3 Química Orgânica - 1 semestre-38

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ISOMERIA CONFORMACIONAL 
Exercício de Aprendizagem 
01. Construa um gráfico de energia potencial versus ângulo de rotação da ligação carbono-carbono para o propano, 
dando valores para os máximos de energia. 
02. Considere o 2-metil-propano (isobutano). Observando com atenção a ligação C2 – C1: 
(a) Desenhe a projeção de Newman da conformação mais estável. 
(b) Desenhe a projeção de Newman da conformação menos estável. 
(c) Faça um gráfico de energia versus ângulo de rotação em torno da ligação C2 – C1. 
(d) Como uma interação de coincidência hidrogênio-hidrogênio “custa” 4,0 kJ/mol e uma interação de 
coincidência hidrogênio-metila 6,0 kJ/mol, dê valores de energia aos máximos e mínimos de seu gráfico. 
 
03. Desenhe o 1,1-dimetil-ciclo-hexano, indicando o grupamento metila axial e o equatorial. 
04. Desenhe as duas conformações em cadeira diferentes do bromo-ciclo-hexano, mostrando todos os átomos de 
hidrogênio. Identifique cada substituinte como axial ou equatorial. 
05. Qual é a conformação mais estável do cis-1-terc-butil-4-cloro-ciclo-hexano e por quanto de energia ela é 
favorecida? 
06. Quais são as energias relativas das três conformações em oposição (alternadas) possíveis em torno da ligação 
C2–C3 no 2,3-dimetil-butano? 
 
07. Construa um diagrama qualitativo de energia potencial para a rotação em torno da ligação C–C do 1,2-
dibromo-etano. Qual é a conformação mais estável? Rotule as conformações anti e vici do 1,2-dibromo-etano. 
 
08. Desenhe um anel de ciclo-hexano em cadeira e rotule as posições como axiais ou equatoriais. 
 
09. Por que um ciclo-hexano 1,3-cis-dissubstituído é mais estável do que o seu isômero trans? 
 
10. Por que um ciclo-hexano 1,2-trans-dissubstituído é mais estável do que o seu isômero cis? 
 
 
 
 
 
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ISOMERIA CONFORMACIONAL 
Exercício de Fixação 
01) Desenhe o 1,2,3,4,5,6-hexametilciclo-hexano com: 
a) todos os grupos na posição axial; 
b) todos os grupos na posição equatorial; 
 
02) Determine se cada uma das substâncias seguintes é cis ou trans: 
 
a) 
Cl
HH
Cl
 
e) H
H
Br
CH3
 
b) Br
H
H
H3C
 
f) H
Cl
H
CH3
 
c) H
CH3
Br
H
 
g) H
CH3
CH3
H
 
 
03) Responda o que se pede: 
a) Desenhe o confôrmero em cadeia mais estável do cis-1-etil-2-metil-ciclo-hexano. 
b) Desenhe o confôrmero mais estável do trans-1-etil-2-metilciclo-hexano. 
c) Qual é mais estável, cis-1-etil-2-metil-ciclo-hexano ou trans-1-etil-2-metilciclo-hexano? 
 
04) para cada um dos ciclo-hexanos dissubstituídos, indique quando os substituintes nos dois confôrmeros em 
cadeira estiverem ambos na posição equatorial em um confôrmero em cadeira ou ambos em axial no outro ou 
um em equatorial e o outro em axial em cada um dos confôrmeros em cadeira: 
a) cis-1,2- c) cis-1,3- e) cis-1,4- 
b) trans-1,2- d) trans-1,3 f) trans1,4- 
 
05) Qual dos seguintes confôrmeros tem a maior energia? 
 
CH3
Cl
Cl CH3 Cl
CH3
A B
C
 
 
 
 
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 MÓDULO 07 
Acidez e Basicidade de Compostos Orgânicos 
 
7.1. Acidez e Basicidade em Compostos Orgânicos 
 
Considerando-se que quase todas as reações químicas, exceto as iônicas (em solução aquosa), envolvem 
ruptura e formação de novas ligações por envolvimento de elétrons, podemos afirmar, dentro dos conceitos 
modernos, que “toda a reação química é do tipo ácido – base”. 
Conceitos Fundamentais: 
I. Arrenhius: 
 
Ácidos: São substâncias que em solução aquosa, liberam íons [H]+ (prótons). 
 
