 
 
À medida que o átomo (A) ao qual H está ligado torna-se mais eletronegativo, 
a polarização torna-se mais pronunciada e o H é mais facilmente 
transferido como H1. Uma abordagem alternativa que leva à mesma conclusão 
baseia-se na equação de transferência de prótons, particularmente em relação ao 
fluxo de elétrons mostrado pelas setas curvas. 
 
 
66 
 
 
 
Vemos aqui que, quando a ligação de HOA é quebrada, os dois elétrons da 
ligação são conservados por A. Quanto mais eletronegativo for o átomo A, mais 
facilmente os elétrons poderão fluir em sua direção. (McMURRY, 2011) 
Quando se comparam os elementos do mesmo grupo da tabela periódica, a 
força de ligação é mais importante que a eletronegatividade, como mostram os 
dos haletos de hidrogênio. O flúor é o mais eletronegativo e o iodo é o menos 
eletronegativo dos halogênios, mas HF é o ácido mais fraco, enquanto HI é o mais 
forte. A eletronegatividade é o fator mais importante quando se comparam os 
elementos de um mesmo período da tabela periódica. 
 
 
 
Em muitos ácidos, o próton ácido está ligado ao oxigênio. Esses compostos 
podem ser considerados derivados da água. Dos compostos orgânicos, os mais 
estreitamente relacionados à água são os álcoois. Os álcoois, em sua maioria, são 
ácidos um pouco mais fracos que a água, sendo o metanol ligeiramente mais forte. 
 
 
67 
 
 
 
Substituintes eletronegativos em uma molécula podem afetar a acidez, mesmo 
quando não estão diretamente ligados ao próton ionizável. Compare o 
etanol com um composto relacionado no qual um grupo substitui o grupo 
 
 
Vemos que a substituição de ligações COH por COF aumenta a acidez do 
próton OOH em 4,7 unidades de , o que corresponde a uma diferença de 
em Ka. A explicação mais simples para essa acidez maior é que o flúor eletronegativo 
atrai elétrons para si e essa atração é transmitida pelas ligações, aumentando o 
caráter positivo do próton OOH. (McMURRY, 2011) 
 
 
O maior caráter positivo e, portanto, a maior acidez do próton OOH de 2,2,2-
trifluoroetanol pode ser visto nos mapas de potencial eletrostático exibidos na Figura. 
Também podemos explicar a maior acidez de CF3CH2OH em relação a 
CH3CH2OH lançando mão de suas equações de ionização. 
 
 
68 
 
 
A base conjugada de 2,2,2-trifluoroetanol é estabilizada 
por seus três átomos de flúor, que atraem os elétrons do oxigênio com carga negativa 
e dispersam a carga negativa. Em virtude dessa estabilização, o equilíbrio de 
ionização de CF3CH2OH desloca-se mais para a direita do que o equilíbrio de 
ionização de CH3CH2OH. 
Os efeitos estruturais que são transmitidos pelas ligações são chamados de 
efeitos indutivos. Um substituinte induz uma polarização nas ligações entre ele e 
algum local remoto. 
O mesmo tipo de efeito indutivo, que torna o CF3CH2OH um ácido mais forte 
que o CH3CH2OH, torna o ácido trifluoroacético mais forte que o ácido acético em 
mais de quatro unidades de pKa. (McMURRY, 2011) 
 
 
 
 
 
69 
 
 
Os efeitos indutivos dependem da eletronegatividade do substituinte e da 
quantidade de ligações entre ele e o local afetado. À medida que aumenta a 
quantidade de ligações entre as duas unidades, o efeito indutivo diminui. 
Deslocalização eletrônica na base conjugada: Com um pKa de -1,4, o ácido 
nítrico é quase completamente ionizado em água. Podemos ver a razão disso se 
olharmos para a estrutura de Lewis do ácido nítrico, considerando o que dissemos 
sobre efeitos indutivos. O átomo N no ácido nítrico não é somente eletronegativo por 
si só, mas tem uma carga formal 11, o que aumenta sua capacidade de atrair elétrons 
do grupo - OH. (McMURRY, 2011) 
 
 
Os efeitos indutivos, porém, são apenas parte da história. O íon nitrato é 
produzido quando o ácido nítrico transfere seu próton para a água. 
 
 
 
O íon nitrato é estabilizado por uma deslocalização eletrônica, a qual pode ser 
representada em termos de ressonância entre três estruturas contribuintes 
equivalentes: 
 
 
70 
 
 
A carga negativa é compartilhada igualmente pelos três oxigênios. A 
estabilização do íon nitrato pela deslocalização eletrônica aumenta a constante de 
equilíbrio da sua formação. 
 
16 ACIDEZ E BASICIDADE EM SISTEMAS BIOLÓGICOS 
Se a importância das enzimas é bem consolidada no funcionamento dos 
organismos vivos, a acidez e a basicidade, no meio biológico, seguem o mesmo 
caminho. Diversas enzimas dependem da acidez do meio para desempenharem o seu 
papel. Para isso, as células secretam ácidos e bases para ajustar o pH ideal de 
funcionamento dessas enzimas. Por exemplo, o processo digestivo no estômago 
ocorre em meio ácido, sendo que essas são as condições para ocorrer a digestão. A 
pepsina, uma enzima que fragmenta as proteínas, depende desse meio ácido para o 
seu perfeito funcionamento. Por outro lado, quando o ácido do estômago entra no 
intestino fino, ele precisa ser rapidamente neutralizado, visto que as enzimas que 
atuam no intestino necessitam de meio básico para funcionarem. Nesse caso, o 
pâncreas secreta bases fortes para a neutralização efetiva do pH. (CAREY, 2006) 
Da mesma forma, a presença de compostos ácidos e básicos é bastante 
presente na natureza. Dentre os ácidos, a classe dos ácidos carboxílicos recebe 
destaque, em que se pode contextualizar com o ácido acético, principal componente 
do vinagre, o ácido butanoico, responsável pelo odor de ranço à manteiga, o ácido 
caproico, responsável pelo cheiro característico das cabras e também de meias sujas, 
os ácidos cólicos, presentes na bile humana, e os ácidos alifáticos de cadeia longa, 
que são as gorduras e os lipídeos (McMURRY, 2011) 
As bases orgânicas compreendem um número grande de compostos contendo 
nitrogênio na sua estrutura. Esses compostos pertencem à classe das aminas. 
Historicamente, as primeiras bases utilizadas na química orgânica eram extraídas de 
plantas e conhecidas como álcali vegetal, hoje denominadas alcaloides. A estrutura 
variada dos alcaloides, desde compostos mais simples até a estrutura mais complexa, 
confere ampla funcionalidade a eles. A metilamina (CH3NH2), análoga da amônia, em 
que um hidrogênio é substituído por uma metila, é responsável pelo odor de peixe 
 
71 
 
podre. Daí surge a explicação do porquê o suco de limão (ácido) atenua o cheiro do 
peixe. Ocorre uma reação ácido-base que transforma a metilamina em um sal 
orgânico (McMURRY, 2011). 
Alcaloides mais complexos estão difundidos na natureza e têm propriedades 
biológicas interessantes. Algumas dessas bases naturais são agentes farmacêuticos 
como a atropina e a papaverina,