Livro - Química Geral e Orgânica

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QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
Maringá
2010
EDITORA DA UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
 
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edição 2013 para a editora.
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Maringá
2010
Formação de ProFessores em CiênCias biológiCas - ead
Química geral 
e orgânica
1
Eduardo Radovanovic
Vagner Roberto de Souza
Helena Shizuko Nakatani 
Formação de Professores em Ciências Biológicas - EAD
 Apoio técnico: Rosane Gomes Carpanese
 Luciana de Araújo Nascimento Guaraldo
 Normalização e catalogação: Ivani Baptista CRB - 9/331
 Revisão Gramatical: Prof. Dr. Osvaldo Ferrarese Filho
 Edição, Produção Editorial e Capa: Carlos Alexandre Venancio
 Eliane Arruda
Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP)
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mecânico, eletrônico, reprográfico etc., sem a autorização, por escrito, do autor. Todos os direitos 
reservados desta edição 2009 para Eduem.
Radovanovic, Eduardo
 Química geral e orgânica / Eduardo Radovanovic; Helena Shizuko Nakatani; 
Vagner Roberto de Souza. -- Maringá : Eduem, 2010.
 120p. :il. (Coleção formação de professores em Ciências Biológicas, n. 1)
 ISBN 978-85-7628-227-3
 1. Química geral. 2. Química orgânica. 3. Reações químicas. I. Nakatani, Helena 
Shizuko. 2. Souza, Vagner Roberto de.
CDD 21. ed. 540
R131q
Endereço para correspondência:
Eduem - Editora da Universidade Estadual de Maringá
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87020-900 - Maringá - Paraná
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5
umárioS
Sobre os autores
Apresentação da coleção
Apresentação do livro
CAPÍTULO 1
Átomos, íons e moléculas
CAPÍTULO 2
Relações quantitativas nas reações químicas
CAPÍTULO 3
Equilíbrio químico
CAPÍTULO 4
Noções de grupos funcionais em Química Orgânica
CAPÍTULO 5
Reações em Química Orgânica
Referências
> 7
> 9
> 11
> 13
> 55
> 65
> 83
> 101
> 119
7
EDUARDO RADOVANOVIC
Professor do Departamento de Química (DQI) da Universidade Estadual de 
Maringá (UEM). Doutor e Pós-doutor em Química pelo Instituto de Química da 
Universidade de Campinas (UNICAMP). Graduação em Química Licenciatura 
e Bacharelado, UEM.
Vagner Roberto de Souza
Professor do Departamento de Química (DQI) da Universidade Estadual de 
Maringá (UEM). Doutor em Química pelo Instituto de Química, Universidade 
de São Paulo, USP. Mestre em Química pela Universidade Estadual Paulista, 
UNESP, Campus de Araraquara. Bacharel em Química pelo Instituto de Quí-
mica, Universidade Estadual Paulista, UNESP, Campus de Araraquara.
Helena Shizuko Nakatani
Professora adjunto do Departamento de Química - UEM desde 1999, Dou-
torada em Química Analítica - UNICAMP, Pós-doutorado em Engenharia de 
Alimentos - UNICAMP.
obre os autoresS
9
Este livro integra a coleção Formação de Professores de Ciências Biológicas - EAD, 
como parte do material didático produzido para o Curso de Licenciatura em Ciências 
Biológicas, na Modalidade de Educação a Distância, vinculado ao Departamento de 
Biologia (DBI), do Centro de Ciências Biológicas (CCB) da Universidade Estadual de 
Maringá (UEM), ofertado no âmbito da Universidade Aberta do Brasil (UAB). 
Esta é uma coleção de livros para a formação de professores que traz a marca da 
tradição e da força. A tradição vem da experiência no ensino e na pesquisa dos autores, 
vinculados aos departamentos da Universidade Estadual de Maringá. A força, por sua 
vez, está relacionada ao conteúdo diversifi cado e atualizado, bem como à metodologia 
baseada na comunicação, em linguagem acessível e objetiva, e nas atividades e leituras 
complementares propostas.
Numa coleção destinada à formação de professores de Ciências Biológicas, acredi-
tamos que a melhor opção é a adoção de uma sequência de conteúdos que permite o 
contato com os níveis crescentes de complexidade, nos quais o mundo vivo se orga-
niza. Essa organização, desde o nível molecular até os princípios da hereditariedade 
e evolução das espécies, culmina com as relações dos seres vivos entre si e com o 
ambiente. 
Além disso, o ensino atualizado não pode fi car indiferente às conquistas de uma ci-
ência dinâmica, que se renova a cada geração, na busca de respostas para as inúmeras 
indagações existentes e para aquelas que surgirão, proporcionando o aumento notável 
dos conhecimentos adquiridos. Portanto, serão abordados, em todos os volumes, co-
nhecimentos recentes, que focalizem temas de repercussão na atualidade vinculados 
às pesquisas relacionadas às áreas da Biologia, como a ecologia, a genética, a biotec-
nologia e a saúde, entre outras. Nessa perspectiva, cada livro da coleção foi pensado e 
elaborado para uma disciplina específi ca do curso, buscando a leitura, a refl exão e o 
aprofundamento do conteúdo fundamental para a formação de professores nessa área 
de conhecimento.
A conclusão dos trabalhos deverá ocorrer somente no ano de 2013. Deve-se con-
siderar que o fi nanciamento para a edição dos volumes da coleção será liberado gra-
dativamente, de acordo com o cronograma estabelecido pela Diretoria de Educação a 
Distância (DED) da Coordenação de Aperfeiçoamento de Pessoal do Ensino Superior 
(CAPES), responsável pelo programa Universidade Aberta do Brasil (UAB).
presentação da ColeçãoA
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Agradecemos aos professores da Universidade Estadual de Maringá que organiza-
ram os livros ou escreveram capítulos para os diversos volumes dessa coleção. Tam-
bém ressaltamos o apoio do Departamento de Biologia, do Centro de Ciências Bioló-
gicas, da reitoria e diversos órgãos da Universidade Estadual de Maringá, em especial 
do Núcleo de Educação a Distância. Esperamos que a coleção tenha novas edições,3 e 4. Como w = y, temos: w = 4. 
Substituindo estes valores na equação, temos: 
O método de balanceamento por oxirredução só pode ser aplicado em reações 
onde ocorre a transferência de elétrons entre os reagentes. Esse método se fundamen-
ta no fato de que o total de elétrons cedidos é igual ao total de elétrons recebidos. As 
regras práticas a serem seguidas são:
a) Descubra todos os elementos que sofreram oxidação ou redução, isto é, muda-
ram o número de oxidação.
b) Calcule as variações de NOx desses elementos. Criamos então dois ramais; o de 
oxidação e o de redução.
c) Tome uma substância que sofre oxidação e outra que sofre redução (a substân-
cia escolhida deve ter NOx exclusivo).
d) Multiplique a variação do NOx do elemento, na substância escolhida, pela sua 
atomicidade (o índice do átomo no composto). Temos, neste caso, a variação 
total do NOx.
e) Inverta os resultados da variação total do NOx para os elementos que sofreram 
oxidação e redução para determinar os seus coefi cientes.
f ) Prossiga com os demais elementos químicos usando o método das tentativas.
 Exemplo:
Os elementos que tiveram variação no NOx são: fósforo e nitrogênio.
Regra (a): O fósforo passou de “zero” para +5, sofrendo oxidação. O nitrogênio 
passou de +5 para +2, sofrendo redução.
Regra (b): Fósforo  Variação do NOx = (+5) - 0 = 5
Nitrogênio  Variação do NOx = (+5) - (+2) = 3
Regra (c): Substância que se oxida: P
Substância que se reduz: HNO3
Regra (d): P  Variação total = 5 x 1 = 5
HNO3  Variação total = 3 x 1 = 3
Regra (e): 3 P e 5 HNO3
Relações quantitativas 
nas reações químicas
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Regra (f ): 3 P + 5 HNO3 + H2O  5 NO + 3 H3PO4 
Regra (f ): Balanceie a água por tentativas:
3 P + 5 HNO3 + 2 H2O  3 H3PO4 + 5 NO 
Com o conhecimento exato de como ocorre uma determinada reação química, é 
possível realizarmos cálculos demonstrando as relações em massa ou em número de 
mols entre os reagentes e os produtos. Podemos calcular o rendimento real de uma 
reação química, bem como calcular se os reagentes estão em quantidades estequiomé-
tricas, ou, se há um reagente em excesso. Uma série de exemplos, a seguir, demonstra 
o uso do cálculo estequiométrico.
Exemplo 1: Uma amostra de minério com 339 g contém 29% de sua massa de óxido 
de ferro II e 13% de carbonato de cálcio. Calcule a massa de ferro metálico que pode 
ser obtida dessa amostra por meio de um processo de redução do óxido de ferro por 
monóxido de carbono, e o número de mols de óxido de cálcio que pode ser obtido da 
decomposição térmica do carbonato de cálcio nessa amostra de minério.
Resolução: primeiro, identifi que as reações descritas. 
Para o óxido de ferro II, a reação é de oxirredução, e o balanceamento é simples, 
sendo todos os índices iguais a 1.
Para o carbonato de cálcio, a reação é de decomposição, e os índices também são 
unitários.
Descreva a primeira reação da seguinte maneira: 1 mol de FeO (71,8 g) reagindo 
com 1 mol de CO (28,0 g) fornece como produtos numa reação com 100% de rendi-
mento, 1 mol de Fe (55,8 g) e 1 mol de CO2 (44 g). A quantidade de FeO no minério 
é de 29%, ou seja, 29/100 x 369 = 107,01 g. O rendimento de Fe pode ser obtido a 
partir de uma simples regra de três:
Da mesma maneira, 1 mol de CaCO3 (100 g) se decompõe em 1 mol de CaO (56 g) 
e 1 mol de CO2 (44 g). A quantidade de CaCO3 no minério é de 13%, ou seja, 13/100 x 
369 = 47,97 g. O rendimento de CaO em número de mols é:
61
Como a relação em número de mols entre o CaCO3 e o CaO é de 1 para 1, produz-
se 0,4797 mols de CaO.
Exemplo 2: Uma amostra de 200 kg de calcário (com teor de 80% de CaCO3) foi 
tratada com ácido fosfórico (H3PO4) conforme a equação química: CaCO3 + H3PO4 
Ca3(PO4)2 + H2O + CO2. Calcule a massa de Ca3(PO4)2 formado. 
Os coefi cientes são acertados pelo método algébrico, pois não se trata de reação 
de oxirredução: 
 
Observe os dados informados (200 kg de calcário com 80% de pureza, ou seja, 
160 kg de CaCO3) e o que está sendo solicitado (massa do sal formado - Ca3(PO4)2) e 
estabeleça uma regra de três.
Exemplo 3: Considere a reação FeS + HCl FeCl2 + H2S. Qual a massa 
de cloreto ferroso (FeCl2) obtida quando 1100 g de sulfeto ferroso (FeS) de 80% de 
pureza reagem com excesso de ácido clorídrico (HCl)? Acerte os coefi cientes da equa-
ção pelo método das tentativas: 
Observe os dados informados (1100 g de sulfeto ferroso com 80% de pureza, ou 
seja, 880 g de sulfeto ferroso puro) e o que está sendo solicitado (massa de cloreto 
ferroso). Por fi m, estabeleça uma regra de três:
Exemplo 4: O rendimento de uma reação é o quociente entre a quantidade de pro-
duto realmente obtida e a quantidade de produto que seria teoricamente obtida pela 
equação química correspondente. Queimando-se 30 g de carbono puro, com rendi-
mento de 90%, qual a massa de dióxido de carbono (CO2) obtida, conforme a equação: 
Relações quantitativas 
nas reações químicas
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Os coefi cientes já estão acertados: 
Observe os dados informados (30 g de carbono puro com 90% de rendimento) e 
o que está sendo solicitado (massa de dióxido de carbono obtida) e estabeleça uma 
regra de três:
Esse valor é obtido, considerando-se que o rendimento seria de 100%. Para o cálcu-
lo fi nal, estabeleça outra regra de três para calcular o rendimento (90%).
Exemplo 5: Quando são dadas as quantidades de dois ou mais participantes: é 
importante lembrar que as substâncias não reagem na proporção que se quer (ou que 
é misturada), mas na proporção que a equação (ou seja, a Lei de Proust) as obriga. 
Quando o enunciado fornece as quantidades de dois participantes, provavelmente um 
deles está em excesso, pois, em caso contrário, bastaria dar a quantidade de um deles e 
a do outro seria calculada. Para o cálculo estequiométrico, devemos tomar como base 
o reagente que não está em excesso (denominado reagente limitante). Nesse caso, as 
seguintes etapas devem ser seguidas:
1ª) Considere um dos reagentes o limitante e determine quanto de produto seria 
formado.
2ª) Repita o procedimento com o outro reagente.
3ª) A menor quantidade de produto encontrada corresponde ao reagente limitante 
e indica a quantidade de produto formada.
Foram misturados 40 g de gás hidrogênio (H2) com 40 g de gás oxigênio, com a 
fi nalidade de produzir água, conforme a equação: 
63
Determine: 
a) o reagente limitante; 
b) a massa de água formada; 
c) a massa de reagente em excesso.
Primeiramente, acerte os coefi cientes da equação:
Consideramos que o H2 seja o reagente limitante.
Em seguida, considere que o O2 seja o reagente limitante.
Observe que a menor quantidade de água obtida corresponde ao consumo total de 
O2, que é realmente o reagente limitante. A massa de água produzida será de 45 g. Ago-
ra, calcule a massa de H2 que será consumida e o que restou em excesso, aplicando-se 
uma nova regra de três:
Como a massa total de H2 era de 40 g e só 5 g irão reagir, temos um excesso de 35 
g (40 - 5). Dessa forma, em relação aos quesitos solicitados:
a) reagente limitante: O2
b) massa de água formada: 45 g
c) massa de H2 em excesso: 35 g
Relações quantitativas 
nas reações químicas
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Anotações
65
Equilíbrio químico 3
Nos capítulos anteriores e na maioria dos exemplos que conhecemos a respeito de 
reações químicas, é sempre enfatizado que elas ocorrem por completo, ou seja, a par-
tir de determinados reagentes são obtidos os produtos. Além disso, nós somos levados 
a efetuar cálculos a respeito dos rendimentos e da estequiometria dessas reações. No 
entanto, em muitas situações, elas não ocorrem por completo. Depois de decorrer 
um determinado período de tempo, após o início da reação, esta aparentemente para. 
Cessa também as mudanças que ocorrem por causa deste processo, como cor, evolu-
ção de gases, precipitação, etc. Além dos produtos de reação, a mistura fi nal contém 
também seus reagentes.Um exemplo claro deste processo ocorre na seguinte reação 
de dissociação do gás N2O4:
O aquecimento do N2O4 incolor a temperaturas maiores que a sua temperatura 
de ebulição causa a dissociação das moléculas desse gás em duas moléculas de NO2 
gasoso, que apresenta cor marron. O aumento da temperatura faz com que a concen-
tração de NO2 aumente, assim como a cor marron desse gás, e, por consequência, a 
concentração de N2O4 diminua. A diminuição da temperatura causa efeito contrário. 
No entanto, ao se estabelecer uma temperatura constante, a reação atingirá um ponto 
de equilíbrio, cujas concentrações de N2O4 e NO2 terão valores fi xos. Outros fatores 
que devem ser mantidos constantes para que isso ocorra é a pressão e o número de 
moléculas do meio reacional. 
A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um siste-
ma fechado não sofre mais mudanças com o tempo é chamado de equilíbrio químico. 
Isso acontece quando reações que ocorrem em sentidos opostos atingem valores de 
velocidade de conversão iguais, ou seja, a velocidade de conversão dos reagentes em 
produtos é igual à velocidade de conversão de produtos em reagentes. 
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A natureza é recheada de processos que tendem a atingir o equilíbrio. A dissolu-
ção do gás CO2 em água tende a atingir um equilíbrio, sob condições controladas de 
pressão e temperatura. A formação de ácido carbônico (H2CO3) e a sua dissociação em 
íons bicarbonato (HCO3
-) e carbonato (CO3
-2) são processos que tendem ao equilíbrio. 
Neste capítulo, estudaremos como expressar corretamente a posição de equilíbrio de 
reações de modo quantitativo, bem como os fatores que afetam o equilíbrio químico 
de uma reação. Será enfatizado principalmente os equilíbrios químicos que ocorrem 
em soluções aquosas. 
3.1 LEI DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Para expressar matematicamente o que ocorre numa reação em equilíbrio, consi-
deremos duas reações de conversão entre gases, onde inicialmente só existe o gás A, 
sendo então a primeira de A para B (direta), e a segunda de B para A (inversa).
As constantes de velocidade das reações direta e inversa são kA e kB. Observando as 
Figuras 32A e 32B, podemos notar que, a partir de 10 s de tempo de reação, a concen-
tração dos gases não sofre mais variação, implicando então em velocidades das reações 
direta e inversa iguais.
Figura 32 - Representação do equilíbrio químico AˈB. (a) A [A] diminui com o tempo até atingir o equi-
líbrio. (b) A VA diminui com o tempo até ser constante e igual a VB.
Uma vez estabelecido o equilíbrio, as concentrações [A] e [B] permanecem cons-
tante. No entanto, isso não quer dizer que as reações cessaram de ocorrer, mas que as 
velocidades de interconversão são idênticas.
Para identifi car quais os fatores que podem infl uenciar no estabelecimento do 
equilíbrio químico e como é calculada a constante de equilíbrio para uma reação, 
retornemos à análise da reação de interconversão entre o N2O4 e o NO2. Na tabela 18, 
67
estão mostrados os valores de pressão inicial e de equilíbrio de dois experimentos de 
interconversão entre estes gases, bem como a constante de equilíbrio.
Tabela 18 - Pressão parciais iniciais e após o 
equilíbrio na reação de interconversão entre NO2 e N2O4, a 373,15K
Reação
Pressão 
parcial 
inicial do 
NO2 (mmHg) 
Pressão 
parcial 
inicial do 
N2O4 (mmHg)
Pressão 
parcial no 
equilíbrio do 
NO2 (mmHg)
Pressão 
parcial no 
equilíbrio do 
N2O4 (mmHg)
Constante 
de 
equilíbrio 
Kc
1 0,578 0,0 0,5 0,0388 6,44
2 0,0 0,655 1,0 0,155 6,45
Para o cálculo do equilíbrio químico, estabelecemos inicialmente a Lei do Equilí-
brio Químico. A uma dada temperatura, o valor da expressão da lei da ação das massas 
para certa reação em equilíbrio é uma constante. O valor numérico da constante de 
equilíbrio, Keq, para uma reação depende das unidades utilizadas na expressão da lei 
da ação das massas. Por exemplo, utilizando concentração em mol por litro, podemos 
escrever a condição de equilíbrio para uma reação genérica:
Para gases, a expressão da lei da ação das massas é escrita como função de pressões 
parciais, em atmosferas. Assim, a condição de equilíbrio para a reação entre NO2 e 
N2O4, utilizando os dados da Tabela 18, é descrita como:
A magnitude da constante de equilíbrio químico expressa quais serão os materiais 
predominantes no equilíbrio, assim:
Keq >> 1: o equilíbrio se desloca para a direita, há a predominância de produtos;
Keqentre os reagentes e produtos, é necessário 
vencer a energia de ativação para a formação do complexo ativado. Pense em um palito 
de fósforo. Por que ele não queima espontaneamente se a reação ocorre com tanta 
intensidade e com a liberação de uma grande quantidade de calor? Isso acontece, pois 
essa reação, apesar de ocorrer com rapidez após o seu início, para se iniciar tem que 
receber uma quantidade mínima de energia chamada energia de ativação da reação. 
No caso do palito de fósforo, o atrito gera o calor necessário para o início da queima. 
O catalisador age numa reação diminuindo o valor da energia de ativação, na mes-
ma proporção, na reação direta bem como na reversa. Dessa maneira, tanto a veloci-
dade da reação direta dos reagentes para os produtos como a reversa aumenta com 
a presença do catalisador. Como resultado fi nal, diminui-se o tempo para que ocorra 
o equilíbrio, sem mudar a composição da mistura em equilíbrio a uma determinada 
temperatura.
Uma última consideração deve ser feita em sistemas em equilíbrio, se a reação se 
processa em equilíbrio homogêneo ou heterogêneo. Em um processo de dissolução 
e ionização de um sal pouco solúvel em um solvente, como, por exemplo, CaSO4 em 
água, o equilíbrio se dá da seguinte maneira:
O equilíbrio neste caso depende somente da concentração dos cátions Ca+2 e 
ânions SO4
-2 em solução, não dependendo da quantidade de sólido presente. É im-
portante salientar que a fase sólida deve estar presente, no entanto, o equilíbrio será 
o mesmo, caso em um litro desta solução haja 1 mg ou 1 kg de CaSO4 sólido. Esta 
regra é valida para qualquer equilíbrio que envolva duas ou mais fases, ou seja, um 
equilíbrio heterogêneo. Assim, como regra geral para se escrever a equação de equi-
líbrio, temos que:
a) em um equilíbrio gasoso, somente a pressão parcial dos gases envolvidos na 
reação entram na equação de equilíbrio;
Equilíbrio químico 
QUÍMICA GERAL 
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b) em um equilíbrio em solução, somente as concentrações molares de solutos 
envolvidos na reação entram na equação de equilíbrio;
c) sólidos puros, líquidos puros e solventes não entram na equação de equilíbrio.
3.2 ÁGUA: OCORRÊNCIA E PROPRIEDADES 
A água possui muitas propriedades incomuns que são críticas para a vida terrestre. 
É um bom solvente e possui alta tensão superfi cial (0,07198 N m-1 a 25°C). Ela dissolve 
vários tipos de substâncias polares e iônicas, como sais e açúcares, facilitando na inte-
ração química entre as diferentes substâncias fora e dentro dos organismos vivos. No 
entanto, algumas substâncias não se misturam com ela, o que inclui óleos e substân-
cias orgânicas apolares ou hidrofóbicas. Esta característica é muito importante para o 
controle do transporte de substância através das membranas celulares, compostas por 
lipídeos e proteínas, pois tiram vantagem das propriedades hidrofóbicas, para contro-
lar as interações entre os seus conteúdos internos e o meio externo. 
Uma característica incomum da água é a sua dilatação anômala. A água pura tem 
sua maior densidade a 3,984°C (999,972 kg/m³). Ela se contrai com a queda de tem-
peratura, mas, a partir de 3,984°C começa a se expandir, voltando a se contrair após 
sua solidifi cação. Isso explica porque a água se congela primeiro na superfície, pois a 
água que atinge a temperatura de 0°C se torna menos densa que a água a 4°C, e con-
sequentemente, fi ca na superfície e se congela. Esse fenômeno também é importante 
para a manutenção da vida em regiões congeladas, pois faz com que a água a 4°C fi que 
no fundo e mantenha mais aquecidas as criaturas que ali vivem. 
A camada de gelo que se forma na superfície de rios e lagos também serve como 
um bom isolante térmico impedindo que a parte mais profunda de água se congele. 
Por ser uma substância estável na atmosfera, desempenha um papel importante como 
absorvente da radiação infravermelha, crucial no efeito estufa da atmosfera. A água 
também possui um calor específi co peculiarmente alto (75,327 J mol-1 K-1 a 25°C), que 
desempenha um grande papel na regulação do clima global. Esta característica é im-
portante para a regulação da temperatura terrestre, pois como a água acumula grande 
quantidade de calor proveniente do sol durante o dia, a liberação gradual desse calor 
durante a noite impede que haja variações bruscas de temperatura entre dias e noites. 
Uma propriedade importante da água e que explica várias das características acima 
descritas é a sua natureza polar. A molécula de água tem uma forma angular, com os 
átomos de hidrogênio nas extremidades e o de oxigênio no vértice. Como um átomo 
de oxigênio tem uma eletronegatividade maior que a do hidrogênio, ele possui carga 
parcial negativa em contraponto a carga parcial positiva do hidrogênio na molécula. 
Esse tipo de diferença de cargas é chamado de dipolo. A diferença entre as cargas faz 
71
com que as moléculas de água sejam atraídas umas pelas outras (as áreas relativamente 
positivas sendo atraídas pelas áreas relativamente negativas) e por outras moléculas 
polares. Essa atração entre o hidrogênio e os átomos bastante eletronegativos como 
o oxigênio, o fl úor, o nitrogênio e o cloro é conhecida como ligação de hidrogênio, e 
explicam muitas das propriedades da água. 
Apesar de as ligações de hidrogênio serem atrações relativamente mais fracas com-
paradas às ligações covalentes da molécula de água, elas são responsáveis por várias 
das suas propriedades físicas. Duas dessas propriedades são os pontos de fusão e de 
ebulição relativamente altos da água, pois é necessária uma quantidade grande de 
energia para quebrar as ligações de hidrogênio entre as moléculas de água. Um com-
posto similar à água, o sulfeto de hidrogênio (H2S), que tem ligações de hidrogênio 
muito mais fracas, é um gás à temperatura ambiente, mesmo tendo duas vezes a massa 
molecular da água.
As ligações mais fortes entre as moléculas de água também são responsáveis pelo 
seu grande calor específi co, o que faz dela um bom meio de armazenamento de calor. 
As ligações de hidrogênio também são a causa do comportamento anômalo no con-
gelamento. Quando a água é resfriada até próximo do ponto de fusão, a presença das 
ligações de hidrogênio leva as moléculas, que se organizam à medida que esfriam, a 
formarem a estrutura cristalina hexagonal do gelo, com densidade menor que a água, 
fazendo o gelo fl utuar na água. Uma consequência interessante da forma sólida da 
água ser menos densa que a líquida é que o gelo derrete caso seja submetido a grandes 
pressões. Por esse motivo um patinador consegue deslizar graciosamente apoiado em 
lâminas de aço sobre uma camada de gelo.
3.3 EQUILÍBRIO DE AUTOIONIZAÇÃO DA ÁGUA, PH 
Uma das propriedades mais importantes da água é a sua habilidade de agir tanto 
como um ácido como uma base de Bronsted-Lowry, dependendo das circunstâncias. 
Bronsted e Lowry defi niram ácidos e bases em termos de sua característica de trans-
ferir prótons, ou seja, um ácido é uma substância (molecular ou iônica) que pode 
doar um próton a outra substância, e por consequência, uma base é uma substância 
que pode receber um próton. No processo de dissolução de ácido clorídrico em água 
(HCl), este age como um ácido de Bronsted-Lowry, enquanto que a água age como 
uma base de Bronsted-Lowry. Esta defi nição de ácido e base pode ser aplicada em 
qualquer solução, não só no meio aquoso.
A água, em presença de um ácido age como um receptor de prótons (uma base), 
mas em presença de uma base age como doador de prótons (um ácido). Na verdade, 
esse processo ocorre naturalmente na água pura, e é chamado de autoionização da 
água, como descrito na Figura 33, a seguir.
Equilíbrio químico 
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
72
Figura 33 - Representação do processo de autoionização da água.
Esse processo de transferência de prótons entre as moléculas de água ocorre muito 
rapidamente, de modo aleatório e numa proporção muitopequena, ou seja, o período 
de tempo que uma molécula de água permanece ionizada é muito pequeno, e sua 
proporção é de 0,0000002% à temperatura ambiente. Este processo de autoionização 
também é um processo em equilíbrio e pode ser descrito como:
Como este processo se refere especifi camente à autoionização da água e como a 
sua concentração no meio é constante, escrevemos este equilíbrio como mostrado na 
Figura 33, sendo seu valor a 25oC igual a 1,0 x 10-14. Assim, Kw se refere à constante de 
ionização da água (water em inglês) e a [H3O
+] pode ser substituído por [H+], para 
representar a dissociação em qualquer solução aquosa e facilitar a compreensão.
Outros equilíbrios iônicos presentes no meio podem afetar este valor, mas eles 
geralmente podem ser negligenciados. 
Existem três condições distintas para este equilíbrio. A primeira ocorre quando 
[H+] = [OH-], e, neste caso, temos uma solução neutra. Quando [H+] > [OH-], temos 
uma solução ácida, e quando [H+] 7,0). Da mesma maneira que pH se refere a [H+], 
podemos estabelecer a mesma relação para [OH-], como sendo pOH = -log [OH-]. Os 
valores de pH e pOH estão correlacionados pela relação pH + pOH = 14. A Tabela 19 
contém os valores de pH e pOH para diversos sistemas químicos e biológicos.
A determinação do valor do pH de uma solução pode ser feita de várias maneiras. 
O pHmetro é um dos métodos mais simples, rápidos e precisos. Este equipamento é 
constituído de um circuito elétrico que mede a voltagem entre um par de eletrodos 
inseridos na solução a qual se quer medir o pH. O próprio equipamento, que deve ser 
calibrado com soluções de valor de pH conhecidas, transforma o valor da voltagem em 
valores de pH. Na falta de um pHmetro, pode se utilizar indicadores ácido-base. Esses 
são substâncias coloridas, existentes tanto na forma ácida como na forma básica, e o 
pH do meio é que determina em qual dessas formas esse composto se encontra em 
um determinado momento, sendo que as cores das diferentes formas são distintas. 
Dessa maneira, um indicador ácido-base se converte de uma forma em outra em uma 
determinada faixa de pH, mudando também de cor.
Tabela 19 - Relação entre pH e pOH e exemplos de sistemas químicos e biológicos
[H+] 1x10-1 1x10-2 1x10-3 1x10-4 1x10-5 1x10-6 1x10-7
[OH-] 1x10-13 1x10-12 1x10-11 1x10-10 1x10-9 1x10-8 1x10-7
pH 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0 6,0 7,0
pOH 13,0 12,0 11,0 10,0 9,0 8,0 7,0
Exemplo A* B* C* D* E* F* G*
[H+] 1x10-8 1x10-9 1x10-10 1x10-11 1x10-12 1x10-13 1x10-14
[OH-] 1x10-6 1x10-5 1x10-4 1x10-3 1x10-2 1x10-1 1x10-0
pH 8,0 9,0 10,0 11,0 12,0 13,0 14,0
pOH 6,0 5,0 4,0 3,0 2,0 1,0 0,0
Exemplo H* I* J* K*
A* suco gástrico (pH = 1,2); B* suco de limão (pH = 2,1); C* vinho (pH = 3,5); D* suco de tomate 
(pH = 4,1); E* cafezinho (pH = 4,9); F* saliva (pH = 6,3); G* sangue humano (pH = 7,2); H* Borax 
(pH = 9,1); I* leite de magnésia (pH = 9,8); J* amônia de limpeza (pH = 11,8); K* solução de NaOH 
0,1 molar (pH = 13,0).
Equilíbrio químico 
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
74
O prévio conhecimento dessa faixa pH na qual um determinado indicador muda de 
cor pode ser usado para informar se uma solução apresenta pH maior ou menor que 
determinado valor. Por exemplo, a fenolftaleína muda de incolor para rosa na faixa de 
pH entre 8 e 9 (abaixo de 8 é incolor e acima de 9 é rosa). Portanto, se uma gota de fe-
nolftaleína for adicionada a uma solução de pH desconhecido, é possível saber se esta 
solução tem pH menor que 8 ou maior que 9. A combinação de vários indicadores, os 
quais têm diferentes faixas de mudança de pH pode informar um valor de pH de uma 
solução numa faixa mais estreita. 
O indicador azul de bromotimol muda da cor amarelada em pH 7. Então uma solução azulada com este indicador e incolor com o 
indicador fenolftaleína apresentará seu valor de pH entre 7 e 8. Existe uma série de 
indicadores comerciais que cobrem toda a faixa de pH, como o metilvioleta (muda de 
amarelo para violeta na faixa de pH de 0 a 1), o azul de timol (muda de vermelho para 
amarelo na faixa de pH de 1 a 2 e em seguida muda de amarelo para azul na faixa de 
pH de 8 a 9), etc.
3.4 EQUILÍBRIO DE DISSOCIAÇÃO DE ÁCIDOS E 
BASES FORTES E FRACOS 
Muitas reações químicas realizadas em solução aquosa dependem do pH do meio, 
e o valor deste depende primordialmente do tipo e da concentração de ácidos e bases 
presentes na solução. Os ácidos podem ser classifi cados quanto ao seu grau de ioni-
zação, como ácidos fortes, moderados e fracos, sendo que isso refl ete o grau de ioni-
zação e de liberação de H+ em solução. As bases são classifi cadas como fortes e fracas 
(relativo à liberação de OH- em solução).
Os ácidos fortes como o HCl e o HNO3 têm por característica principal a total dis-
sociação em soluções aquosas, como mostrado na reação:
Neste processo, não utilizamos as duplas setas que indicam equilíbrio, pois não há 
equilíbrio, somente íons em solução. Neste caso, o cálculo do pH da solução contendo 
esse tipo de ácido é um processo simples e direto, pois a concentração de H+ é igual à 
concentração de ácido adicionado na solução. Por exemplo, ao adicionarmos 6,3 g de 
HNO3 puro em água, perfazendo um volume fi nal de 1000 mL, temos 0,1 mols do ácido 
em 1 L de solução, o que gera uma solução de concentração 0,1 mol/L (0,1 M). Como 
ocorre a total dissociação do ácido, o pH desta solução é 1, de acordo com a Tabela 19.
O mesmo raciocínio pode ser aplicado a bases fortes como o NaOH e o KOH. Uma 
solução de concentração 0,0025 mol/L de NaOH tem pOH = 2,60, ou pH = 11,40.
75
O processo de cálculo do pH se torna mais complicado quando trabalhamos com 
ácidos e bases fracas, ou seja, que não se ionizam completamente em solução. Nesse 
caso, com a adição de um ácido ou uma base a uma solução aquosa, temos um sistema 
em equilíbrio, entre o ácido, HA (ou base, BOH) dissolvido, mas não ionizado, e os 
seus íons em solução:
Podemos escrever a equação de equilíbrio para esta reação, e caso admitamos que 
o ácido em questão é o acético (CH3COOH), que de modo simplifi cado será usado nas 
equações como Hac, temos:
Como a concentração de água neste sistema é constante, e este é um caso particu-
lar de equilíbrio, ou seja, de um ácido (Ka é a constante de dissociação de uma ácido), 
temos este equilíbrio como:
Em termos práticos, o valor do Ka do ácido acético indica que a cada 300 moléculas 
de ácido adicionado a uma solução aquosa, somente quatro delas se ionizam. 
Desta maneira há uma relação direta entre o pH de uma solução ácida ou alcalina 
fracas e o seu grau de dissociação. A partir do conhecimento de uma variável, a outra 
pode ser calculada. Por exemplo, na preparação de uma solução 0,10 mol/L de ácido 
benzóico e, a partir da medida do pH dessa solução, podemos calcular a sua constan-
te de dissociação. Nesse caso, o pH da solução fi nal foi de 2,60, e calculando a [H+] 
a partir da equação 3.9, obtemos [H+] = 0,00251mol/L. Como a concentração do 
ânion benzoato, [Bz-], é igual a [H+], a concentração do ácido benzoico não ionizado 
é menor que a concentração adicionada e pode ser calculada. No entanto, como a 
constante de dissociação desse ácido é pequena, podemos considerar [HBz] = 0,10 
mol/L sem que haja mudanças signifi cativas no valor fi nal, e assim podemos calcularo Ka do ácido:
Esse valor está de acordo com os dados da literatura para esse ácido. Outro va-
lor que pode ser calculado é a porcentagem de ácido que ioniza, o que é dado pela 
Equilíbrio químico 
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
76
concentração de [H+] ou [Bz-] no equilíbrio, dividido pela concentração inicial do 
ácido benzoico e multiplicado por 100%:
Seguindo o mesmo raciocínio, é possível calcular o pH fi nal de uma solução ácida 
ou básica de concentração conhecida, conhecendo-se também a constante de disso-
ciação do ácido fraco adicionado. Como o valor de Ka e a porcentagem de ionização 
podem ser obtidos a partir do pH, era de se esperar que fosse possível utilizar a por-
centagem de ionização para se obter o valor do pH. No entanto, isso não é verdadeiro, 
e não se deve utilizar a porcentagem de ionização para cálculos de pH, pois essa é de-
pendente da concentração do ácido ou base. A porcentagem de ionização em ácidos e 
bases fracas diminui à medida que a concentração desses aumenta. Em concentrações 
muito baixas, a porcentagem de ionização tende a aumentar drasticamente.
Outro fator a ser considerado em cálculos de pH é a presença de ácidos polipróti-
cos, ou seja, ácidos que liberam mais de um H+. Um exemplo é o ácido fosfórico, que 
possui três hidrogênios ionizáveis com constantes de ionização bem distintas:
Ao se adicionar uma determinada quantidade de ácido fosfórico em uma solução 
é possível calcular a contribuição que cada etapa de ionização causa na concentração 
fi nal de H+. No entanto, em termos práticos o pH fi nal do meio dependerá somente 
da primeira constante de ionização, pois geralmente os valores da segunda e terceira 
constantes de ionização são menores em três ordens de grandeza em relação a primei-
ra, e desta maneira a sua contribuição em termos de H+ no meio é desprezível.
3.5 COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES TAMPÃO 
Como breve defi nição, podemos dizer que uma solução tampão é aquela que man-
tém seu pH quase que inalterado mesmo que haja a adição de uma pequena quantida-
de de ácido ou base a ela. Para entender melhor como este processo ocorre, devemos 
relembrar a defi nição de ácido e base de Bronsted-Lowry. Um ácido é uma substância 
capaz de doar um próton e uma base é capaz de receber este próton. Devemos ob-
servar a equação a seguir que descreve o processo de ionização de um ácido fraco em 
água:
77
Em qualquer equilíbrio ácido-base em ambas a direções de reação, ocorre a trans-
ferência de prótons. No sentido direto da reação, HA transfere um próton para a água, 
e, no sentido reverso, a água protonada transfere um próton para o ânion A-. Nesse 
caso, ambos são considerados ácidos de Bronted-Lowry e, por consequência, a água e 
o A- são considerados bases de Bronted-Lowry. Um ácido como o HA e uma base como 
o A- são considerados um par ácido-base conjugados, pois diferem entre si somente 
pela presença ou ausência de H+, da mesma maneira que H3O
+ e H2O. A relação entre 
a força de um ácido e seu par conjugado é geralmente antagônico, ou seja, um ácido 
forte gera uma base conjugada fraca e vice-versa. Mais importante que isso, a relação 
entre as constantes de dissociação de um ácido e de uma base conjugados gera uma 
terceira constante, também conhecida. Para entender melhor isso, devemos analisar 
as seguintes reações:
A constante de ionização do HF é seis ordens de grandeza maior que a de sua base 
conjugada, o F-, ou seja, de modo comparativo o ácido HF é muito mais forte que a 
base F-, apesar de os dois serem fracos, em termos de valor absoluto. Mais que isso, 
quando correlacionamos a constante de dissociação de ambos e eliminamos termos 
equivalentes, temos uma nova constante, no entanto, já conhecida (Eq. 21):
Vale relembrar que a concentração da água é constante e que, de modo prático, po-
demos expressar [H3O
+] = [H+]. Esta relação é muito importante e merece uma de-
fi nição por escrito: “O produto da constante de ionização de um ácido pela constante 
de ionização de sua base conjugada corresponde à constante do produto de dissocia-
ção da água”. Como esperado o produto Ka x Kb = 1x10-14, e em termos de pK, temos: 
Quando pensamos em um ácido ou base fracos, dois raciocínios lógicos podem 
ser feitos para explicar esse comportamento. O primeiro, e que já discutimos, é que 
Equilíbrio químico 
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
78
o ácido tende a se ionizar pouco, contrariamente a um ácido forte que se ioniza com-
pletamente. No entanto, podemos utilizar um raciocínio reverso, ou seja, um ácido ou 
uma base são fracos, pois seus ânions ou cátions, respectivamente, tendem a se manter 
fortemente associados aos prótons ou às hidroxilas. Esse raciocínio é muito útil para 
entender o comportamento do pH, quando preparamos uma solução contendo um 
sal que apresente um ânion proveniente de um ácido fraco e um cátion proveniente 
de uma base forte, como, por exemplo, o NaNO2, ou uma solução contendo um sal 
que apresente um ânion proveniente de um ácido forte e um cátion proveniente de 
uma base fraca, como, por exemplo, o NH4Cl. Notamos então em que condição de 
equilíbrio esses dois sais em solução, estarão como mostrado nas equações 23 e 24:
O sal NaNO2 apresenta um ânion de ácido fraco, que se associa facilmente com o 
H+ da água, deslocando o equilíbrio entre H+ e OH- da água pura, e tornando o pH 
da solução básico. No NH4Cl, ocorre o mesmo efeito, porém, com o cátion, tornando 
a solução ácida. 
Outra possibilidade é que a solução contenha ambos, cátion e ânion, provenientes 
de base e ácido fracos, respectivamente. Assim, os dois sofrerão processo de associa-
ção com OH- e H+. Neste caso, o íon com a maior constante de ionização terá o maior 
efeito sobre o pH do meio. Como exemplo, devemos analisar como será o pH de uma 
solução que contenha Na2HPO4. Para isso, temos que se observar como o ânion HPO4
-2 
se comporta em água, pois sabemos que o Na+ não terá nenhum efeito sobre o pH.
O valor de Ka para a reação da Eq. 25 é 4,2 x 10-13. Sabemos que o valor de Ka para 
o H2PO4
- é 6,2 x 10-8, então podemos calcular o valor de Kb para o HPO4
-2, que é a sua 
base conjugada, por meio da equação 21:
Como Kb é cerca de cinco ordens de grandeza maior que Ka, a reação onde ocorre 
a formação de OH- predominará sobre a reação onde há a formação de H+, e a solução 
será básica.
79
Podemos agora retornar à discussão sobre soluções tampão. Uma solução deste 
tipo é composta de um ácido fraco, como o ácido acético, e um sal solúvel deste ácido, 
como o acetato de sódio. Como já vimos, o acetato de sódio se dissocia completamen-
te em solução, formando o cátion Na+ e o ânion acetato (C2H3O2
-). Por outro lado, o 
ácido acético, por ser um ácido fraco, ioniza-se muito pouco, ou seja, grande parte das 
moléculas em solução não se dissocia. Além disso, a presença do íon comum acetato 
diminui ainda mais o efeito de dissociação do ácido (efeito do íon comum), ou seja, o 
produto Ka = [H+] x [C2H3O2
-] / [C2H3O2H] deve permanecer constante. Esta solução 
resiste a mudanças drásticas de pH, quando a ela forem adicionadas pequenas quanti-
dades de ácidos ou bases fortes, pois contém uma espécie ácida (o ácido acético) que 
neutraliza a adição de íons OH- e uma espécie básica (o íon acetato) que neutraliza a 
adição de íons H+.
Duas importantes características de uma solução tampão são a sua capacidade tam-
ponante e o seu pH. A capacidade tamponante é a quantidade de ácido ou base que 
um tampão pode neutralizar antes que o seu pH comece a se alterar, e isso depende 
da concentração relativa de par ácido/base que compõe o tampão na solução. O pH 
de um tampão é também dependente do tipo de par ácido/base, bem como de sua 
concentração relativa.
A equação de Henderson-Hasselbalch (Eq. 27) pode ser utilizada para calcular o pH 
de uma solução tampão:
No caso do par ácido/base ácido acético/acetato de sódio, podemos calcular qual 
será o pH de qualquer solução.Se for preparada uma solução de concentração 1,0 
mol/L de ácido acético e 2,0 mol/L de acetato de sódio, e como Ka = 1,8 x 10-5, utili-
zando a equação de Henderson-Hasselbalch:
No caso de soluções que apresentem [base] = [ácido], o pH do tampão será de-
terminado pelo valor de Ka do ácido, pH = pKa. Na Figura 34, são mostrados dois 
exemplos de como o pH varia em duas soluções contendo concentrações diferentes 
de ácido e base. É notório o fato de que soluções que apresentem maior concentração 
de ácido e base apresentarão poder tamponante muito mais pronunciado, como é o 
exemplo B.
Os sistemas tamponados são muito importantes na química da vida, uma vez que 
no corpo humano muitas reações catalisadas por enzimas só ocorrem em faixas de pH 
Equilíbrio químico 
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
80
estreitas, onde a presença de sistemas tamponados é primordial. Por exemplo, o san-
gue de pessoas sadias apresenta um sistema tampão formado pelo ácido carbônico e 
sua base conjugada, o íon bicarbonato. É um sistema tampão formidável, por diversos 
fatores, como, por exemplo, o pKa do H2CO3 é 6,1. No entanto, o sangue fi ca tampo-
nado em pH = 7,4, o que faz com que haja a necessidade de um controle corpóreo 
muito grande na quantidade do par ácido/base dissolvido no sangue, bem como da 
presença de CO2 dissolvido, que participa do equilíbrio, formando o ácido carbônico. 
Figura 34 - Diferença do poder tamponante de diferentes
 soluções tampões de ácido acético e acetato de sódio.
3.6 OXIGÊNIO DISSOLVIDO E QUALIDADE DA ÁGUA 
Todas as formas de vida existentes na Terra dependem da água. Apesar de a maior 
parte da superfície do nosso planeta ser recoberta por água, 97,3% dela é salgada, ina-
dequada para o consumo e para a maioria dos usos agrícolas. Os lagos e os rios são as 
principais fontes de água potável, porém, constituem menos de 0,01% da quantidade 
total de água no planeta. Acrescentando a isso a água subterrânea a menos de 800 m 
da superfície, a água doce disponível representa apenas 0,3% do volume total na Terra. 
Diante da pequena disponibilidade de águas naturais para o consumo humano e 
da sua crescente poluição, é importante entender os processos químicos que nelas 
ocorrem e como o uso do conhecimento químico pode ser empregado na avaliação da 
sua qualidade, como também no seu tratamento. Podemos considerar a química das 
águas naturais dividida em duas classes de reações que mais comumente ocorrem: as 
reações ácido-base e as de oxirredução (redox). Os fenômenos ácido-base e de solu-
bilidade controlam o pH e as concentrações de íons inorgânicos dissolvidos na água, 
81
como o carbonato e o bicarbonato, enquanto o teor de matéria orgânica e o estado de 
oxidação de elementos como nitrogênio, enxofre e ferro, entre outros presentes na 
água, são dependentes da presença de oxigênio e das reações redox.
O agente oxidante mais importante em águas naturais é o oxigênio molecular dis-
solvido. Em uma reação envolvendo transferência de elétrons, cada um dos átomos da 
molécula de O2 é reduzido do estado de oxidação zero até o estado de oxidação -2, 
formando H2O ou OH - . As semirreações de redução do O2 em solução ácida e neutra 
são respectivamente:
A concentração de oxigênio dissolvido (OD) em um corpo d’água qualquer é con-
trolada por vários fatores, sendo um deles a sua solubilidade em água. A solubilidade 
do oxigênio, como de outras moléculas gasosas apolares com interação intermolecular 
fraca com água, é pequena por causa da característica apolar desta molécula. A pre-
sença do O2 na água se deve, em parte, à sua dissolução do ar atmosférico para a água:
cuja constante de equilíbrio apropriada é a constante da Lei de Henry, KH. Outra 
fonte importante de O2 para água é a fotossíntese. Para o processo de sua dissolução, 
KH é defi nida como:
onde pO2 é a pressão parcial do oxigênio atmosférico. O valor de KH para o O2 a 
temperatura de 25°C é de 1,29 x 10 - 3 mol/L atm. Dessa forma, estimamos a solubilida-
de do O2 em água, a 25°C e no nível do mar, como sendo 8,6 mg/L. A sua solubilidade 
na água decresce com o aumento da altitude, pois, com isso, há uma diminuição da 
pressão atmosférica e da concentração de oxigênio no ar. 
Outro fator muito importante no controle da solubilidade do O2 na água é a tem-
peratura do ambiente. Como a solubilidade de todos os gases em água diminui com a 
elevação da temperatura, a quantidade de oxigênio que se dissolve a 0°C (14,2 mg/L) 
é mais do que o dobro da quantidade que se dissolve a 35°C (7,0 mg/L). Desse modo, 
água doce aquecida artifi cialmente como resultado de poluição térmica ou do aumen-
to da temperatura média local por causa do efeito estufa contém menos OD. 
Embora insignifi cante quando comparada à temperatura, a salinidade também 
infl uencia a capacidade de a água dissolver O2. O aumento da salinidade diminui a 
sua solubilidade na água. Assim, a quantidade de minerais ou a presença de elevadas 
Equilíbrio químico 
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
82
concentrações de sais nela dissolvidos em decorrência de atividades potencialmente 
poluidoras podem, mesmo que em pequena intensidade, infl uenciar o teor de OD na 
água. 
As principais fontes de oxigênio para a água são a dissolução a partir da atmosfera 
e a fotossíntese de plantas aquáticas. Por outro lado, as perdas de O2 são originadas 
pelo consumo originado na decomposição da matéria orgânica (oxidação), por perdas 
para a atmosfera, respiração de organismos aquáticos, nitrifi cação e oxidação química 
abiótica de substâncias como íons metálicos, a exemplo do ferro(II) e manganês(II).
Nas condições naturais de um sistema aquático não poluído, o material habitual-
mente oxidado pelo oxigênio dissolvido na água é a matéria orgânica de origem bioló-
gica, procedente de plantas e restos de animais. Este processo chamado de degradação 
aeróbica ocorre em águas ricas em oxigênio, ou seja, que possuem níveis de oxigênio 
próximos à saturação total, onde participam micro-organismos aeróbicos. O consumo 
de oxigênio por esses processos, em condições naturais, é compensado pelo oxigênio 
produzido na fotossíntese e pela realimentação de oxigênio com a aeração da água em 
cursos d’água e rios pouco profundos. 
A água estagnada ou a que está situada próxima ao fundo de um lago de grande 
profundidade, porém, está, com frequência, quase completamente sem oxigênio. Isso 
por causa da sua reação com a matéria orgânica do fundo desse lago e da falta de qual-
quer mecanismo que possibilite sua reposição com rapidez, já que a difusão, possível 
forma de reposição de O2, é um processo muito mais lento que os processos de con-
sumo do O2. Esta situação ocorre de maneira acentuada com o lançamento de esgotos 
domésticos e de efl uentes industriais ricos em matéria orgânica nos corpos d’água. O 
aumento da matéria orgânica resulta na maior taxa de respiração de micro-organis-
mos, dando origem à elevação das quantidades de CO2 e metano e, principalmente, 
em uma demanda de oxigênio, cuja disponibilidade é pequena por causa da sua solu-
bilidade bastante limitada na água.
83
 Noções de grupos 
funcionais em 
Química Orgânica
4
O carbono, obtido em tempos remotos a partir do carvão das fogueiras e cujo nome 
foi dado por Lavoisier em 1789, é o elemento fundamental para a química orgânica, em 
face da multiplicidade de ligações químicas e da diversidade estrutural dos seus compos-
tos que, na sua maioria, são essenciais a todas as formas de vida. Além disso, é importante 
destacar que o carbono é o único elemento químico capaz de formar cadeias estendidas 
e estáveis de átomos unidos por ligações simples, duplas ou triplas. 
Átomos de carbono são encontrados em moléculas simples como o gás metano 
(CH4) e o gás carbônico (CO2) até em sistemas mais complexos como vitaminas, hor-
mônios, enzimas e DNA. Nesse contexto, a química orgânica é uma ferramenta pode-
rosa para outras áreas, como Biologiae Medicina. A diversidade observada nos com-
postos pode ser explicada pelo modelo de hibridização de orbitais 2s e 2p do átomo 
de carbono, como visto anteriormente.
Do ponto de vista histórico, várias descobertas marcaram a química orgânica, em 
especial, a síntese da ureia a partir do cianeto de amônio, em 1828, pelo químico ale-
mão Friedrich Wöhler. A reação de Wöhler determinou o fi m da ideia do vitalismo, que 
atribuía uma força vital não química à matéria viva, visto que um derivado inorgânico 
foi utilizado para a obtenção da ureia, um composto associado aos organismos vivos. 
A interação entre átomos de carbono, bem como entre carbono e outros elementos 
químicos, como hidrogênio, oxigênio e nitrogênio, leva à formação de moléculas que 
apresentam pontos de reatividade diferenciados, os quais são chamados de grupos 
funcionais, cujas características abordaremos a seguir.
4.1 HIDROCARBONETOS 
A combinação de átomos de carbono com hidrogênio gera uma classe de com-
postos conhecida como hidrocarboneto. Os hidrocarbonetos podem ser classifi cados 
como saturados, nos quais os átomos de carbono estão unidos covalentemente entre 
si por ligações simples, ou insaturados, onde há pelo menos uma ligação dupla ou 
tripla unindo os átomos de carbono. 
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
84
Os hidrocarbonetos saturados são denominados também de alcanos, e podem 
apresentar a cadeia carbônica linear, ramifi cada ou cíclica, como exemplifi cado na Ta-
bela 20.
Tabela 20 - Exemplos de alcanos com diferentes tipos de cadeia carbônica
Os hidrocarbonetos insaturados podem ser agrupados em:
• alcenos, cuja cadeia carbônica apresenta pelo menos uma ligação dupla entre 
os átomos de carbono;
• alcinos, em que há pelo menos uma ligação tripla entre os átomos de carbono;
• hidrocarbonetos aromáticos, nos quais os átomos de carbono estão conecta-
dos em uma estrutura cíclica planar, unidos por meio de ligações sigma (σ) e 
ligações pi (ϖ) deslocalizadas.
 Exemplos de hidrocarbonetos insaturados são mostrados na Tabela 21.
85
Tabela 21 - Exemplos de hidrocarbonetos insaturados
É importante ressaltar que nos alcanos, os átomos de carbono estão ligados a qua-
tro outros átomos. Neste caso, as ligações químicas envolvem orbitais híbridos sp3 e, 
de acordo com o modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência, a 
geometria ao redor de cada átomo de carbono é tetraédrica. Nos alcenos, as ligações 
químicas podem ser descritas como envolvendo orbitais hibridizados sp2 no átomo de 
carbono, cujo arranjo espacial é triangular. Para os alcinos, as ligações químicas estão 
associadas aos orbitais híbridos sp, o que resulta em uma geometria linear. 
Os alcanos, cujos nomes apresentam a terminação -ano, são empregados como 
base para a nomenclatura sistemática dos compostos orgânicos, a qual obedece ao sis-
tema padrão de nomenclatura proposto por International Union of Pure and Applied 
Chemistry - IUPAC, como mostrado adiante.
 
Regras de nomenclatura para alcanos
• Determinar a cadeia mais longa de átomos de carbono e, com base na Tabela 
22, utilizá-la para dar o nome ao composto;
Noções de grupos 
funcionais em 
Química Orgânica
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86
Tabela 22 - Prefi xos empregados em nomenclatura de hidrocarbonetos
• identifi car a presença de substituintes ligados a esta cadeia de carbonos e desig-
ná-los conforme Tabela 23. Neste caso, um grupo substituinte é formado pela 
remoção de um átomo de hidrogênio do alcano e é chamado de grupo alquil 
ou alquila;
Tabela 23 - Fórmulas estruturais e nomes usuais para grupos alquil
• se houver outra cadeia além da mais longa, deverá ser escolhida a que apresen-
tar o maior número de substituintes;
• se houver mais de um substituinte da mesma espécie ligado à cadeia, o nome do 
substituinte deverá apresentar o prefi xo indicando quantos substituintes estão 
presentes, ou seja, di, tri, tetra e assim por diante;
87
• os átomos de carbono da cadeia mais longa deverão ser numerados consecuti-
vamente de uma extremidade a outra, iniciando na extremidade que fornecerá 
o número mais baixo à localização do primeiro substituinte. A posição de cada 
substituinte na cadeia será então designada pelo número correspondente;
• se houver dois ou mais substituintes diferentes ligados à cadeia, esses poderão 
ser listados em ordem alfabética.
Exemplos de aplicação das regras de nomenclatura de alcanos estão apresentados 
na Tabela 24.
Tabela 24 - Fórmulas estruturais e nomes de alguns alcanos
Noções de grupos 
funcionais em 
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E ORGÂNICA
88
Regras de nomenclatura para alcenos e alcinos
• no caso de alcenos e alcinos, o nome do composto também deve estar associa-
do à cadeia mais longa de átomos de carbono que incorpora ambos os átomos 
de carbono da dupla (ou tripla) ligação; 
• as terminações - eno e - ino classifi cam os compostos como um alceno e como 
um alcino, respectivamente;
• a cadeia mais longa deve ser numerada a partir da extremidade mais próxima 
aos átomos de carbono com dupla (ou tripla) ligação. A posição da dupla (ou 
tripla) ligação deve ser designada pelo número do menor dos dois átomos de 
carbonos envolvidos na ligação dupla (ou tripla);
• os substituintes ligados à cadeia mais longa devem ser identifi cados, numerados 
e listados semelhantemente ao apresentado para os alcano, porém, devemos 
preceder a notação da dupla (ou tripla) ligação no nome;
• nos alcenos cíclicos, os átomos de carbono da dupla ligação devem ser numera-
dos 1 e 2, sendo que a posição da dupla ligação não precisa ser citada.
Exemplos de aplicação das regras de nomenclatura para hidrocarbonetos insatura-
dos estão listados na Tabela 25.
89
Tabela 25 - Fórmulas estruturais e nomes de alguns hidrocarbonetos insaturados
4.2 ÁLCOOL E ÉTER 
As funções álcool e éter são derivados orgânicos da molécula de água, na qual 
ocorre a substituição de um ou dos dois átomos de hidrogênio por carbono, como 
exemplifi cado adiante.
Noções de grupos 
funcionais em 
Química Orgânica
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E ORGÂNICA
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Usualmente, designamos os alcoóis e éteres pela palavra álcool ou éter, seguida 
do nome do grupo alquil ligado ao átomo de oxigênio. Por outro lado, a designação 
de um álcool via sistema IUPAC obedece às regras previamente estabelecidas para os 
hidrocarbonetos. Nesse caso, há a substituição da terminação - o do alcano correspon-
dente pelo sufi xo - ol, o que caracteriza a presença do grupo OH. 
Há também a possibilidade de classifi car os alcoóis como primários, secundários 
ou terciários, dependendo do tipo de átomo de carbono que contém o fragmento OH 
(Tabela 26). 