 
 
Nota: Os íons H+, por serem muito pequenos e de elevada carga, se encontram solvatados (hidratados), 
associando-se às diversas moléculas de água, para formar espécies, como [ H3O+; H5O2+; H7O3+; H9O4+ etc.]. São 
unidades poliméricas de, pelo menos, uma molécula de água na espécie [H3O+; hidrônio ou hidroxônio]. 
Exemplos: 
 
 
 
Bases: São substâncias que; em solução aquosa, liberam íons hidroxilas [OH]–. 
 
 
 
Notas: As hidroxilas dissociáveis encontram-se na forma de íons (ânions) atraídas pelos íons (cátions) metálicos. 
No caso das bases iônicas, ocorre uma dissociação, enquanto nos ácidos preferimos chamar de ionização, uma 
vez que estes são moleculares. 
 
Exemplos: 
 
 
II. Bronsted — Lowry: 
 
Ácidos: São substâncias moleculares ou (entidades iônicas) que em qualquer reação química doam prótons. 
 
Bases: São substâncias moleculares ou (entidades iônicas) que em qualquer reação química recebem prótons. 
 
- 
 
 
 
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Exemplos: 
 
 
Notas: 
– No conceito de Bronsted-Lowry, a’ alia-se a força do ácido e da base pela capacidade que a espécie química 
tem de transferência de prótons. 
– A seta em duplo sentido indica um equilíbrio químico. em que se pode destacar a força do ácido ou da base, 
sendo que os pares ácido-base de membros diferentes da equação denominam-se de “conjugados”. 
 
Regra Geral: 
“Ácido forte apresenta base conjugada fraca e ácido fraco apresenta base conjugada forte e vice-versa”. 
 
Em 1923. G. N. Lewis propôs novas definições para os termos “ácido” e “base”. Ele definiu um ácido como 
uma espécie que aceita um par de elétrons e uma base como urna espécie que doa um par de elétrons. Todos os 
ácidos doadores de prótons se enquadram na definição de Lewis porque perdem um próton e o próton aceita um 
par de elétrons. 
 
 
 
Base de Lewis: tem par, vai doar. 
Ácido de Lewis: precisa de par de elétrons 
 
A definição de Lewis de ácidos é muito mais abrangente que a de Bronsted-Lowry porque não é limitada a 
substâncias que doam prótons. De acordo com a definição de Levis, substâncias como cloreto de alumínio (AlCl3), 
trifluoreto de boro (BF3) e borano (BH3) são ácidos porque têm orbitais de valência incompletos e podem aceitar 
um par de elétrons. Essas substâncias reagem com uma substância que tem pares de elétrons livres como um 
próton reage com a amônia, mas elas não são doadoras de prótons. Assim, a definição de Lewis de ácido inclui 
todos os ácidos doadores de prótons e alguns ácidos adicionais que não têm prótons. Em todo este texto, o termo 
“ácido” é usado para significar ácidos doadores de próton, e o termo ácido de Lewis é usado para se referir aos 
ácidos não doadores de prótons como AlCl3 ou BF3. Todas as bases são bases de Lewis porque têm um par de 
elétrons que podem compartilhar ou com um átomo como alumínio ou boro ou com um próton. 
 
 
 
 
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Força Ácido – Base 
 
– No conceito de Arrenhius, a força de um ácido ou de uma base pode ser avaliada normalmente, pelo seu 
grau de dissociação α representado por: 
d
D
  
d número de partículas dissociadas
D = número de partículas dissolvidas

 
1 a 5% ácido fraco
5 a 50% ácido moderado
> 50% ácido forte
 
 
   
 
 
 
 
– No conceito de Bronsted – Lowry, a força de um ácido H – X pode ser calculada pelo seu grau de equilíbrio, 
de acordo com a expressão: 
 
 
 
“A concentração de água, em grade excesso em relação às partículas, é considerada constante”. 
Assim: 
“Quanto maior o valor de Ka, mais forte será o ácido” 
 
– Da mesma forma, para uma base MOH, temos: 
 
 
 
Assim: 
“Quanto maior o valor de Kb, mais forte será a base” 
 
– Como os valores de Ka e de Kb são muito pequenos (potências negativas de 10), usam-se como definições: 
 
 
 
 
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a 10 a b 10 bpK log K e pK log K      
 
Logo: 
 
“Quanto menor o valor numérico de pKa, tanto mais forte será o ácido e, quanto menor o valor 
numérico de pKb, mais forte será a base” 
 
Exemplos: 
 
 
 
Fatoresque Determinam a Acidez: 
 
1. A natureza de ligação H – X em função da eletronegatividade. 
2. Efeitos que estabilizam X– em relação à HX, tornando o conjugado uma base fraca. 
 
Exemplo 1: 
 
 
 
Exemplo 2: