Sebenta Química Orgânica - 2011

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Faculdade de Ciências e Tecnologia 
Universidade Nova de Lisboa 
Departamento de Química 
 
 
 
 
Química Orgânica A 
 
 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira e Ana Lourenço 
 
 
 
 
Monte de Caparica 
2011
Química Orgânica A 
 
1
 
Índice 
Estrutura e ligação química nas moléculas orgânicas .....................................................................5 
1.1 A ligação química............................................................................................................5 
1.2 Ligações puramente iónicas ............................................................................................7 
1.3 Ligações covalentes.........................................................................................................9 
1.4 Ligações covalentes polares ............................................................................................9 
1.5 A forma geométrica dos compostos orgânicos..............................................................10 
1.5.1 Orbitais atómicas ...................................................................................................10 
1.5.2 Forma das orbitais .................................................................................................11 
1.5.3 Orbitais moleculares..............................................................................................12 
1.5.4 Hibridação molecular ............................................................................................13 
2 Grupos funcionais..................................................................................................................16 
3 Ácidos e bases .......................................................................................................................23 
4 Alcanos ..................................................................................................................................28 
4.1 Isomerismo ....................................................................................................................29 
4.1.1 Isómeros constitucionais .......................................................................................30 
4.1.2 Estereoisómeros - isómeros conformacionais (confórmeros) ...............................31 
4.2 Nomenclatura dos alcanos.............................................................................................32 
4.2.1 Alcanos não ramificados .......................................................................................32 
4.2.2 Alcanos ramificados ..............................................................................................33 
4.2.3 Propriedades dos alcanos.......................................................................................33 
4.2.4 Fontes naturais de alcanos .....................................................................................34 
4.3 Ciclo-alcanos .................................................................................................................35 
4.3.1 Isomerismo cis-trans em ciclo-alcanos .................................................................35 
4.3.2 Alcanos policíclicos...............................................................................................35 
4.4 Conformações do ciclo-hexano .....................................................................................36 
4.4.1 cis-trans..................................................................................................................37 
4.5 Reacções características de alcanos e ciclo-alcanos......................................................37 
4.5.1 Reacção radicalares ...............................................................................................37 
4.5.1.1 Halogenação de alcanos ....................................................................................37 
4.5.1.2 Cloração.............................................................................................................38 
4.5.1.3 Estabilidade dos radicais ...................................................................................39 
4.5.1.4 Combustão (oxidação) de alcanos .....................................................................41 
4.5.1.5 O problema da destruição da camada de ozono (O3) – uma reacção radicalar.42 
4.5.1.6 O problema dos CFCs.......................................................................................42 
5 Halo-alcanos ou haletos de alquilo........................................................................................43 
5.1 Propriedades físicas .......................................................................................................43 
5.1.1 Ligação ..................................................................................................................43 
5.1.2 Outras propriedades...............................................................................................45 
5.2 Enantiomeria..................................................................................................................45 
5.2.1 Regras de Cahn-Ingold-Prelog ..............................................................................46 
5.2.1.1 Alguns isótopos usados em química orgânica...................................................49 
5.3 Reacções de substituição com halo-alcanos ou haletos de alquilo................................51 
5.3.1 Mecanismo da Reacção SN2 .................................................................................51 
5.3.1.1 Velocidade de uma reacção ...............................................................................53 
5.3.1.2 Energética da reacção ........................................................................................53 
5.3.1.3 Estereoquímica do mecanismo SN2..................................................................53 
5.3.1.4 Reactividade do grupo alquilo...........................................................................54 
5.3.1.5 Efeito do grupo de saída ....................................................................................55 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
2 
5.3.1.6 Efeito dos nucleófilos ....................................................................................... 56 
5.3.1.7 Efeito do solvente ............................................................................................. 57 
5.3.1.8 Reacção SN2 de um nucleófilo com um haleto de alquilo ............................... 57 
5.3.1.9 Complicações com substituições nucleófilas de haletos de alquilo terciários.. 57 
5.3.2 Mecanismo da reacção SN1.................................................................................. 59 
5.3.2.1 Energética ......................................................................................................... 60 
5.3.2.2 Estereoquímica ................................................................................................. 61 
5.3.2.3 Efeito do grupo de saída ................................................................................... 61 
5.3.2.4 Força da ligação do grupo de saída ao átomo de carbono ................................ 61 
5.3.2.5 Efeito do solvente ............................................................................................. 62 
5.3.2.6 Efeito do substituinte alquilo ligado ao átomo de Carbono que sofre 
substituição ....................................................................................................................... 62 
5.3.2.7 Comparação entre os mecanismos SN1 e SN2................................................. 62 
5.4 Outras reacções de halo-alcanos................................................................................... 62 
5.4.1 Síntese de compostos organometálicos ................................................................ 62 
5.4.2 Reagentes de Grignard (organomagnesianos) ...................................................... 63 
5.4.3 Organocupratos de lítio........................................................................................ 64 
5.4.3.1 Alcanos a partir de organocupratos .................................................................. 64 
5.5 Halo-alcanos importantes ............................................................................................. 64 
5.5.1 Halo-alcanos como anestésicos ............................................................................ 64 
5.5.2 Halo-alcanos como solventes ............................................................................... 64 
5.5.3 Halo-alcanos usados em sistemas de refrigeração................................................ 65 
5.5.4 Retardadores de chama ......................................................................................... 66 
5.5.5 Insecticidas ........................................................................................................... 66 
5.5.6 Compostos medicinais .......................................................................................... 66 
6 Alcoóis.................................................................................................................................. 67 
6.1 Propriedades dos alcoóis .............................................................................................. 68 
6.1.1 Pontes de hidrogénio............................................................................................. 68 
6.1.2 Acidez dos álcoois ................................................................................................ 69 
6.1.2.1 Metanol (álcool metílico) ................................................................................. 70 
6.1.2.2 t-butanol (álcool ter-butílico) ........................................................................... 70 
6.1.2.3 2,2,2-trifluoroetanol.......................................................................................... 70 
6.1.2.4 Alcóxidos.......................................................................................................... 71 
6.2 Reacções dos alcoóis .................................................................................................... 71 
6.2.1 Conversão de álcoois em haletos de alquilo ......................................................... 71 
6.2.2 Reacções de álcoois com haletos de hidrogénio................................................... 72 
6.2.2.1 Teste de Lucas .................................................................................................. 75 
6.2.2.2 Estereoquímica ................................................................................................. 75 
6.2.3 Conversão estereospecífica de alcoóis em halo-alcanos ...................................... 76 
6.2.3.1 Inversão de configuração.................................................................................. 76 
6.2.3.2 Retenção de configuração................................................................................. 77 
6.2.4 Oxidação de alcoóis.............................................................................................. 78 
6.3 Alcoóis importantes ...................................................................................................... 81 
6.3.1 Metanol ................................................................................................................. 81 
6.3.2 Etanol.................................................................................................................... 81 
6.3.3 Isopropanol ........................................................................................................... 82 
6.3.4 Etilenoglicol ou 1,2-etanodiol .............................................................................. 82 
6.3.5 Glicerol ................................................................................................................. 82 
7 Éteres .................................................................................................................................... 85 
7.1 Nomenclatura................................................................................................................ 86 
7.2 Éteres acíclicos ............................................................................................................. 86 
Química Orgânica A 
 
3
7.2.1 Preparação de éteres acíclicos ...............................................................................86 
7.2.1.1 Síntese de éteres de Williamson ........................................................................86 
7.2.1.2 Protecção do álcool............................................................................................87 
7.3 Reacções de éteres.........................................................................................................88 
7.3.1 Formaação de éteres metílicos e sua quebra..........................................................88 
7.4 Éteres cíclicos................................................................................................................89 
7.4.1 Nomenclatura ........................................................................................................89 
7.4.2 Preparação de éteres cíclicos .................................................................................89 
7.4.2.1 Epoxidação ........................................................................................................89 
7.4.3 Reacções de epóxidos............................................................................................90 
7.4.3.1 Reacção de abertura de epóxidos catalisada por ácido......................................90 
7.4.3.2 Abertura do anel de epóxidos com nucleófilos .................................................92 
7.5 Éteres importantes .........................................................................................................94 
7.5.1 Resinas epóxi.........................................................................................................94 
7.5.2 Éter etílico .............................................................................................................95 
7.5.3 Éter metil ter-butílico (MTBE) .............................................................................96 
7.5.4 Alcalóides – morfina, heroína ...............................................................................96 
8 Alcenos ..................................................................................................................................97 
8.1 Reacções de alcenos ......................................................................................................98 
8.1.1 Reacções de adição................................................................................................98 
8.1.1.1 Hidrogenação catalítica .....................................................................................98 
8.1.1.2 Adição electrófila a alcenos...............................................................................98 
8.1.1.2.1 Mecanismo: .................................................................................................98 
8.1.1.2.2 Adição de H—X com X=halogénio ............................................................99 
8.1.1.3 Adição de água ..................................................................................................99 
8.1.1.4 Adição anti-Markovnikov de água : como consegui-la?.................................100 
8.1.1.5 Adição de halogénios ......................................................................................101 
8.1.2 Oxidação de alcenos ............................................................................................101 
8.1.2.1 Epoxidação de alcenos ....................................................................................101 
8.1.2.2 Oxidação com permanganato de potássio .......................................................102 
8.1.2.3 Ozonólise de alcenos .......................................................................................1038.2 Reacções de preparação de alcenos.............................................................................104 
8.2.1 Reacções de eliminação.......................................................................................104 
8.2.1.1 Desidratação de álcoois ...................................................................................104 
8.2.1.2 Desidro-halogenação de haletos de alquilo - reacção de eliminação ..............106 
8.3 Alcenos Importantes ....................................................................................................108 
9 Alcinos.................................................................................................................................114 
9.1 Estrutura dos alcinos....................................................................................................114 
9.1.1 Sistema de orbitais...............................................................................................114 
9.1.2 Acidez de alcinos terminais.................................................................................114 
9.2 Reacções de alcinos.....................................................................................................115 
9.2.1 Adição..................................................................................................................115 
9.2.2 Hidrogenação.......................................................................................................115 
9.2.2.1 Hidrogenação catalítica – cis-alcenos .............................................................115 
9.2.2.2 Redução de alcinos a trans alcenos .................................................................116 
9.2.3 Oxidação de alcinos.............................................................................................116 
9.2.3.1 Pelo ozono .......................................................................................................116 
9.2.3.2 Pelo permanganato de potássio .......................................................................116 
9.3 Síntese de alcinos ........................................................................................................116 
9.4 Alcinos importantes.....................................................................................................116 
10 Benzeno ...........................................................................................................................118 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
4 
10.1 Outros compostos aromáticos..................................................................................... 119 
10.2 Reacções de compostos aromÁticos........................................................................... 120 
10.2.1 Substituição electrófila aromática ...................................................................... 120 
10.2.1.1 Mecanismo da substituição electrófila aromática....................................... 121 
10.2.1.2 Halogenação ............................................................................................... 122 
10.2.1.3 Nitração....................................................................................................... 124 
10.2.1.4 Sulfonação .................................................................................................. 125 
10.2.1.5 Alquilação de Friedel-Crafts ...................................................................... 126 
10.2.1.6 Acilação de Friedel-Crafts.......................................................................... 127 
10.2.1.7 Efeitos de substituintes ............................................................................... 128 
10.2.2 Halogénios .......................................................................................................... 129 
10.2.3 Aplicações industriais de compostos aromáticos ............................................... 130 
11 Compostos de carbonilo ................................................................................................. 132 
11.1 Reacções de compostos de carbonilo ......................................................................... 132 
11.1.1 Adição nucleófila................................................................................................ 132 
11.1.2 Equilíbrio ceto-enólico ....................................................................................... 134 
11.1.3 Tautomerismo de carbonilos / reacção com electrófilos .................................... 135 
11.1.4 Adição a carbonilos ............................................................................................ 135 
11.1.4.1 Redução de carbonilos / Adição de hidreto ................................................ 135 
11.1.4.2 Reacção do grupo carbonilo com cianeto CN ........................................ 136 
11.1.4.3 Reacções gerais do ataque de nucleófilos de azoto ao grupo carbonilo..... 137 
11.1.4.3.1 Adição de aminas.................................................................................... 137 
11.1.4.4 Adição de álcoois........................................................................................ 137 
11.1.4.5 Adição de carbaniões.................................................................................. 138 
11.2 Preparação de compostos de carbonilo....................................................................... 138 
11.2.1 Aldeídos a partir de cloretos de acilo ................................................................. 138 
11.2.2 Cetonas a partir de cloretos de acilo................................................................... 139 
11.3 Compostos carbonílicos importantes.......................................................................... 139 
11.4 Amidas importantes .................................................................................................... 141 
12 Ácidos carboxílicos ........................................................................................................ 144 
12.1 Estrutura dos ácidos carboxílicos ............................................................................... 144 
12.2 Reacções de ácidos carboxílicos................................................................................. 145 
12.2.1 Redução de ácidos carboxílicos.......................................................................... 145 
12.2.2 Bromação de ácidos alcanóicos (reacção geral de compostos carbonílicos)...... 145 
12.3 ácidos carboxílicos importantes.................................................................................. 145 
13 Fenóis.............................................................................................................................. 146 
13.1 Acidez ......................................................................................................................... 146 
13.2 Substituição electrófila aromática de fenóis ............................................................... 147 
13.3 Alquilação de fenóis — Síntese de Williamson ......................................................... 148 
13.4 Síntese de compostos fenólicos .................................................................................. 148 
13.5 Fenóis importantes...................................................................................................... 149 
14 Bibliografia recomendada............................................................................................... 150 
Química Orgânica A 
 
5
ESTRUTURA E LIGAÇÃO QUÍMICA NAS MOLÉCULAS ORGÂNICAS 
A Química é a ciência que estuda a estrutura das moléculas e as regras que governam as 
respectivas interacções 
O que distingue a Química Orgânica da Química em geral? 
A Química Orgânica é a química do átomo de carbono e dos seus compostos — estes são 
chamados compostos orgânicos. 
 
1.1 A LIGAÇÃO QUÍMICA 
 
As ligações químicas são forças que mantêm os átomos juntos em arranjos específicos para 
formarmoléculas. 
 
O que são então estas ligações? 
Dois átomos formam uma ligação se e só se a interacção for energeticamente favorável; quer isto 
dizer se por exemplo calor for libertado quando a ligação se forma. Consequentemente, para 
quebrar essa ligação precisamos de fornecer a mesma quantidade de energia. 
As duas causas principais de libertação de energia associadas às ligações baseiam-se em leis 
fundamentais da física: 
 
 1. Cargas opostas atraem-se. 
2. Os electrões estão espalhados no espaço em torno do núcleo do átomo. 
 
As ligações são o resultado simultâneo da atracção Coulômbica e de troca electrónica. 
Cada átomo é constituído por um núcleo, contendo partículas electronicamente neutras, os 
neutrões, e os protões que têm carga positiva. Em volta do núcleo existem os electrões 
carregados negativamente, em igual número ao dos protões, de modo que a carga total é zero. 
À medida que dois átomos se aproximam um do outro, o núcleo carregado do primeiro atrai os 
electrões do segundo. De modo semelhante o núcleo do segundo atrai os electrões do primeiro. 
Esta forma de ligação é descrita pela lei de Coulomb que diz que: cargas opostas atraem-se uma 
à outra com uma força inversamente proporcional ao quadrado da distância entre os centros das 
cargas. 
 
 Lei de Coulomb 
 
Força de atracção = constante x
carga (+) x carga (-)
distância 2 
 
 
As forças de atracção provocam a libertação de energia à medida que os átomos se aproximam. 
A esta energia chama-se força da ligação. Quando os átomos atingem certa distância não se 
liberta mais energia e a essa distância chama-se comprimento da ligação. 
 
 
 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
6 
0
absorvida
libertada
E
(energia)
0 d
comprimento
de ligação
distância interatómica
e-
átomo 1 átomo 2
e e
d
e-
Moléculas em que os átomos 
permanecem unidos pela ligação
covalente
 
 
 
Se os átomos estão demasiados próximos inicia-se a repulsão electrão-electrão e núcleo-núcleo e 
as forças de repulsão são superiores às de atracção. Quando os núcleos têm uma separação 
apropriada os electrões estão espalhados em torno dos núcleos e existe um equilíbrio entre as 
forças de atracção e as de repulsão. O conteúdo energético do sistema dos dois átomos é mínimo. 
A ligação covalente ocorre quando há partilha dos electrões da ligação. De seguida representa-se 
essa situação onde as forças de atracção (linha a cheio) e de repulsão (linha a tracejado) estão 
representadas na ligação entre dois átomos. Os círculos maiores representam regiões do espaço 
nas quais os electrões são encontrados em torno dos núcleos. Os círculos pequenos com sinal (+) 
representam os núcleos. 
A ligação é realizada pela transferência de um electrão do átomo 1 mais electropositivo para o 
átomo 2 mais electronegativo, gerando dois iões de cargas opostas que se atraem. 
 
e-
átomo 1
catião anião
ligação iónica
(atracção colômbica)
átomo 2
e- e
-
e-
 
 
 
Vemos portanto que existem dois tipos extremos de ligações que explicam as interacções das 
moléculas orgânicas. 
 
1. Uma ligação covalente formada por partilha de electrões 
2. Uma ligação iónica que se baseia na atracção electrostática de dois iões de cargas 
opostas. 
 
Química Orgânica A 
 
7
Veremos que muitos átomos se ligam ao carbono de um modo intermédio entre dois extremos: 
algumas ligações iónicas têm um certo carácter covalente, e algumas ligações covalentes são 
parcialmente iónicas. 
 
 
Regra do Octeto 
 
Na formação de ligações os átomos tendem a adquirir a configuração electrónica do gás nobre 
mais próximo na tabela periódica, ficando com um octeto na camada electrónica mais externa. 
 
 
1.2 LIGAÇÕES PURAMENTE IÓNICAS 
 
A ligação iónica forma-se quando há atracção electrostática entre um catião e um anião. A 
ligação iónica forma-se quando um átomo electronegativo encontra um átomo de baixa 
electronegatividade. De acordo com a Regra do Octeto o elemento electropositivo tende a dar 
electrões de modo que perde os seus electrões de valência, resultando na formação de um catião 
(ião com carga positiva) e o elemento electronegativo recebe electrões de modo a completar a 
sua camada externa de forma a ficar com a configuração do gás nobre que o sucede, na forma de 
anião (ião com carga negativa). Uma forma conveniente para representar os electrões de valência 
é por pontos em torno do símbolo do elemento. Neste caso o símbolo representa o núcleo com os 
electrões das camadas internas. 
 
Li
Na
Be
Mg
B
Al
C
Si
N
P
O
S
F
Cl
electrão desemparelhado
 
 
Como está indicado na tabela periódica parcial seguinte a electronegatividade dos elementos 
aumenta da esquerda para a direita ao longo do período e diminui ao longo do grupo de cima 
para baixo. Os átomos mais electronegativos dos grupos VI e VII formam facilmente ligações 
iónicas com os átomos fortemente electropositivos dos grupos I e II. 
As ligações iónicas são típicas dos sais inorgânicos tais como o fluoreto de lítio (LiF) e o cloreto 
de sódio (NaCl). O sódio (Na), um metal reactivo interactua com o cloro, um gás reactivo, de 
forma violenta para produzir uma substância estável, o cloreto de sódio. 
 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
8 
Tabela periódica parcial (electronegatividades) 
 
Período 
I 
 
II 
 
III 
 
IV 
 
V 
 
VI 
Halogénios 
VII 
Gases Nobres 
1º H 
 2,2 
 He 
2º Li 
1,0 
Be 
1,6 
B 
2,0 
C 
2,6 
N 
3,0 
O 
3,4 
F 
4,0 
Ne 
3º Na 
0,9 
Mg 
1,3 
Al 
1,6 
Si 
1,9 
P 
2,2 
S 
2,6 
Cl 
3,2 
Ar 
4º K 
0,8 
 Br 
 3,0 
Kr 
elementos electropositivos 
electrodadores 
elementos electronegativos
electroatractores 
 
 
Qual a razão do NaCl se formar tão facilmente? Porque é que a interacção é energeticamente 
favorável? 
Temos de considerar o potencial de ionização (PI) e a afinidade electrónica (AE) dos átomos 
envolvidos. 
 
Na2,8,1
-1e-
[Na2,8]+ PI (Potencial de Ionização) = 119 kcal mol-1
Cl2,8,7
+1e-
[Cl2,8,8] - AE (Afinidade Electrónica) = -83 kcal mol-1
Na Cl+ Na+ + Cl- Total = + 36 kcal mol-1
ião sódio
(configuração do neon)
 
 
 
Forma-se o NaCl devido à interacção electrostática entre os iões. À distância interatómica mais 
favorável (cerca de 2,8 Å na fase gasosa), a atracção liberta cerca de 120 kcal mol-1, o que é 
mais do que suficiente para tornar esta reacção energeticamente muito favorável, com libertação 
de 84 kcal mol-1. 
 
+ 36 (Energia necessária para formar os iões a partir dos átomos neutros) - 120 (energia 
libertada pela aproximação dos iões que se atraem) = - 84 kcal mol-1. 
 
 
O átomo de hidrogénio pode formar um catião ou um anião. Nesse caso temos que considerar o 
Potencial de Ionização para a formação do protão (H+) e a afinidade electrónica para a formação 
do ião hidreto (H-): 
 
H H
- 1e-
protão PI = 314 kcal mol
-1
Potencial de Ionização (PI)
+
 
 
 
 
Química Orgânica A 
 
9
H H
+ 1e-
ião hidreto
configuração do átomo de hélio
AE = -18 kcal mol-1
Afinidade Electrónica (AE)
-
 
 
Em resumo, as ligações iónicas implicam o preenchimento da camada de valência dos átomos 
por transferência de um ou mais electrões do átomo mais electropositivo para o mais 
electronegativo, seguido da atracção electrostática entre o catião e o anião resultantes. 
 
1.3 LIGAÇÕES COVALENTES 
 
A ligação covalente forma-se entre elementos do meio da escala de electronegatividades. Estes 
átomos não ganham nem perdem electrões, em lugar disso partilham os electrões de valência. 
Uma ligação covalente simples é uma ligação que partilha dois electrões entre dois átomos, 
completando a camada de valência de ambos. Exemplos são as ligações na molécula de 
hidrogénio (H2), cloro (Cl2) e na molécula de metano (CH4). Estas moléculas podem ser 
representadas como estruturas de Lewis nas quais só são representados os electrões de 
valência. 
 
 
C
H
H
H
H HH ClCl
metano hidrogénio cloro 
 
 
1.4 LIGAÇÕES COVALENTES POLARES 
 
Se os átomos ligados por uma ligaçãocovalente não apresentarem a mesma electronegatividade 
então os electrões da ligação estarão preferencialmente deslocados para o lado do átomo mais 
electronegativo provocando uma deformação da nuvem electrónica e uma polarização da 
molécula com o consequente aparecimento de um momento dipolar. Quanto maior a diferença de 
electronegatividade maior o momento dipolar. 
 
 
A B
δ+ δ-
dipolo
F
δ+ δ−
H Cl
δ+ δ−
I FC
H
H
H
δ−
δ+
mais 
electronegativo
menos 
electronegativo 
 
Em estruturas simétricas as polarizações das ligações individuais podem-se anular, tal como no 
dióxido de carbono (CO2), conduzindo a moléculas sem polarização global. 
 
O C O
δ− δ+ δ−
 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
10 
 
Na maior parte das ligações dos compostos orgânicos, os electrões não são igualmente 
partilhados, dependendo da electronegatividade dos elementos cujos átomos estão ligados como 
se exemplifica: 
 
O
C
H H
O
C
H H
O
C
H H
H
H
3.4
2.6
formaldeído
δ+
δ-
metanol
δ-
δ+
 
 
1.5 A FORMA GEOMÉTRICA DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS 
 
As moléculas adoptam formas nas quais a repulsão electrónica está minimizada. Nas espécies 
diatómicas tais como H2 só há um par de electrões ligantes e um arranjo possível dos dois 
átomos. No BCl3 as forças de repulsão electrónicas obrigam a um arranjo trigonal, com os três 
átomos de cloro nos vértices de um triângulo equilátero, cujo centro é ocupado pelo átomo de 
boro. 
 
Be FF B
ClCl
Cl
BeF2 é uma 
molécula linear
BCl3 é uma molécula 
trigonal 
 
Aplicando este princípio ao átomo de carbono pode-se observar no metano, CH4, que tem a 
estrutura de um tetraedro, onde os quatro átomos de hidrogénio se ligam ao carbono segundo 
os vértices de um tetraedro, que é o melhor arranjo para minimizar a repulsão. 
 
 
Estrutura do metano (CH4) 
 
1.5.1 Orbitais atómicas 
 
A descrição das ligações existentes nos compostos orgânicos tem que incorporar informação 
sobre o modo como os electrões se distribuem em redor do núcleo. A teoria é baseada na teoria 
de mecânica quântica de Heisenberg (Werner Heisenberg, 1901-1976), Schrödinger (Erwin 
Schrödinger, 1887-1961) e Dirac (Paul Dirac, 1902-1984). 
Nesta teoria o movimento de um electrão em volta do núcleo exprime-se através de equações 
que são semelhantes às que caracterizam as ondas. As soluções destas equações constituem as 
orbitais atómicas, e permitem-nos descrever a probabilidade de encontrar um electrão numa certa 
região do espaço. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Metano.png
Química Orgânica A 
 
11
 
1.5.2 Forma das orbitais 
 
Orbitais atómicas 
 
Orbital 1s
Características da orbital s correspondendo à energia mais baixa
- esférica/simétrica
- não tem nodos (um nodo é uma zona de densidade electrónica nula)
sinal matemático que corresponde ao sinal da função de onda ψ — esta
grandeza não é directamente identificável com uma propriedade observável
do átomo - contudo ψ2 num ponto do espaço - descreve a probabilidade de 
encontrar um electrão nesse ponto do espaçox
z
corte segundo duas dimensões do espaço
x
y
z
A orbital s é esférica e simétrica 
segundo as três direcções do espaço
 
 
A orbital 2s ocupa um volume maior que a 1s e tem energia superior. Apresenta um nodo, uma 
superfície esférica cuja densidade electrónica é nula que separa duas regiões onde a função de 
onda tem sinal oposto. 
Orbital 2s
Características da orbital 2s
- esférica/simétrica
- tem um nodo
nodo
x
y
-
 
Depois da orbital 2s as equações de onda para o electrão em torno do átomo de hidrogénio têm 
três soluções energeticamente equivalentes. As orbitais 2px, 2py, 2pz. Soluções de energia igual 
são chamadas degeneradas. 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
12 
Orbital 2px
z
x
y
Orbital 2py
z
x
y
z
x
y
Todas da mesma energia, com dois lobos de sinal contrário, e uma 
direcção característica do espaço - um plano nodal na origem
Orbital 2pz
 
 
 
O terceiro conjunto de soluções origina as orbitais 3s e 3p. São de forma global semelhante mas 
mais difusas que as suas análogas de energia mais baixa e têm dois nodos. As orbitais de energia 
ainda mais elevada (3d, 4s, 4p, etc.) são caracterizadas por um maior número de nodos e uma 
variedade maior de formas. 
 
E, energia relativa das orbitais atómicas, está representada no seguinte diagrama, 
correspondendo à ordem segundo a qual elas são preenchidas pelos electrões nos átomos. As 
orbitais de menor energia são preenchidas primeiro; as orbitais degeneradas são preenchidas 
segundo a regra de Hund. 
E
5s
4px 4py 4pz
3d
4s
3px 3py 3pz
3s
2px 2py 2pz
2s
1s
 
 
 
1.5.3 Orbitais moleculares 
 
Por sobreposição de duas orbitais atómicas formam-se duas orbitais moleculares, uma ligante de 
mais baixa energia e outra antiligante de energia superior. 
 
 
Química Orgânica A 
 
13
H H H H
orbital molecular
ligante
orbitais
atómicas
1s 1s
=
orbital molecular
antiligante
orbitais
atómicas
1s 1s
nodo
 
 
Na combinação ligante a função de onda no espaço entre os núcleos é fortemente reforçada. 
Assim a probabilidade de encontrar electrões ocupando a orbital molecular nesta região é muito 
alta: uma condição para haver ligação entre os dois átomos. 
Por outro lado numa orbital molecular antiligante a amplitude da função de onda cancela-se entre 
os átomos, originando um nodo. 
A partir da energia das orbitais moleculares formadas e do seu preenchimento com os electrões 
de valência pode-se prever a formação de uma molécula. Enquanto a molécula diatómica de 
hidrogénio é formada com abaixamento de energia, a molécula de hélio diatómica não tem 
tendência a formar-se porque a sua energia seria superior à dos átomos separados, como se pode 
ver pelo seguinte diagrama de energia. 
 
HH
orbital
atómica
H H
orbital molecular
− ΔE
+ ΔEE
HeHe
He He
orbital molecular
− ΔE
+ ΔE
Molécula diatómica de hidrogénio Molécula diatómica de hélio que não 
se forma por ter energia desfavorável 
 
 
 
1.5.4 Hibridação molecular 
 
O elemento carbono está localizado no meio da tabela periódica de modo que forma 
essencialmente ligações covalentes. O átomo de carbono forma normalmente quatro ligações 
covalentes (tetravalente) como acontece no metano (CH4), e estas orientam-se segundo os 
vértices de um tetraedro, com ângulos diedros de 109,5º. Esta característica confirma a 
hibridação das orbitais atómicas do átomo de carbono da camada de valência formando quatro 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
14 
orbitais sp3 todas semelhantes e preenchidas, cada uma com um electrão proveniente do átomo 
de carbono e outro electrão proveniente do átomo de hidrogénio. 
 
C 1s2 2s2 2p2 2p
sp3
equiv.
2s
1s 1s
E
4 e-
sem hibridação com hibridação
 
 
 
Espacialmente a orientação das quatro orbitais sp3 todas equivalentes e com a mesma energia 
será segundo os vértices de um tetraedro. 
 
4 orbitais sp3 com a orientação 
dos vértices de um tetraedro
C
2py
2px
2pz vista 
do topo
2s
 
 
 
 
 
Alcanos 
Metano 
H
C
H
H H
H
H
H
H
109.5°
σ
σ
σ
σ
 
Fórmula 
condensada 
 
 
CH4 
Fórmula 
condensada 
 
 
CH4 
 
Etano 
H
H
H
C C
H
H
H
C C
H H
H H
H H
+
 
Fórmula 
molecular 
 
C2H6 
Fórmula 
condensada 
 
CH3 CH3 
Química Orgânica A 
 
15
 
Alcenos 
Eteno (ou etileno) 
C C
H
HH
H
C C
H
H
H
H
120°
σ
σ
σ
σπ
+
+
-+
+ +
+ +
+σ
-
π
3 orbitais sp2, uma ligação π e uma ligação σ entre os átomos de carbono
σ
 
Fórmula 
molecular 
 
 
C2H4 
Fórmula 
condensada 
 
 
CH2 CH2 
 
 
Alcinos 
Etino (ou acetileno) 
H C C H
H C C H C CH H
σ
σ
σ
π
π
+
-
+ +
-
+
+
-
+ +
-
+
semelhante a
 
Fórmula 
molecular 
 
 
C2H2 
Fórmula 
condensada 
 
 
CHCH 
 
A orientação especial é semelhante ao que acontece noutras moléculas com ligações triplas como 
no ácido cianídrico (H-C≡N), no monóxido de carbono (C=O ↔-C≡O+) ou no azoto molecular 
(N≡N). 
 
 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira,Ana Lourenço 
 
 
16 
2 GRUPOS FUNCIONAIS 
 
Muitas moléculas orgânicas consistem num esqueleto de átomos de carbono ligados por ligações 
simples a átomos de hidrogénio. Contudo podem também conter ligações duplas ou triplas entre 
átomos de carbono, assim como outros elementos. Estes átomos ou grupos de átomos tendem a 
ser locais de elevada reactividade química e são referidos como grupos funcionais ou 
funcionalidades. Tais grupos possuem propriedades características e controlam a reactividade da 
molécula como um todo. 
 
Química Orgânica A 
 
17
Tabela — Família de Compostos e Grupos Funcionais respectivos 
 
Família Fórmula geral Grupo funcional 
Nome do grupo 
funcional 
alcano R H C H hidrogénio 
haleto de alquilo ou 
halo-alcano 
(X=F, Cl, Br, I) 
R X X haleto 
álcool O HR O H hidroxilo 
tiol S HR S H tiol 
éter O RR O éter 
tioéter S RR S tio-éter 
 
alceno C C
R'''
R''
R'
R
 
C C
 
 
ligação dupla 
alcino C C RR C C ligação tripla 
dieno conjugado 
C C
C C
 
C C
C C
 
dieno 
aromático, areno 
 
anel benzénico 
amina N R'''
R'
R
 
N
 
amino 
aldeído 
R C
O
H C
O
H 
aldeído 
cetona 
R C
O
R' C
O
 
ceto 
ácido carboxílico 
R C
O
OH C
O
OH 
carboxilo 
haleto de ácido 
(X=F, Cl, Br, I) R C
O
X C
O
X 
haleto de acilo 
anidrido de ácido 
R C
O
O C
O
R' C
O
O C
O
 
anidrido 
éster 
R' C
O
O R C
O
O 
éster 
tioéster 
R C
O
S R C
O
S 
tio-éster 
amida R C
O
N
R'
R'' 
C
O
N
 
amida 
nitrilo C NR C N 
ciano 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
18 
 
 
A classificação mais importante de compostos orgânicos é por grupos funcionais. Uma família 
de compostos é constituída por compostos que possuem o mesmo grupo funcional. O grupo 
funcional é a parte da molécula que reage e se transforma durante uma reacção química. Esta 
classificação é importante já que compostos com o mesmo grupo funcional, isto é pertencentes à 
mesma família, reagem normalmente da mesma forma sob reagentes e condições reaccionais 
semelhantes. 
Na tabela seguinte mostra-se a relação entre alcanos e halo-alcanos e as restantes famílias de 
compostos orgânicos. 
 
C C
R C C R'
R O H
R O R'
R NH2
R C NH R
O
R C OR'
O
R C Cl
O
R C N
R C O
O
H
R C H
O
R C R'
O
H
R'
H
R
R H
R Cl
alcanos
halo-alcanos ou 
halogenetos de 
alquilo
alcenos
alcinos
álcoois
aminas
éteres
amidas
ésterescloreto de acilo
nitrilo ácidoscarboxílicos
aldeídos
cetonas
 
 
 
 
1) Alcanos − são compostos apolares (são relativamente inertes). 
 
CH4 CH3 CH3
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
CH3 CH2 CH3
metano etano propano ciclo-hexano 
 
2) Alcenos - têm duplas ligações carbono-carbono (são reactivos). 
 
Química Orgânica A 
 
19
CH2 CH2 C CH2
CH3
CH3
C C
eteno
(etileno) buteno 
 
 
3) Alcinos - têm ligações triplas (são reactivos) 
 
HC CH CH3 C C HC C
etino
(acetileno)
propino
 
 
4) Compostos aromáticos - têm ligações duplas conjugadas (são reactivos) 
 
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
C
C
C
C
C
C
CH3
H
H
H
H
H
Benzeno Tolueno 
 
5) Álcoois, Tióis 
 
O
C
H O
C
H
H
H
H
O
C
H
C H
H
H
H H
álcool metanol etanol 
 
S
C
H
tiol etanotiol
S
C
H
H
H
H
metanotiol
S
C
H
C H
H
H
H H
 
 
6) Outras moléculas da química inorgânica: 
 
 
O
H
H O
O
H
H
O
N
HH H
H
S
H
H
água peróxido
de hidrogénio
hidroxilaminagás sulfídrico
 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
20 
 
7) Halo-alcano 
Hal
C
Cl
C
H H
H
Cl
C
H Cl
Cl
Hal = halogénio
( F, Cl, Br, I )
clorometano
(anestésico)
triclorometano
clorofórmio
(anestésico)
 
 
8) Éter 
 
C
O
C
CH3
O
CH3 CH3CH2
O
CH2CH3
éter dimetílico
(refrigerante)
éter dietílico (éter)
anestésico de inalação
bom solvente 
 
9) Amina 
 
N
H
H H
amoníaco 
 
N
C
HH NH2
C
H
H
H
CH3NH2
amina
primária metilamina 
 
R
N
H
R
N
H
H3C CH3 (CH3)2NH
amina
secundária dimetilamina 
 
R
N
R
R
amina
terciária trietilamina
(C2H5)3NN
CH2CH3
H3CH2C CH2CH3
 
 
 
Química Orgânica A 
 
21
O
C
O
C
RH
O
C
HH
O
C
CH3H
O
C
R'R
O
C
CH3CH3
O
C
CH3CH3CH2
carbonilo
aldeído
cetona
propanona
(acetona)
(solvente)
butanona
(metil etil cetona)
(solvente)
formaldeído
(desinfectante)
acetaldeído
 
 
 
O
C
OR H
O
C
OH H
O
C
OCH3 H
C
O
H
H
H H
H
O
H
ácido ácido fórmico
(irritante)
ácido acético
(ácido etanóico)
vinagre
ácido
benzóico 
 
R
C
Cl
O
CH3
C
Cl
O
halogeneto
de acilo
cloreto de acetilo
 
 
O
C
OR
C
R'
O
CH3
C
O
O
C
CH3
O
anidrido anidridoacético 
 
O
C
OR
R' CH3
C
O
O
C2H5
éster
acetato de etilo
 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
22 
O
C N
R
H
H
amida primária
CH3
C
NH2
O
acetamida
 
 
O
C N
R
H
R'
amida secundária
CH3
C
N
H
O
N-etilacetamida
C2H5
 
 
O
C N
R
R''
R'
amida terciária
H
C
N
O
N,N-dimetilformamida
(solvente)
CH3
CH3
 
 
R C N H C N CH3 C N
nitrilo ácido cianídrico acetonitrilo
(solvente) 
 
 
Química Orgânica A 
 
23
3 ÁCIDOS E BASES 
 
A acidez de um composto é medida pela constante de equilíbrio relativa à ionização. 
Brönsted e Lowry deram uma definição simples de ácidos e bases: um ácido é um dador de 
protão, uma base é um aceitador de protão. 
A acidez e a basicidade são frequentemente medidas em água. 
 
H Cl H O H H O
H
H
H O H CH3 O H H O
+ + Cl
ião hidrónio
CH3O Na + + Na +
ião hidróxido
ácido clorídrico
metóxido de
sódio 
 
A água é neutra e por autodissociação forma igual número de iões H3O+ e HO- . 
O processo é descrito pela constante de equilíbrio Kw , a constante de dissociação da água. 
A 25°C: 
H2O + H2O
Kw H3O + HO
Kw = H3O HO = 10-14 mol2 L-2
= 10-7 mol L-1
pH = - log pH = 7 da água a 25°C
H3O
H3O 
 
Consideremos um ácido geral HA 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
24 
H A + +
ácido base conjugada
K =
Como em solução aquosa [H2O] = 55 mol L-1 o valor de [H2O] pode ser incorporado na
constante K e assim vem
1 L (H2O) = 1000g
1 mole 18g
1000g são 55mol
Ka = constante de acidez = mol L
-1
H2O
K H3O A
H3O A
H2O HA
H3O A
HA
Calculando a concentração molar da água vem:
 
 
Existe também como medida de acidez o pKa que é matematicamente uma grandeza logarítmica 
como o pH: 
H3O
A
HA
pKa = - log Ka = - log - log
pH 
Se vem log 1 = 0 logo o valor do pKa é igual ao valor do pH de uma solução 
na qual a percentagem de ionização é de 50%. 
 
Para o ácido sulfúrico o equilíbrio é o seguinte: 
 
Ácido sulfúrico 
 
H O S O
O
O
H
H O S O
O
O
H O S O
O
O
H O S O
O
O
+
anião estabilizado por ressonância
+ H3OH2O
 
=A HA
Química Orgânica A 
 
25
 
Este equilíbrio de dissociação não ocorre unicamente nos compostos inorgânicos mas também 
nos compostos orgânicos como a seguir exemplificado. 
 
Ácido acético 
 
CH3 C
O
O H
CH3 C
O
O
CH3 C
O
O
+ H2O + H3O
anião acetato estabilizado por ressonância 
 
É a estabilização por ressonância electrónica do anião acetato que é responsável em larga medida 
pela acidez do ácido acético. 
 
 
Metanol 
H
CH O
H
H CH3 O+ H2O
base forte
ião metóxido
+ H3O
 
 
 
Na tabela seguinte estão representados os valores de pKa para alguns compostos inorgânicos e 
orgânicos. 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
26 
 
Nome Ácido A-H Ka pKa 
 
ácido iodídrico 
 
H I 
 
1,6 x 105 
 
-5,2 
 
ácido sulfúrico SOH
O
O
O H
 
1,0 x 105 -5,0 (1ª constante) 
ácido bromídrico H Br 5,0 x 104 -4,7 
ácido clorídrico H Cl 160 -2,2 
 H3O 50 -1,7 
ácido 
metanossulfónico SH3C
O
O
O H
 
 
16 
 
-1,2 
ácido fluorídrico H F 6,3 x 10-4 3,2 
 
ácido acético H3C C
O
O H 
 
2,0 x 10-5 
 
 
4,7 
ácido cianídrico H C N 6,3 x 10-10 9,2 
metanotiol H3C S H 1,0 x 10-10 10,0 
metanol H3C O H 3,2 x 10-16 15,5 
água H O H 2,0 x 10-16 15,7 
amoníaco 
 
H N H
H 
1,0 x 10-35 35 
metano 
 
H C H
H
H
 
~1,0x 10-50 ~50 
 
 
 
Na tabela seguinte apresentam-se os valores de pKa de várias famílias de compostos orgânicos, 
relativamente à água. 
 
Valores relativos de pKa 
 
Compostos 
 
pKa
Ácidos 
carboxílicos 
~5 
Fenóis ~10 
Água 15,7
Álcoois ~16 
Aminas ~33 
Alcanos ~40 
 
Química Orgânica A 
 
27
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
28 
4 ALCANOS 
 
Os alcanos constituem o ponto de partida de todos os compostos orgânicos, dado que directa ou 
indirectamente todos os compostos orgânicos se podem considerar derivados deles. Exemplo de 
interconversão de grupos funcionais que permite preparar um éter a partir de um alcano. 
 
Alcanos
haletos de alquilo
alcenos álcoois
alcinos éter 
 
Os alcanos possuem unicamente carbono e hidrogénio e são descritos como hidrocarbonetos 
saturados alifáticos. 
- Hidrocarbonetos – compostos constituídos por carbono mais hidrogénio. 
- Saturados - Todas as ligações são ligações simples (ligações sigma) 
- Alifáticos - os alcanos exibem propriedades semelhantes aos óleos e gorduras (“aleiphar” é a 
palavra grega para gordura). 
 
 
alcanos
não cíclicos
CnH2n+2
cíclicos
lineares
ramificados
 
 
 
Por exemplo, o metano (CH4) é o constituinte principal do gás natural, usado em sistemas de 
aquecimento e de produção de energia. O metano, o etano e o propano representam uma série 
homóloga - um conjunto de compostos cuja fórmula molecular difere da anterior por um 
incremento constante. Neste caso o incremento é o CH2 – grupo metileno. 
Os alcanos podem ser definidos de dois modos diferentes: 
 
1- Todos os alcanos são membros de uma série homóloga cujas fórmulas estruturais podem ser 
escritas introduzindo um grupo metileno (-CH2-) na fórmula do membro precedente. 
 
2- As fórmulas moleculares de todos os alcanos são representadas por CnHn+2, onde n é um 
número inteiro. Usando a fórmula geral CnHn+2 podemos ver que a fórmula molecular do alcano 
em C4 é C4H10. A fórmula estrutural pode ser mais complicada devido às diversas possibilidades, 
como a seguir está representado. 
Química Orgânica A 
 
29
H
C CH
H
H
H
C
H
H
C
H
H
H H C
H
C
H
C
C
H
H
H
H
H
H
o gás butano dos 
isqueiros é uma mistura
dos dois compostos
fórmulas de
estruturas 
condensadas
n-butano Isobutano
isómeros constitucionais
H
C4H10 - butano
 
 
 
4.1 ISOMERISMO 
 
A mesma fórmula molecular pode representar mais do que um composto. Compostos com a 
mesma fórmula molecular mas estruturas diferentes são chamados isómeros. Existem muitas 
formas diferentes de isómeros em compostos orgânicos. No esquema seguinte estão 
representados os tipos de isómeros mais comuns. 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
30 
 ISÓMEROS
mesma fórmula molecular 
mas com estrutura diferente
 ESTEREOISÓMEROS
mesma conectividade mas 
diferentes arranjos 
tridimensionais de átomos 
ou grupos de átomos
ISÓMEROS 
CONSTITUCIONAIS
 isómeros de esqueleto 
 isómeros de posição 
 isómeros de grupo 
 funcional
ISÓMEROS 
CONFORMACIONAIS
isómeros que podem ser 
interconvertidos por 
rotação de uma ligação 
sigma (σ)
ISÓMEROS DE 
CONFIGURAÇÃO
isómeros que não podem 
interconverter-se se não 
por quebra de uma ligação
ENANTIÓMEROS
isómeros que têm 
uma relação de 
objecto-imagem 
num espelho. Têm 
configurações 
opostas.
DIASTEREOISÓMEROS
isómeros que não têm 
uma relação uns com 
outros tal como a de um 
objecto com a sua imagem 
num espelho
ISÓMEROS CIS-TRANS
 ou GEOMÉTRICOS
TIPOS DE ISÓMEROS
 OUTROS
têm mais do que um 
estero-centro sem terem uma 
relação objecto-imagem
 
 
 
 
 
4.1.1 Isómeros constitucionais 
 
Os isómeros constitucionais apresentam a mesma fórmula molecular mas conectividade 
diferente entre os átomos. Os esqueletos carbonados são diferentes. Tomemos como exemplo o 
hexano de fórmula molecular C6H14. 
 
n-hexano 2-metilpentano 2,2-dimetil-butano 2,3-dimetilbutano 3-metilpentano 
Química Orgânica A 
 
31
Todos estes isómeros são compostos diferentes com propriedades físicas e químicas diferentes, 
incluindo distribuição espacial diferente dos seus átomos. A mistura dos cinco isómeros pode ser 
fisicamente separada nos seus cinco componentes puros que possuem unicamente em comum a 
sua fórmula molecular. 
 
Alcanos: fórmulas e isómeros 
 
nº átomos de carbono fórmula molecular nº de isómeros 
constitucionais 
1 CH4 0 
2 C2H6 0 
3 C3H8 0 
4 C4H10 2 
5 C5H12 3 
6 C6H14 5 
20 C20H42 366319 
40 C40H82 > 60 triliões 
 
À medida que o número de átomos de carbono do alcano aumenta, o número de possíveis 
isómeros constitucionais aumenta dramaticamente como se pode ver pela tabela anterior. 
 
4.1.2 Estereoisómeros - isómeros conformacionais (confórmeros) 
 
A maior categoria de isómeros consiste nos estereoisómeros. Compostos com a mesma fórmula 
molecular as mesmas conectividades e diferente orientação tridimensional ou orientação 
espacial. 
Os confórmeros podem-se converter uns nos outros por uma simples rotação em torno de uma 
ligação simples. Uma das formas de visualizar os confórmeros é pelas representações 
bidimensionais, nomeadamente as projecções de Newmann. 
 
Representação bidimensional de estruturas tridimensionais 
Projecções de Newman 
 
Exemplo : Etano C2H6 
 
H
H H
HH
H H
HH
H
HH
H
H
H
H
HH
átomo
de carbono
hidrogénio
ligado ao
carbono da frente
Projecção de Newman
Conformação Eclipsada
Projecção em perspectiva
ou cavalete 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
32 
H
HH
H
HHH
H
H
H
H
H
H
HH
H
H H
Conformação Estrelada
Projecção em perspectiva
ou cavalete
Projecção de Newman
 
 
 
A conformação estrelada tem menor energia por apresentar menor interacção entre os átomos de 
hidrogénio (repulsão electrónica e estereospacial). 
 
Conformações do n-butano C4H10 observadas através da projecção de Newman envolvendo o 
eixo que contém a ligação do átomo de carbono 2 com o átomo de carbono 3. 
 
CH3
HH
CH3
HH CH3
HH
CH3
HH
H
CH3H
CH3
H
H
anti eclipse 1gauche
conformações estreladas conformações eclipsadas
CH3
HH
H
CH3
H
eclipse 2 
 
 
A análise de confórmeros de alcanos com mais átomos de carbono revela outros efeitos 
repulsivos e a possibilidade de conformações adicionais devido à interacção dos grupos 
substituintes. As conformações anti e gauche são duas variantes da conformação estrelada. A 
conformação anti tem os dois grupos mais volumosos separados de 180º e a conformação gauche 
tem os grupos volumosos separados de 60º. A ordem de estabilidade das quatro conformações 
possíveis para o n-butano é 
 
anti > gauche > eclipse 1 > eclipse 2 
 
 
4.2 NOMENCLATURA DOS ALCANOS 
 
A nomenclatura mais utilizada é a nomenclatura IUPAC (Internacional Union of Pure and 
Aplied Chemistry). Por vezes são utilizados nomes comuns que já se encontram vulgarizados. 
Segundo a nomenclatura IUPAC todos os alcanos têm o seu nome terminado em ano. 
 
4.2.1 Alcanos não ramificados 
 
Nome do hidrocarboneto Nº de átomos de carbono Nome do substituinte na fórmula 
metano C1 CH3 (metil) 
etano C2 CH3CH2 (etil) 
propano C3 CH3CH2CH2 (propil) 
butano C4 
Química Orgânica A 
 
33
pentano C5 
hexano C6 
decano C10 
undecano C11 
icosano C20 
 
Grupos alquilo :R- usado para representar um grupo alquilo genérico 
 
Um grupo alquilo resulta da remoção de um átomo de hidrogénio de um alcano. Um grupo 
alquilo não é um composto mas é simplesmente uma unidade estrutural que existe como um 
substituinte de uma estrutura maior. 
O nome do grupo alquilo é formado a partir do nome do alcano correspondente, retirando a 
terminação ano e substituindo por ilo. Para um substituinte onde o grupo alquilo seja escrito por 
uma fórmula condensada ou por uma fórmula molecular utiliza-se a designação de R. 
 
4.2.2 Alcanos ramificados 
 
A ramificação da cadeia carbonada aumenta a diversidade da estrutura dos alcanos. Os nomes 
são atribuídos segundo as regras IUPAC. Nas fórmulas condensadas sãousados parênteses para 
definir a que átomo de carbono é que a cadeia ramificada está ligada. 
 
Por outro lado os átomos de carbono nas moléculas orgânicas são classificados segundo o 
número de átomos de carbono que estão ligados a ele como a seguir se descreve. 
 
1C
2C
3C
4C
H3C CH2 CH
CH3
CH3
primários 
secundários
terciários 
quaternários
carbonos
secundário
terciário
primário
 
 
4.2.3 Propriedades dos alcanos 
 
O estado físico dos alcanos à temperatura ambiente varia com o seu peso molecular 
 
 C1—C4 gases 
 C5—C16 líquidos 
 mais de C17 sólidos 
 
Exemplos de alcanos na natureza: 
 
C27H56 - cera da pele da maçã 
C31H64 - cera das folhas do tabaco 
 
Os alcanos são os compostos orgânicos menos densos de todos os compostos orgânicos 
conhecidos. São insolúveis em água devido a serem compostos apolares, por existir pouca 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
34 
diferença de valor de electronegatividade entre o átomo de carbono e o de hidrogénio. Os 
alcanos são normalmente usados como solventes de gorduras. 
 
— Menos densos que a água - petróleo, óleo, gasolina 
— Insolúveis em água - são compostos apolares 
— Usados como solventes 
— Armazenados sem decomposição por longos períodos. 
 
4.2.4 Fontes naturais de alcanos 
 
Gás natural 
80% metano
10% etano
combustível
aquecimentoGás natural
 
 
Pelo “cracking” do etano obtém-se o etileno que é usado em no fabrico de polímeros. 
 
CH3 CH3 H2C CH2
900°C + H2
cracking etileno
polimerização
polietileno 
 
Petróleo 
 
O petróleo é separado por destilação em colunas de fraccionamento nas refinarias, que o separa 
em sete fracções que são as seguintes: 
 
Gases de ponto de ebulição inferior a 20ºC- Ponto de ebulição (p. e.) menor de 20°C. 
Semelhante ao gás natural mas inclui alcanos ramificados. Alcanos C1—C5 (gases). 
Líquidos com pontos de ebulição entre 20 e 100ºC - Alcanos de fórmulas moleculares de C5-
C7 lineares ou ramificados chamados nafta. 
Líquidos com pontos de ebulição entre 100 e 200ºC -Alcanos e compostos aromáticos de C5-
C10; a gasolina é recolhida nesta fracção. 
Líquidos com pontos de ebulição entre 200 e 300ºC - Alcanos C11-C16 fonte de queroseno. 
Líquidos com pontos de ebulição até 400ºC - Hidrocarbonetos contendo mais de C15. Esta 
fracção é a fonte de Diesel e do fuel. 
Líquidos residuais – Hidrocarbonetos de fórmulas moleculares com mais de 20 átomos de 
carbono que são utilizados como óleos lubrificantes. 
Resíduo sólido - Asfalto, alcatrão e ceras parafínicas. 
 
Os alcanos também podem provir da decomposição lenta de matéria animal ou vegetal na 
presença de água e ausência de oxigénio. 
 
 
 
 
Química Orgânica A 
 
35
4.3 CICLO-ALCANOS 
 
Os ciclo-alcanos também fazem parte da família dos alcanos e têm a fórmula geral CnH2n. O 
ciclo-alcano mais simples é o ciclopropano C3H6. 
 
4.3.1 Isomerismo cis-trans em ciclo-alcanos 
 
Todos os ciclo-alcanos com dois ou mais substituintes não ligados ao mesmo átomo de carbono 
exibem um tipo de estereoisomerismo configuracional conhecido por isomerismo cis-trans. As 
conectividades são as mesmas mas são possíveis diferentes orientações por os substituintes 
poderem estar ligados do mesmo lado do anel ou de lados diferentes. O anel constitui um plano 
de referência para a molécula. 
Estes isómeros configuracionais são compostos diferentes que podem ser separados por métodos 
físicos e identificados, contrastando com o comportamento dos isómeros conformacionais. 
 
— cis relação entre substituintes para o mesmo lado do plano do anel, ambos para cima do plano 
ou para baixo do plano. 
— trans relação entre substituintes para lados opostos do plano do anel, para cima e para baixo 
do plano da molécula. 
 
Por exemplo o ciclo-alcano 1,2-dimetilciclopropano existe como dois isómeros diferentes: cis-
1,2-dimetilciclopropano e trans-1,2-dimetilciclopropano. Estes são dois compostos diferentes 
com propriedades físicas completamente distintas. 
 
H3C CH3 H3C CH3 H3C CH3
estruturas idênticas
cis-1,2-dimetilciclopropano
cis cis trans
para cima do plano
para baixo do plano
para baixo do planopara cima do plano
trans-1,2-dimetilciclopropano 
 
4.3.2 Alcanos policíclicos 
 
Além dos alcanos monocíclicos com um anel existem muitos alcanos interessantes que contèm 
mais do que um anel fundido. Os bicíclicos são aqueles que apresentam dois anéis fundidos e os 
policíclicos com vários anéis fundidos. 
 
decalina 
H
H
H
H
cis - decalina trans-decalina
H
H
 
 
biciclo[3,2,1]octano 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
36 
biciclo[3,2,1]octano 
4.4 CONFORMAÇÕES DO CICLO-HEXANO 
 
O ciclo-hexano pode adoptar várias conformações sendo as mais conhecidas as de cadeira e 
barco. Para uma molécula de ciclo-hexano existem duas conformações em cadeira que se 
interconvertem através da conformação em barco. 
Na conformação em cadeira os substituintes apresentam-se orientados segundo o eixo da cadeira 
(substituintes em posição axial) ou apresentam uma orientação segundo o plano da cadeira 
(substituintes equatoriais). 
 
eixo do anel
conformação cadeira
- substituinte equatorial
- substituinte axial 
 
As conformações em cadeira são interconvertíveis e os substituintes que se apresentam como 
axiais numa conformação passam a equatoriais na outra conformação e vice-versa. 
 
antes da conversão
cadeira
após 
conversão
barco cadeira
 
 
Na conformação em cadeira existe repulsão entre os substituintes. Esta repulsão depende da 
posição relativa dos substituintes e do seu volume. De um modo geral os substituintes na posição 
axial apresentam maior repulsão do que aqueles que se encontram em posição equatorial. 
 
H
X H
XH
H
3
5
repulsão estereoquímica 
entre X e os átomos de 
hidrogénio axiais em 
posição 3 e 5.
1 3
5
não existe repulsão entre X e os 
átomos de H pois o substituinte X 
encontra-se em posição equatorial
1
 
 
Química Orgânica A 
 
37
Grupos X volumosos como o t-butilo (CH3)3C apresentam-se quase exclusivamennte em posição 
equatorial (> 99% do confórmero equatorial é preferido). 
 
 
4.4.1 cis-trans 
 
Os ciclo-hexanos dissubstituídos apresentam isomeria cis-trans. Se os dois substituintes se 
encontram para o mesmo lado do plano da molécula eles estão em posição cis, se se apresentam 
para lados opostos do plano da molécula então apresentam uma relação trans. Esta classificação 
não depende da posição equatorial ou axial dos substituintes como se pode observar nos 
exemplos seguintes: 
 
 
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3CH3
axial
axial
equatorial
equatorial
mais estável
axial
equatorial
equatorial
axial
substituintes em posição trans substituintes em posição cis
menos estável
(diaxial) (axial, equatorial)
(equatorial, axial)(di-equatorial)
 
 
 
4.5 REACÇÕES CARACTERÍSTICAS DE ALCANOS E CICLO-ALCANOS 
 
Apesar da pouca reactividade dos alcanos, frente a ácidos ou bases e a oxidantes e redutores, os 
alcanos sofrem contudo reacções radicalares, tais como a halogenação e a combustão. 
 
4.5.1 Reacção radicalares 
 
4.5.1.1 Halogenação de alcanos 
 
Força da Ligação na formação de radicais 
 
Um radical forma-se por quebra homolítica de uma ligação entre dois átomos, essa quebra requer 
energia que tem de ser fornecida à molécula na forma de calor ou energia fotoquímica. A 
recombinação de dois radicais origina uma ligação entre os átomos num processo de libertação 
de energia. Este processo está ilustrado de seguida para o hidrogénio. 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
38 
H + H H H
H H H + H
ΔH0 = - 104 kcal mol-1
ΔH0 = 104 kcal mol-1
A B
A + B
A + B
quebra homolítica da ligação
origina os radicais
quebra heterolítica da ligação
origina iões 
 
 
 
4.5.1.2 Cloração 
 
Substituição de um átomo de hidrogénio num alcano por um átomo de cloro é a reacção de 
cloração de um alcano. O metano é convertido no clorometano com libertação de 25 kcal mol-1, 
numa reacçãoexotérmica. (163 –188=25 kcal mol-1) 
 
 
H3C H Cl Cl
Δ
CH3 Cl H Cl+
ou irradiação
com U.V.
+
105 kcal mol-1 58 kcal mol-1 85 kcal mol
-1 103 kcal mol-1
+163 kcal mol-1 -188 kcal mol-1
Reacção exotérmica. Liberta-se 25 kcal mol-1 
 
A reacção é radicalar e dá-se por passos. Eles são os seguintes: 
 
— Iniciação 
 
Cl Cl
Δ
ou hυ
2 Cl
 
 
— Propagação 
 
H C
H
H
HCl +
105 kcal mol-1
Cl H
103 kcal mol-1
+ H C
H
H
 
 
 
Química Orgânica A 
 
39
H
CH
H
+ Cl Cl H C
H
H
Cl + Cl
58kcal mol-1 
 
—Terminação 
 
Cl2
CH3Cl
H3C CH3
+
+
+
Cl Cl
ClCH3
CH3 CH3 
 
 
 
Halogenação - generalização da reacção de cloração 
 
A reactividade dos halogénios frente à abstracção de hidrogénio é a seguinte: 
 
F > Cl > Br > I 
 
A energia de dissociação de alcanos está representada na tabela seguinte: 
 
Ligação quebrada (kcal mol-1) 
CH3 H 
105 
C2H5 H 
98 
C3H7 H 
98 
(CH3)2CH H 
94.5 
(CH3)3C H 
93 
H3C CH3 
90 
(CH3)2CH CH3 
86 
(CH3)3C CH3 
84 
(CH3)3C C(CH3)3 
72 
 
4.5.1.3 Estabilidade dos radicais 
 
Os radicais de carbono são muito reactivos com tempos de vida curtos. A estabilidade dos 
radicais alquilo é a seguinte: 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
40 
CH3 < primário < secundário < terciário
H
CC
H
C
CC
H
C
CC
C
é necessário maior energia
para os formar
H
CH
H
 
 
O radical metilo CH3. é o mais difícil de formar. 
 
Reactividade e estereoselectividade 
 
Pode-se afirmar que a 25ºC as reactividades relativas das várias ligações C-H nas clorações é: 
 
Terciário:secundário:primário = 5:4:1 
 
 
O que está de acordo com a reactividade relativa esperada quando se considera a força da 
ligação. A ligação C-H de um carbono terciário é mais fraca que a de um secundário e esta mais 
fraca que a de um carbono primário. Pode-se verificar esta ordem comparando os três tipos de 
átomos de hidrogénio presentes num único substrato. O 2-metilbutano é um bom exemplo. 
 
CH3
CCH3 CH2
H
CH3
-HCl
CH3
CClCH2 CH2
H
CH3
CH3
CCH3 C
H
CH3
H
Cl
CH3
CCH3 CH2
Cl
CH3
CH3
CCH3 CH2
H
CH2Cl
Cl2 + hυ + +
27% 14%
+ +
36% 23%
1-cloro-2-metilbutano 1-cloro-3-metilbutano
2-cloro-2-metilbutano2-cloro-3-metilbutano
Substituição num carbono primário: 41% = 27% + 14%
Substituição num 
carbono secundário
Substituição num 
carbono terciário
2-metilbutanocloro
 
 
O rendimento vem distribuído do seguinte modo: 
 
 
Química Orgânica A 
 
41
41% cloreto primário
36% cloreto secundário
23% cloreto terciário
41%
9
H - primários
: 36%
2
: 23%
1
H - secundários H - terciários
nº de átomos de 
hidrogénio
 
 
A bromação é mais regiosselectiva originando quase exclusivamente o brometo terciário por 
causa da energia do estado de transição. 
 
Br +
Br
>99% <1%
hυ
H+Br2
-HBr
1-bromo-2-metil
propano
1-bromo-2-metil
propano
 
 
 
4.5.1.4 Combustão (oxidação) de alcanos 
 
Iniciação 
 
R H + O + H O O
radical hidroperóxido
RO
 
 
Propagação 
 
R O2 R O O+
radical alquilperóxido 
R O O R O O H+ RH + R
alquil-hidroperóxido 
R O O H
Δ
R O O H
radical
alcóxido
+
radical
hidróxido 
 
R O R H+ R + ROH 
 
OH + RH R + H2O 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
42 
 
4.5.1.5 O problema da destruição da camada de ozono (O3) – uma reacção radicalar 
 
A camada de ozono representa um papel crítico na protecção da vida na Terra. O ozono (O3) e o 
oxigénio (O2) equilibram-se na estratosfera pela acção da luz ultravioleta do sol. 
 
O2 2O
hυ
O2 O3
O3 O2 O+
+ O
hυ
Este processo envolve absorção 
de radiação UV entre 200 e 300nm
 
 
O ozono é um gás azulado com um odor penetrante. O ozono quando produzido na superfície da 
Terra é um poluente, provocando irritação nas membranas do sistema respiratório e nos olhos. 
A radiação de UV de 200 a 300 nm proveniente do Sol poderá destruir as moléculas biológicas 
complexas. O ozono serve como filtro atmosférico natural para evitar que esta radiação atinja a 
Terra. 
 
4.5.1.6 O problema dos CFCs 
 
Os clorofluorocarbonetos (CFCs) ou Fréons são alcanos com os hidrogénios substituídos por 
átomos de fluor ou de cloro. São gases termicamente estáveis, sem odor e não são tóxicos. São 
usados essencialmente como líquidos refrigerantes (frigoríficos, sistemas de arrefecimento de ar 
condicionado). 
Cl2CCF2
CFCs
O3
2O3 3O2
-65°C
hν ClCCF2 + Cl
-65°C
hν O2 + O
Cl + O3 ClO + O2
ClO + O Cl + O2
No final do processo:
ozono oxigénio
destroem a camada de ozono !
 
 
 
Como o radical de Cl. é regenerado podendo continuar o processo este salda-se efectivamente 
pela destruição maciça de moléculas de ozono, que assim é convertido em oxigénio. A partir de 
1987, através do Protocolo de Montreal, a comunidade internacional compromete-se a 
gradualmente deixar de produzir CFCs. 
Química Orgânica A 
 
43
5 HALO-ALCANOS OU HALETOS DE ALQUILO 
 
Nos alcanos em que um átomo de hidrogénio foi substituído por um átomo de halogénio 
chamam-se halo-alcanos, ou haletos de alquilo. 
Trata-se da primeira família de compostos orgânicos que vamos estudar, que contém um grupo 
funcional mais reactivo que o carbono ou o hidrogénio. 
Designa-se por grupo funcional a parte da estrutura da molécula que é especialmente susceptível 
à reacção química. 
Nos halo-alcanos o grupo funcional é o grupo 
 
 C—X X = F , Cl , Br , I 
 
Exemplos 
 
 
 
 
 
 
5.1 PROPRIEDADES FÍSICAS 
 
 
5.1.1 Ligação 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
44 
Nos halo-alcanos a ligação C—X onde X representa um halogénio é uma ligação covalente que 
usa uma orbital híbrida sp3 do carbono para estabelecer a ligação ao halogénio. 
 
As moléculas têm geometria tetraédrica. 
 
F
C
H
H
H
fluoreto de metilo (CH3F)
C X neste caso C F
 
 
o comprimento da ligação carbono halogénio aumenta ao longo do grupo, 
 
 C — F < C — Cl < C — Br < C — I 
 
a ligação é parcialmente polar, aumentando a polaridade da ligação no mesmo sentido da 
electronegatividade do halogénio 
 
 electronegatividade (e polaridade de C—X): I < Br < Cl < F 
 
Todos os mono-halometanos têm um momento dipolar significativo, variando de 1,6 a 1,9 
Debyes. 
C X
δ+ δ-
 
 
a facilidade com que a ligação carbono-halogénio se quebra numa reacção iónica depende da 
sua polarizabilidade. A polarizabilidade é a facilidade com que os electrões envolvidos na 
ligação se movem, e depende em grande medida da proximidade dos núcleos atómicos e dos 
seus protões aos electrões da ligação. Quanto maior o átomo de halogénio mais electrões há em 
torno do núcleo e então os electrões da ligação estão mais afastados da influência electrónica dos 
protões do núcleo logo a ligação é mais polarizável.. 
 
polarizabilidade da ligação C-X C-F < C-Cl < C-Br < C-I
C F C I
 
 
Portanto a uma polarizabilidade menor corresponde também a ligação C-X mais forte: 
 
 Força da ligação C—F > C—Cl > C—Br > C—I 
 
 reactividade relativa C—F < C—Cl < C—Br < C—I 
 
A força da ligação varia inversamente com a reactividade relativa em reacções iónicas. 
Os fluoretos de alquilo são muito inertes do ponto de vista químico. A falta de reactividade 
química confere aos hidrocarbonetos fluorados usos variados: exemplo o Teflon é usado para 
revestimento de frigideiras 
 
Química Orgânica A 
 
45
F
C C
F
FF n
polímero
Teflon 
 
5.1.2 Outras propriedades 
 
 A maior parte dos haletos de alquilo são líquidos à temperatura ambiente e a sua 
temperatura de ebulição é superior à dos alcanos de onde derivam. 
 O ponto de ebulição (p.e.) de um haletos de alquilo aumenta ao longo da série 
 
CH3 CH3 CH3 CH2
F
CH3 CH2
Cl
CH3 CH2
Br
CH3 CH2
I
R F < R Cl < R Br < R I
-89°C -37°C 12°C 38°C 72°Cp.e.
etano fluoretano cloroetano bromoetano iodoetano
ex:
 
 
A maior parte dos haletos de alquilo líquidos é insolúvelem água e mais denso do que ela. 
 
 CH2Cl2 1,3g/mL H2O 1,0g/mL 
 
5.2 ENANTIOMERIA 
 
Os enantiómeros constituem um caso especial de estereoisómeros, o que quer dizer que têm a 
mesma conectividade, mas diferem na sua orientação tridimensional. Na Tabela-Tipos de 
Isómeros resumem-se todos os tipos de isomeria que surgirão ao longo do curso. 
Um enantiómero tem uma propriedade física única que é rodar o plano de polarização da luz, é 
opticamente activo. Esta rotação é detectada e medida num polarímetro. Um polarímetro possui 
um cristal polarizador (prisma), um tubo fechado com a amostra e um cristal analisador. 
 
α
Luz natural
não polarizada
(a fonte de luz usada
 no polarimetro é normalmente
a luz amarela da lâmpada
de sódio, a chamada risca D
do sódio
polarizador
Solução da amostra
plano da luz polarizada plano da
luz polarizada
rodado de α°
analisador
α
- 45º
nova 
direcção
direcção inicial de 
vibração da luz 
polarizada
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
46 
A rotação observada [α]obs é assim medida no polarímetro. A rotação varia com o solvente 
usado na solubilização da substância. 
A rotação específica α[ ]D
t °C
 é uma propriedade física característica de cada enantiómero. 
 
α[ ]D
t °C
temperatura da solução
risca D do sódio (λ = 589 nm) 
 
α
t
D
=
comp. do tubo (dm) x concentração da amostra (g/ml)
α obs
 
 
A que se deve o aparecimento do fenómeno de enantiomeria? 
A causa mais comum é a presença de um carbono quiral i.e. um carbono com quatro 
substituintes diferentes. 
Um objecto com um plano de simetria é aquiral. Um objecto sem plano de simetria é quiral. Um 
plano de simetria existe quando uma parte do objecto é imagem da outra metade. 
 
 
 
5.2.1 Regras de Cahn-Ingold-Prelog 
 
 
Usam-se as Regras de Cahn-Ingold-Prelog ou abreviadamente Regras CIP para classificar os 
carbonos quirais em R (do latim Rectus) ou S (do latim Sinister). 
 
Procedimento: 
 
1º Localizar o carbono quiral (C*), identificar os seus quatro substituintes 
2º Classificar os substituintes quanto à sua prioridade. 
3º Desenhar a fórmula tridimensional colocando o substituinte de menor prioridade para trás 
do plano do papel. 
2º Verificar as prioridades 1º, 2º, 3º, 4º a cada um dos substituintes sendo 
 
3º
C
1º
3º
C
º1 2º
º2
4º
4º
S
se
se
1º >2º > 3º > 4º
R
 
 
Determinação das prioridades 
 
1º Atribuir prioridades aos átomos segundo o valor decrescente de nº atómico Z 
 
Química Orgânica A 
 
47
Cl = 17 a
C = 6
H = 1 d
b ou c qual?
atribuição das prioridades a partir dos números atómicos 
dos elementos
Cl C
H
I
Br*
a
c b
d
H3C C
H
Cl
CH2CH3*
a
c b
d
Cl = 17
I = 53
H = 1
Br = 35
a
b
c
d
 
 
2º Análise dos substituintes que possuem os dois átomos de carbono 
 
CH3 C
H
H
H
CH2CH3 C
H
H
C
H H
H
CH2CH3 CH3
H = 1
H = 1
H = 1
H = 1
H = 1
C = 6
b c 
 
 
Números atómicos do 1º átomo que se liga ao carbono quiral 
 
H CH3 CH2CH3 CH2
CH3
CH3
NH2 OH F
1 6 6 6 7 8 9
prioridade aumenta
 
 
 
Números atómicos do segundo átomo ligado ao carbono quiral 
 
CH3 CH2CH3 CH
CH3
CH3
CH2NH2 CH2OH CH2I
1 6
6
6
7 8 53
 
 
3º Para o mesmo número atómico tem precedência o isótopo mais pesado, de maior massa 
atómica. 
 
Conhecem-se três isótopos do hidrogénio. 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
48 
 
H
T
D
OH
1H
3 > 1H
2 > 1H
1
trítio deutério prótio
> >
CHDTOH
metanol
prioridade b > >c d
T D H
 
 
 
Portanto a molécula do metanol, abaixo indicada, em que dois átomos de prótio (o isótopo mais 
abundante do hidrogénio) foram substituídos por um de deutério e um de trítio (cf. tabela de 
isótopos), tem quiralidade e designa-se por S-metanol. 
 
H
H
H
OH
H
T
D
OH
T
OH
D
H
D
OH
T
H
metanol
não quiral S-metanol R-metanol 
 
Química Orgânica A 
 
49
5.2.1.1 Alguns isótopos usados em química orgânica 
 
 
Elemento 
 Abundância natural 
ou tipo de decaimento
 
Vida média 
Hidrogénio
: 
prótio 1H 
1 99,985% estável 
 deutéri
o 1
H2 
0,015% estável 
 trítio 
1H
3
 β
- 12,3 anos 
Carbono 
6 C
12
 
98,89% estável 
 
6 C
13
 
1,11% estável 
 
6 C
14
 β
- 5570 anos 
Oxigénio 
8 O
15
 β
+ 124 segundos 
 
8 O
16
 
99,76% estável 
 
8 O
17
 
0,0374% estável 
 
8 O
18
 
0,2 estável 
Azoto 
7 N
13
 β
+ 10,1 minutos 
 
7 N
14
 
99,634% estável 
 
7 N
15
 
0,366% estável 
Flúor 9 F
18
 β+ 110 minutos 
 9 F
19
 100% estável 
Iodo 
53 I
127
 
100% estável 
 
53 I
128
 β
- 25 minutos 
 
53 I
131
 β
- 8,1 dias 
 
 
4º Se um dos substituintes contiver uma ligação múltipla então considera-se que ao átomo 
em análise estão ligados tantos átomos quanto a multiplicidade da ligação. 
 
C O C
O
(O)
(C)
(C)
C C
(C)(C)
(C)
C C
considera-se
átomos duplicados entre parêntesis
considera-se
átomos duplicados entre parêntesis
 
 
Existem muitas drogas que são misturas racémicas, e para as quais apenas um dos enantiómeros 
tem a actividade biológica desejada. 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
50 
CH2
C
CH3H3C
H
H3C C
H OH
O*
IBUPROFEN
analgésico
Carbono quiral R ou S ? RESP: S
— só o enantiómero apresentado é 
analgésico mas é vendido como 
uma mistura racémica
 
NO
H
O
N
O
O
Em 1963 a droga foi desenvolvida para
combater o enjôo matinal em mulheres
grávidas e o seu uso revelou-se
desastroso, dado ser um teratogéneo
poderoso. Identificar o carbono quiral da 
talidomida.TALIDOMIDA 
 
 
 
Br
F Cl
I
qual a quiralidade do carbono desta molécula?
 
 
 
 
 
Química Orgânica A 
 
51
5.3 REACÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO COM HALO-ALCANOS OU HALETOS DE 
ALQUILO 
 
R X halogénio 
 
A ligação polarizável C-X quebra sob condições moderadas o que permite ao halogénio ser 
substituído por grande variedade de outros grupos em reacções de substituição que estão na 
origem de vários compostos orgânicos. 
 
R X R YY
Y
SN
X
+
ligação polarizada
nucleófilo
substituição nucleófila
grupo de saída ou aceitador do par electrónico
Nu nucleófilo doador de electrões pode ser neutro
ou carregado negativamente
+ X
 
 
Reacção de substituição nucleófila (SN). 
R X R Nu
R X R Nu
Nu + +
Nu + + X
X
 
 
Como existem vários nucleófilos, pode-se formar uma grande variedade de produtos nesta 
reacção. 
 
 
Exemplo da reacção com CH3CH2—Br 
 
+ BrCH3CH2 Br+Nu
- CH3CH2 Nu 
 
Nucleófilo Nome Produto Nome da família 
-:OH Hidróxido C2H5 OH Álcool 
-:OR Alcóxido C2H5 OR Éter 
-:SH Hidrosulfureto C2H5 SH Tiol 
-:SR Mercaptido C2H5 SR Tioéter 
:NH3 Amoniaco C2H5 NH2 Amina -:C N Cianeto C2H5 CN Nitrilo -:C CH Acetileto C2H5 C CH Alcino 
I - Iodeto C2H5 I Iodeto de alquilo 
R-CH2- Carbanião C2H5-CH2-R Alcano 
 
5.3.1 Mecanismo da Reacção SN2 
 
Ana M. Lobo, M. Manuela A. Pereira, Ana Lourenço 
 
 
52 
O mecanismo de uma reacção é a descrição detalhada dos passos individuais pela qual a 
transformação total ocorre. 
 
Existem vantagens em conhecer o mecanismo: 
 
1 - Muitas reacções ocorrem pelo mesmo mecanismo. Assim, em lugar de se saber imensas 
reacções, poderemos unicamente saber alguns mecanismos e aplicá-los às diferentes reacções. 
 
2 - Se se conhecer o mecanismo da reacção pode-se predizer o efeito na reacção, alterar a 
natureza de um substrato ou reagente ou alterar das condições da reacção. 
 
3 -Quando se pensa nas reacções pretende-se minimizar as reacções secundárias ou laterais que 
produzem produtos indesejáveis. 
 
S Substituição 
 
N Nucleófila 
 
2 bimolecular - 2 reagentes estão envolvidos no passo lento da reacção. 
 
a
Brc
bHO:
a
HO Br
c b
HO
a
c
b
Br:
O ião hidróxido nucleófilo ataca do lado de trás do átomo 
de carbono contendo o bromo.
O carbono está relativamente electrodeficiente devido à 
elevada electronegatividade do átomo de bromo.
A nova ligação carbono-hidroxilo é formada
parcialmente pela doação do par electrónico do
oxigénio, não compartilhado, ao carbono.
A densidade electrónica do oxigénio diminui.
A ligação