Tabela 26 - Fórmulas estruturais e nomes de alcoóis 
4.3 COMPOSTOS CARBONÍLICOS 
Inúmeros compostos orgânicos contêm uma dupla ligação C=O e, por isso, são 
designados de compostos carbonílicos, dos quais se destacam aldeídos, cetonas, áci-
dos carboxílicos e ésteres, cujas características serão sucintamente abordadas adiante.
91
• Aldeído
Os compostos que constituem a classe dos aldeídos apresentam o fragmento - 
HC=O, como ilustrado abaixo.
Na nomenclatura ofi cial, a terminação é - al. Os dois primeiros aldeídos são gasosos 
e apresentam cheiros desagradáveis. A partir do propanal, os aldeídos são líquidos, e 
apenas os de massas molares elevadas são sólidos. 
O metanal é usado como desinfetante, na conservação de cadáveres, bem como 
componente em alguns medicamentos. O formol é uma solução que contém 40% de 
metanal. 
• Cetona
Os compostos que compõem essa classe de derivados orgânicos são caracterizados 
pela presença do grupo - C=O, nos quais o átomo de carbono está ligado a outros dois:
A nomenclatura dessa classe de compostos é dada pela terminação - ona. As ceto-
nas com valores de massas molares baixos são líquidas e miscíveis em água.
• Ácidos carboxílicos 
Os ácidos carboxílicos são caracterizados pela presença do grupo funcional - COOH,sendo a nomenclatura ofi cial dada pela terminação -oico, como exemplifi cado a seguir.
Noções de grupos 
funcionais em 
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QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
92
Esses compostos, em solução aquosa, tendem a sofrer um processo de ionização, 
gerando as espécies R-COO - e H+, como ilustrado adiante. No entanto, a ionização dos 
ácidos carboxílicos, em água, é parcial e, por isso, eles são denominados de ácidos 
fracos. 
Esses ácidos fracos estão presentes em nosso dia a dia, como, por exemplo: o ácido 
metanoico (ou ácido fórmico) é usado como desinfetante e no tingimento de teci-
dos; o ácido etanoico (ou ácido acético) é o principal constituinte do vinagre; o ácido 
benzoico é empregado como antisséptico, bem como em alguns medicamentos para 
aumentar o fl uxo urinário; o ácido 2-hidroxibenzoico (ou ácido salicílico) é utilizado 
como precursor de fármacos que atuam como antipirético e analgésico.
• Ésteres 
A reação entre um ácido carboxílico e um álcool leva à formação de um composto 
orgânico que contém o fragmento - COOR, sendo R a cadeia carbônica proveniente do 
álcool, conforme ilustração adiante. A presença do grupo funcional - COOR é caracte-
rístico de moléculas que pertencem à classe dos ésteres. 
93
Os ésteres são nomeados, usando-se inicialmente o grupo do qual o ácido é deriva-
do e depois o grupo do álcool precedido pela preposição de, como ilustrado a seguir.
Os ésteres, ao contrário dos ácidos que lhes deram origem, geralmente possuem 
odor agradável e, em muitos casos, são os responsáveis pelo aroma de frutas e fl ores. 
Alguns ésteres são empregados por indústrias farmacêuticas e alimentícias para produ-
zirem sabores e aromas artifi ciais aos seus produtos.
4.4 COMPOSTOS NITROGENADOS 
• Amina
As aminas são compostos derivados da amônia (NH3) pela troca de um ou mais áto-
mos de hidrogênio por fragmentos de hidrocarbonetos, cuja fórmula geral pode ser 
R-NH2, R2NH ou R3N, sendo R a cadeia de átomos de carbono. Dessa forma, as aminas 
podem ser classifi cadas como primária, secundária ou terciária, em função do número 
de grupos ligados ao átomo de nitrogênio (Tabela 27). É importante ressaltar que, 
entre os compostos orgânicos, as aminas apresentam elevada basicidade, tendem a ser 
miscíveis em água e, na sua maioria, apresentam odor desagradável.
Noções de grupos 
funcionais em 
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QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
94
Tabela 27 - Fórmulas e nomes de algumas aminas
Para designar as aminas, devemos citar os nomes dos fragmentos orgânicos e acres-
centar a palavra amina, como nos exemplos da Tabela 27. 
Em determinadas moléculas orgânicas o fragmento amina (R-NH2) está localizado 
no átomo de carbono adjacente ao grupo carboxílico e, nesses casos, as moléculas são 
denominadas de α-aminoácidos. 
Os aminoácidos são as unidades principais de todas as proteínas e diferem entre si 
na natureza dos grupos alquil, como ilustrado a seguir. 
95
É importante destacar que o átomo de carbono α dos aminoácidos, que contém os 
grupos NH3
+ e - COO - (que está identifi cado com asterisco), tem quatro fragmentos 
diferentes ligados a ele. Assim, os aminoácidos são moléculas quirais e, consequente-
mente, apresentam formas enantioméricas.
• Amida 
A substituição do fragmento -OH de um ácido carboxílico por - NH2 fornece uma 
nova classe de derivados orgânicos denominada de amida, - CONH2, como represen-
tado a seguir.
Noções de grupos 
funcionais em 
Química Orgânica
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
96
Para designar uma amida, devemos considerar o ácido carboxílico, substituindo a 
terminação -oico do ácido por amida, como nos exemplos anteriores. C o m o 
mencionamos anteriormente, os aminoácidos são os blocos fundamentais das proteí-
nas, nas quais eles estão unidos por ligações peptídicas. Esta ligação é formada pela 
reação de condensação de um grupo amina de um aminoácido com um grupo carbo-
xílico de outro aminoácido, gerando uma amida, como exemplifi cado a seguir.
4.5 FORÇAS INTERMOLECULARES E AS PROPRIEDADES FÍSICAS DAS 
SUBSTÂNCIAS 
Os hidrocarbonetos, dependendo de sua massa molar, podem ser encontrados na 
natureza desde gases infl amáveis e líquidos a óleos e sólidos semelhantes às ceras. Os 
hidrocarbonetos saturados que contêm de um a quatro átomos de carbono são gases, 
os alcanos constituídos por cinco até dezessete átomos de carbono são líquidos e os 
derivados contendo mais que dezoito átomos de carbono são sólidos. 
Os pontos de fusão e ebulição desses hidrocarbonetos tendem a aumentar com o 
número de átomos de carbono na cadeia (Tabela 28). Além disso, esses derivados são 
imiscíveis em água e apresentam valores de densidade menores que da água.
97
Tabela 28 - Valores de ponto de fusão e ebulição de alguns alcanos.
Para justifi car essas propriedades físicas, é necessário considerar as forças entre as 
moléculas do composto, ou seja, forças intermoleculares. Essas forças são fracas em 
comparação às forças de ligação que mantêm unidos os átomos de uma molécula, 
porém são essas interações fracas que determinam os arranjos tridimensionais de es-
pécies biologicamente ativas como enzimas, proteínas e DNA.
Os compostos que são gases ou líquidos à temperatura ambiente são geralmente 
constituídos por moléculas. Nos gases, as forças atrativas intermoleculares são despre-
zíveis se comparadas às energias cinéticas das moléculas. Assim, as moléculas estão 
muito separadas e sofrem movimento caótico constante. Nos líquidos, as forças in-
termoleculares são sufi cientemente fortes para manter as moléculas próximas, porém 
elas estão livres para se moverem umas em relação às outras. Nos sólidos, essas forças 
entre as moléculas são fortes o sufi ciente para restringir o movimento das partículas e 
forçá-las a ocupar posições defi nidas no retículo tridimensional. 
A ligação de hidrogênio é um exemplo dessa classe de forças intermoleculares e 
pode ser entendida como uma atração eletrostática entre um átomo mais eletronega-
tivo como oxigênio, nitrogênio ou fl úor e um átomo de hidrogênio ligado covalente-
mente a outro átomo eletronegativo.
A água, por exemplo, tem valores de ponto de ebulição e de viscosidade relativa-
mente altos. Isto se deve ao fato das interações de moléculas de água por meio de 
ligações de hidrogênio, como ilustrado abaixo.
 
Noções de grupos 
funcionais em 
Química Orgânica
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
98
As ligações de hidrogênio não são muito mais fracas que as ligações covalentes. 
Em moléculas grandes, o efeito cumulativo dessas ligações pode infl uenciar o arranjo 
tridimensional como observado nas conformações estruturais de proteínas e ácidos 
nucleicos. Além das ligações de hidrogênio, as atrações intermoleculares dipolo-dipo-
lo também são importantes na maioria das moléculas polares, porém essas forças são 
mais fracas do que a ligação de hidrogênio. 
As forças de atração intermoleculares mais fracas são as de van der Waals e London, 
existentes entre todas as moléculas, inclusive substâncias não polares. Essas forças 
tendem a aumentar com o tamanho da molécula ou comprimento da cadeia carbônica 
(Tabela 9). Assim, as intensidades relativas das forças dipolo-dipolo e de dispersão de 
London dependem da polaridade, da polarizabilidade, do tamanho e da forma espacial 
da molécula. 
A presença de grupos funcionais altera a densidade eletrônica nas moléculas, tor-
nando-as, na maioria das vezes, mais polares e, consequentemente, infl uenciando de 
forma signifi cativa as interações intermoleculares.
4.6 ISOMERIA 
Existem muitos compostos orgânicos que têm fórmulas moleculares idênticas, 
porém seus átomos obedecem a arranjos internos diferentes, o que resulta em pro-
priedades físicas, químicas ou fi siológicas diferentes. Nesses casos, os compostos são 
denominados de isômeros. 
Os alcanos, por exemplo, contendo quatro ou mais átomos de carbono podem 
existir na forma de hidrocarbonetos de cadeiras lineares ou ramificadas, como ilustra-
do abaixo para alcano de fórmula C5H12.
99
Dessa maneira, a partir de uma fórmula química, o número teoricamente possível 
de isômeros aumenta rapidamente com o número de átomos de carbono. Assim, para 
alcanos com cinco átomos de carbono há três possíveis formas isoméricas; com seis 
átomos de carbono podem existir cinco isômeros; com sete átomos de carbono po-
dem ser formados nove isômeros; com oito átomos de carbono devem existir dezoito 
isômeros e assim por diante.
Os compostos com a mesma fórmula molecular, mas com diferentes arranjos de 
ligação e, consequentemente, diferentes estruturas são denominados de isômeros es-
truturais. Tais isômeros diferem um pouco um do outro nas propriedades físicas.
Os alcenos, por sua vez, apresentam os isômeros geométricos, também denomina-
dos de isômeros cis-trans, como exemplifi cado a seguir.
Por esses exemplos, é possível verifi car que somente os alcenos, nos quais cada 
um dos átomos de carbono da dupla ligação é ligado a dois substituintes diferentes, 
podem apresentar a isomeria cis-trans. Se, contudo, um ou ambos os átomos de car-
bono da dupla ligação contiverem substituintes iguais, o alceno não apresentará esta 
isomeria.
Outro exemplo de isômeros são os enantiômeros ou isômeros opticamente ativos, 
como os aminoácidos, cujas características estão associadas à interação do composto, 
que apresenta um centro quiral, com a luz polarizada.
Um feixe de luz monocromática, isto é, luz com apenas um comprimento de onda, 
gera campos elétricos e magnéticos que oscilam rapidamente em todas as direções 
possíveis em torno do eixo de seu caminho. Certos aparelhos ópticos, denominados 
Noções de grupos 
funcionais em 
Química Orgânica
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
100
de polarizadores, fi ltram todos os planos de vibração da luz, com exceção de um deles 
e, esta luz é chamada de luz polarizada. No início do século XIX, o físico francês Biot 
descobriu que algumas substâncias, como o açúcar, apresentavam a característica de 
girar o plano de polarização quando eram inseridos no feixe de luz polarizada. Esses 
compostos foram classifi cados como opticamente ativos. Um composto que gira o pla-
no de polarização para a direita, ou em sentido horário, é denominado de dextrorro-
tatório, ou dextrógiro, e representado pela letra D ou sinal (+). Se a rotação for para 
a esquerda ou em sentido anti-horário, é denominado de levorrotatório, ou levógiro, 
e representado pela letra L ou sinal (-).
Há inúmeros compostos que apresentam isomeria óptica. Por exemplo, o ácido 
lático isolado do tecido muscular e aquele obtido do leite azedo têm propriedades 
idênticas, com a diferença de que o primeiro é dextrógiro e o segundo levógiro. 
Anotações
101
 Reações 
em Química 
Orgânica
5
Reações orgânicas são reações químicas que envolvem compostos orgânicos. Os 
tipos básicos de reações da química orgânica são reações de adição, de eliminação, de 
substituição, pericíclicas, de rearranjo ou transposição e de oxidorredução. Algumas 
delas serão descritas a seguir. Em síntese, reações orgânicas são usadas na construção 
de novas moléculas orgânicas. A produção de muitas substâncias pelo homem, tal 
como drogas e plásticos, depende basicamente da pesquisa e do desenvolvimento de 
novos tipos de reações orgânicas.
As mais antigas reações orgânicas são a combustão de combustíveis orgânicos e a 
saponifi cação de gorduras para produzir sabão, provavelmente descobertas por acaso. 
A moderna química orgânica teve início com a síntese de Wöhler, em 1828, que é a 
reação endotérmica de produção da ureia a partir do cianato de amônio. Na história 
do Prêmio Nobel de Química, muitos químicos foram premiados pela invenção de 
reações orgânicas específi cas, tais como a reação de Grignard, em 1912, e a reação de 
Diels-Alder, em 1950. 
5.1 REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO NUCLEOFÍLICA 
Nesse tipo de reação, um nucleófi lo (uma espécie com um par de elétrons não 
compartilhados) reage com um haleto de alquila pela reposição do halogênio substi-
tuinte. Acontece uma reação de substituição, e o halogênio substituinte, chamado de 
grupo de saída, afasta-se como um íon.
Como a reação de substituição é iniciada por um nucleófi lo, ela é chamada de reação 
de substituição nucleofílica (SN). Nas reações SN, a ligação C-X do substrato passa por 
uma quebra heterolítica, e o par não compartilhado do nucleófi lo é usado para formar 
uma nova ligação para o átomo de carbono. Os haletos de alquila não são as únicas 
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
102
substâncias que podem agir como substratos nas reações SN, pois para ser capaz de agir 
como substrato em uma reação SN, uma molécula deve ter um bom grupo de saída. Para 
ser um bom grupo de saída, o substituinte deve ser capaz de se afastar como um íon 
ou uma molécula básica fraca, relativamente estável. Os melhores grupos de saída são 
aqueles que se tornam os íons mais estáveis depois que se desprendem. Como a maioria 
dos grupos se desprende como um íon com carga negativa, os melhores grupos saída 
são aqueles íons que estabilizam uma carga negativa mais efi cientemente. Como as bases 
fracas executam isso melhor, são os melhores grupos, gerados nos haletos de alquila. 
Dentre os halogênios, o iodeto é o melhor grupo de saída e o fl uoreto o mais fraco:
Outras bases fracas que são bons grupos de saída são os íons alcanossulfonatos, íon 
sulfato de alquila e o p-toluenosulfonato.
Íons muito básicos, raramente atuam como um grupo de saída. O íon hidróxido, 
por exemplo, é uma base forte e, portanto, reações como a apresentada abaixo não 
ocorrem:
Quando um álcool é dissolvido em um ácido forte, entretanto, ele pode reagir com o íon 
H+. Como o ácido protona o grupo - OH do álcool, o grupo de saída não necessita mais ser 
um íon hidróxido, sendo uma molécula de água, uma base muito mais fraca.
Bases muito poderosas, tais como os íons hidretos (H:-) e íons alcanido (R:-), quase nunca 
atuam como grupos de saída, portanto, reações como as descritas abaixo não são possíveis:
103
5.1.1 Mecanismos das reações SN 
As reações de substituição nucleofílica podem ocorrer de duas maneiras diferentes: 
1) Reações do tipo SN2. Nesse caso, é necessário o choque do nucleófi lo com o 
haleto de alquila e as ligações carbono-halogênio se rompem ao mesmo tempo 
em que uma nova ligação se fora entre o nucleófi lo e o carbono.
2) Reações do tipo SN1. A reação se inicia somente com o haleto de alquila, e a 
ligação carbono-halogênio se rompe formando um carbocátion, que, posterior-
mente, reage com o nucleófi lo.
5.1.2 Reações do tipo SN2 
São reações de segunda ordem global, onde um íon hidróxido e uma molécula 
de cloreto de alquila precisam colidir. Esse tipo de reação é bimolecular (duas espé-
cies estão envolvidas na reação) ou do tipo SN2, que signifi ca substituição nucleofílica 
bimolecular.
De acordo com esse mecanismo, o nucleófi lo ataca por trás o carbono que carrega 
o grupo de saída, isto é, pelo lado diretamente oposto a esse grupo. Com a ligação do 
nucleófi lo e a quebra da ligação do grupo de saída ocorre uma inversão da confi gura-
ção na molécula fi nal. O mecanismo Hughes-Ingold para a reação SN2 envolve apenas 
uma etapa. Não há intermediários. A reação prossegue por meio da formação de uma 
disposição instável de átomos chamado estado de transição ou intermediário, onde o 
carbono momentaneamente apresenta cinco ligações.
5.1.3 Estereoquímica das reações SN2 
Em uma reação SN2 o nucleófi lo ataca por trás, isto é, pelo lado oposto ao grupo 
de saída. Esse modelo de ataque causa uma mudança na confi guração do átomo de 
Reações em Química 
Orgânica
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
104
carbono que é o alvo do ataque nucleofílico. À medida que ocorre o deslocamento, a 
confi guração do átomo de carbono sob ataque se inverte, de dentro para fora, como 
um guarda-chuva que vira pelo avesso por causa do vento.
Com uma molécula dotipo cloreto de metila, não há como provar que o ataque 
pelo nucleófi lo inverte a confi guração do átomo de carbono, pois uma forma de clo-
reto de metila é idêntica à sua forma invertida. Com uma molécula cíclica, entretanto, 
tal como cis-1-cloro-3-metil-ciclopentano em uma reação SN2, o produto é o trans-3-
metilciclopentanol. O íon hidróxido acaba se ligando ao lado do anel oposto ao cloro.
5.1.4 Reações do tipo SN1 
Neste caso, os íons hidróxido não entram no estado de transição da etapa que 
controla a velocidade da reação, e apenas moléculas de cloreto de terc-butila estão 
envolvidas. Essa reação é chamada substituição nucleofílica unimolecular. As reações 
SN1 ocorrem em multietapas, onde existe uma que é determinante da velocidade total. 
Se uma reação acontece em uma série delas, e se uma etapa é intrinsecamente mais 
lenta que as demais, então a velocidade da reação global será essencialmente a mesma 
velocidade dessa mais lenta. 
5.1.5 Mecanismo para a reação SN1 
Neste caso, os carbocátions são os intermediários principais da reação e a sua for-
mação rege a velocidade fi nal da reação. A estabilidade relativa dos carbocátions se 
refere ao número de grupos alquilas ligado ao átomo de carbono trivalente carregado 
105
positivamente. Assim, carbocátions terciários (ligados a três átomos de carbono) são 
mais estáveis que carbocátions secundários (ligados a dois átomos de carbono e um 
de hidrogênio) que carbocátions primários e que grupamentos metila. Os átomos de 
carbono conseguem dissipar melhor a carga positiva formada no carbocátion compa-
rativamente ao hidrogênio.
5.1.6 Estereoquímica das reações SN1 
O carbocátion formado na primeira etapa de uma reação SN1 tem geometria trigo-
nal plana. Assim, o nucleófi lo pode reagir com o carbocátion tanto de um lado, quanto 
do outro do carbono central. Com um cátion com três substituintes iguais, não há di-
ferença na estereoquímica do produto fi nal, independentemente do modo de ataque. 
No entanto, se o produto de partida possui três ligantes diferentes ligados ao átomo 
de carbono que sofrerá o processo de dissociação e formação do carbocátion, a este-
reoquímica do produto fi nal dependerá da direção de ataque, como mostra a reação 
SN1 envolvendo 3-bromo-3-metilexano e água:
Reações em Química 
Orgânica
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E ORGÂNICA
106
Um caso específi co, quando uma substituição nucleofílica na qual o nucleófi lo é 
uma molécula do solvente é chamada de solvólise. Quando o solvente é água, a reação 
também é chamada de hidrólise. No caso do metanol, metanólise, e assim por diante.
5.1.7 Fatores que afetam a velocidade das reações SN1 e SN2 
Os seguintes fatores listados e descritos abaixo podem afetar a velocidade das rea-
ções de substituição nucleofílica do tipo SN1 e SN2:
1) O efeito da estrutura do substrato.
Reações SN2. Em haletos de alquila simples, há a seguinte ordem de reatividade nas 
reações bimoleculares, sendo a metila a mais reativa.
Metila > carbono primário > carbono secundário > carbono terciário
Reações SN1. O fator primário que determina a reatividade de substratos orgânicos 
em uma reação SN1 é a estabilidade relativa do carbocátion que se forma, como des-
crevemos anteriormente.
107
2) Efeito da concentração e da força do nucleófilo.
A concentração e a força do nucleófi lo só infl uenciam reações do tipo SN2, pois é 
necessário que ocorra o choque de duas moléculas para ocorrer a substituição. Um 
nucleófi lo com carga negativa é sempre um nucleófi lo mais reativo que seu ácido 
conjugado: HO- é melhor que H2O; RO- é melhor que ROH, e em um grupo de nu-
cleófi los, no qual o átomo nucleofílico é o mesmo, a força dos nucleófi los depende 
de suas basicidades: (base forte) RO- > HO- >> RCO2
- > ROH > H2O (fraca).
3) Efeito de solventes próticos e apróticos sobre as reações SN2.
Solventes polares próticos são aqueles com um átomo de hidrogênio ligado a um 
átomo de um elemento fortemente eletronegativo, e que pode liberar um próton em 
solução. Solventes polares apróticos são aqueles que em solução não liberam um 
íon H+ , como o dimetilsulfóxido (DMSO) e a dimetilacetamida (DMA).
4) Efeito do solvente sobre as reações SN1: A capacidade de ionização 
do solvente.
O uso de um solvente polar prótico irá aumentar muito a velocidade da ionização 
de um haleto de alquila em qualquer reação SN1, por causa da sua capacidade de 
solvatar cátions e ânions efi cazmente. A solvatação estabiliza o estado de transição 
que leva ao carbocátion intermediário e ao íon haleto, e, assim, a energia livre de 
ativação é mais baixa, ou seja, quanto mais polar é o solvente mais efi caz é a ioniza-
ção. A sequência abaixo descreve a efi ciência dos solventes em solvatar o estado de 
transição na reação SN1.
(mais polar) H2O > ácido fórmico > DMSO > DMF > acetonitrila > metanol 
> etanol > acetona > ácido acético (menos polar)
5) Natureza do grupo de saída.
Como já discutido anteriormente, o melhor grupo de saída são as bases fracas, 
pois são mais estáveis no meio depois de se desligarem da molécula. 
5.2 REAÇÕES DE ELIMINAÇÃO DOS HALETOS DE ALQUILA 
As reações de eliminação de haletos de alquila podem ser representadas pela 
reação geral:
Reações em Química 
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QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
108
A eliminação de um ácido de um haleto de alquila é um excelente método de pre-
paração de alcenos (reação de desidroalogenação), porém estas reações são muito 
complexas, pois ocorrem por meio de diferentes mecanismos. A seguir, estudaremos 
os dois tipos mais comuns: as reações de eliminação E1 e E2.
5.2.1 Reação de eliminação bimolecular (E2) 
A reação E2 ocorre quando um haleto de alquila é uma base forte, como um íon 
hidróxido ou alcóxido. Esse é o caminho de eliminação mais comum e está descrito 
abaixo:
O nucleófi lo ataca um hidrogênio vizinho ao haleto e inicia a remoção do H, ao 
mesmo tempo em que a ligação dupla do alceno se forma e o grupo X deixa a molécula. 
O alceno neutro é produzido quando a ligação C-H estiver completamente rompida e 
o grupo de saída deixar a molécula com o par de elétrons da ligação. Do mesmo modo 
que as reações SN2, a reação E2 ocorre em uma única etapa sem intermediários. À medi-
da que a base começa a abstrair o H+ do carbono, próximo ao grupo de saída, inicia-se 
a quebra da ligação C-H. Uma ligação C=C começa a se formar e esse grupo sai.
5.2.2 A estereoquímica de eliminação E2 
As reações E2 sempre ocorrem com uma geometria periplanar, o que signifi ca que 
todos os quatro átomos reagentes - o hidrogênio, os dois carbonos e o grupo de saída 
- estão no mesmo plano. Duas geometrias são possíveis: a geometria anti (estrela, de 
menor energia) e a geometria syn (eclipsada de maior energia).
109
Entre as duas escolhas, a geometria anti é a de menor energia. É importante pen-
sar em reações de eliminação E2 com geometria periplanar, como similar às reações 
SN2 com geometria de 180º. Em uma reação SN2, um par de elétrons do nucleófi lo de 
entrada empurra o grupo de saída do lado oposto da molécula. Na reação E2, o par de 
elétrons de uma ligação C-H vizinha atacada pelo nucleófi lo empurra o grupo de saída 
do lado oposto da molécula (geometria periplanar anti).
A geometria periplanar anti para reações E2 é particularmente importante em 
anéis de ciclo-hexanos, onde a geometria cadeira força uma relação rígida entre os 
substituintes nos átomos de carbonos vizinhos. A reatividade química para reações 
de eliminação dos ciclo-hexanos substituídos é controlada principalmente pela sua 
conformação. A desidro-halogenção E2 de clorocicloexanos é um exemplo de controle 
conformacional. Para que reações E2 em cicloexanos ocorram, é necessário que os 
grupos substituintes estejam em confi guração periplanar. Se o grupo de saída ou hi-
drogênio for equatorial, a eliminação E2 não ocorre.
Reações em Química 
Orgânica
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
110
5.2.3 Reação de eliminação unimoleculardestinadas a novos alunos da UEM e de outras instituições públicas de ensino superior 
vinculadas ao sistema UAB. 
Celso João Rubin Filho
Organizador da Coleção
11
Frente às novas exigências de interdisciplinaridade dos conhecimentos no mundo 
contemporâneo, ensinar tem sido um constante desafi o para o docente, que tem im-
portante papel na formação de um profi ssional atuante e com engajamento político-
social.
O docente necessita atualizar continuamente seus conhecimentos teórico-práticos 
e, consequentemente, aprimorar estratégias para ministrá-los de forma adequada. Para 
isso, ele deve usar as ferramentas disponíveis, além de comprometimento didático-
pedagógico de qualidade.
Neste livro, fornecemos os conhecimentos químicos necessários para a compreen-
são de processos biológicos e o entendimento de alguns aspectos químicos do solo, 
da água e do ar. De maneira simples, abordamos a relação entre o ensino e o apren-
dizado dos conceitos de ligação química, energia e equilíbrio químico e sua aplicação 
em processos biológicos, solo, água e ar. Além disso, discorremos sobre o estudo das 
estruturas químicas, propriedades físicas, acidez, basicidade, isomeria dos compostos 
orgânicos e noções de mecanismos de reações dos grupos funcionais orgânicos.
Eduardo Radovanovic
Vagner Roberto de Souza
Helena Shizuko Nakatani
Autores
presentação do livroA
13
Os elementos químicos são os blocos de construção da natureza. Todas as subs-
tâncias conhecidas são combinações desses elementos e podem ser aproveitadas, por 
exemplo, em sensoriamento químico ou biológico, bastando modifi cá-las com espé-
cies que reconhecem outros grupos complementares, como no caso da interação antí-
geno - anticorpo, que ocorre no sistema imune. 
A combinação de anticorpos e materiais ferromagnéticos, como o óxido de ferro, 
pode auxiliar na identifi cação de células tumorais e ainda ser usada em sua destruição 
por hipertermia. Essa terapia é baseada na maior sensibilidade das células tumorais a 
aumentos bruscos de temperatura provocados pela aplicação de campos magnéticos 
oscilantes sobre essas partículas. 
Outro exemplo é a associação de sulfeto de zinco com seleneto de cádmio que, em 
função de sua maior estabilidade em relação aos corantes orgânicos tradicionais, vem 
sendo utilizada como marcador biológico fl uorescente, possibilitando o rastreamento 
das moléculas receptoras por tempos mais longos.
Além disso, existe a montagem molecular realizada pela natureza, utilizando áto-
mos de C, H, N e O para gerar enzimas e outras biomoléculas que se comportam como 
máquinas moleculares, pois executam com perfeição todo o processo de replicação 
do código genético no organismo. As enzimas, além de realizarem transformações 
químicas com alto desempenho em condições ambientes, muitas vezes são capazes de 
regular a própria atividade, intensifi cando ou diminuindo o ritmo de atuação segundo 
as necessidades. No outro extremo, estão as moléculas que compõem o cérebro, com 
sua capacidade de realizar trilhões de processamentos paralelos por segundos.
Assim, as características das substâncias que estão presentes em nosso cotidiano 
são oriundas da estrutura atômica dos elementos químicos. Na tentativa de compreen-
der e justifi car as propriedades físicas e reatividade das substâncias, teorias e modelos 
atômicos foram desenvolvidos, tendo como ponto de partida a teoria atômica propos-
ta por John Dalton.
Átomos, 
íons e moléculas
1
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
14
1.1 TEORIA ATÔMICA SEGUNDO JOHN DALTON 
No início do século XIX, Dalton retomou o conceito grego de que o mundo mate-
rial deveria ser constituído por partículas indivisíveis muito pequenas denominadas de 
átomos. Infl uenciado pelo corpuscularismo newtoniano e interessado em fenômenos 
meteorológicos, Dalton procurou desenvolver um modelo que explicasse o compor-
tamento dos gases. Essas investigações o aproximaram de outras discussões correntes 
entre os químicos da época, o que possibilitou a construção de uma teoria atômica 
que permitiu explicar, entre outras generalizações químicas, as leis da conservação 
da massa (a massa total dos compostos presentes depois da reação química é igual à 
massa total antes da reação) e da composição defi nida (em um composto o número 
relativo de átomos e seus tipos são constantes). 
Assim, segundo Dalton:
1) um elemento é composto por minúsculas partículas denominadas átomos. To-
dos os átomos de um determinado elemento químico apresentam as mesmas 
propriedades;
2) átomos de elementos diferentes apresentam propriedades diferentes. Em uma 
reação química comum, nenhum átomo de qualquer elemento desaparece ou 
se transforma num átomo de outro elemento;
3) compostos são formados pela combinação de átomos de dois ou mais elemen-
tos. Em um determinado composto, os números relativos de átomos de certo 
tipo são defi nidos constantes. De um modo geral, esses números relativos po-
dem ser expressos como números inteiros ou frações simples.
No entanto, a argumentação de Dalton não responde à pergunta: Como e do que 
são constituídos os átomos?
1.2 MODELO ATÔMICO SEGUNDO J. J. THOMSON 
Estudos envolvendo descargas elétricas através de tubos de vidro parcialmente eva-
cuados, como ilustrado na Figura 1, contribuíram para a elucidação da estrutura atô-
mica, pois aplicar uma alta voltagem produzia radiação dentro do tubo. Essa radiação 
foi denominada de raios catódicos porque surgia na extremidade catódica do tubo. É 
importante ressaltar que os raios em si não são visíveis, mas a interação destes com a 
parede do tubo oposta ao catodo leva a uma luminescência esverdeada.
15
Figura 1 - Exemplo de um tubo de raios catódicos, 
os elétrons se movem do eletrodo negativo para o eletrodo positivo.
Em experimentos realizados com tubos de raios catódicos, Joseph John Thomson 
concluiu que esses raios são jatos de partículas com massa, carregadas negativamente 
denominadas de elétrons. Dessa forma, em 1897, J. J. Thomson constatou que os áto-
mos não são indivisíveis, como proposto por Dalton. 
Os experimentos de Thomson sobre o comportamento dos raios catódicos em 
campos magnéticos e elétricos, além de proporcionarem a descoberta de partícula 
subatômica, o elétron, permitiram a determinação da relação carga-massa dessa par-
tícula, que é igual a 1,76 x 108 C g-1. Dessa forma, Thomson propôs um modelo para 
o átomo, no qual este deveria ser uma esfera maciça carregada positivamente, onde 
os elétrons estariam inseridos de modo a se obter um sistema eletrostaticamente mais 
estável, ou seja, carga total nula, como representado na Figura 2.
Figura 2 - Ilustração do modelo atômico proposto por J. J. Thomson.
Em 1909, Robert Millikan conseguiu determinar a carga de um elétron por meio do 
experimento conhecido como a gota de óleo de Millikan. Assim, ele pôde calcular a 
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
16
massa do elétron como sendo 9,10 x 10-28 g, e usou para isso o valor experimental da 
carga do elétron, 1,60 x 10-19 C, e a proporção carga-massa. 
1.3 MODELO ATÔMICO SEGUNDO E. RUTHERFORD 
No mesmo período, Henri Becquerel descobriu a radioatividade, a emissão espon-
tânea de radiação pelos átomos, no caso em particular átomos de urânio, e forneceu 
mais evidências de que o átomo apresentava uma subestrutura. Estudos posterio-
res sobre a natureza da radioatividade realizados por Ernest Rutherford, revelaram três 
tipos de radiação: alfa (α), beta (β) e gama (γ), que podem ser diferenciadas quando 
expostas a um campo elétrico.
Rutherford demonstrou que as radiações α e β consistem de partículas de movi-
mento rápido denominadas α e β. As partículas β são elétrons em alta velocidade e, 
portanto, têm carga negativa de 1-. As partículas α são mais compactas que as partí-
culas β e têm carga positiva de 2+. A radiação γ é de alta energia e não consiste de 
partículas e não possui carga.
Em 1911, Rutherford(E1) 
Da mesma forma que a reação E2 é comparável à reação SN2, a reação SN1 possui 
como análogo a reação E1. A reação E1, para eliminação de HCl a partir de 2-cloro-2-
-metilpropano, pode ser assim descrita no exemplo a seguir:
A dissociação espontânea do cloreto de alquila terciário produz um carbocátion em 
uma etapa lenta que é limitante da velocidade da reação. A perda de um hidrogênio 
vizinho em uma etapa rápida gera um alceno neutro. O par de elétrons da ligação C - H 
forma a dupla ligação do alceno. Ao contrário da reação E2, na qual a geometria peri-
planar é necessária para que a reação ocorra, não há pré-requisitos de geometria sobre 
a reação E1 porque o haleto e o hidrogênio saem em etapas separadas. Esperamos 
obter, portanto, o produto que seja o mais estável a partir da reação E1.
111
5.3 REAÇÕES DE ADIÇÃO EM ALCENOS 
5.3.1 Reações de adição de HX 
Os alcenos se comportam como nucleófi los (bases de Lewis) em reações polares. A 
dupla ligação carbono-carbono é rica em elétrons e pode doar um par de elétrons para 
um eletrófi lo (ácido de Lewis).
O par de elétrons ϖ ataca o eletrófi lo HBr, sendo formado uma nova ligação σ (C-
H), além da formação de Br - , e um átomo de carbono com uma carga positiva. Ocorre 
a atração entre Br - e o átomo de carbono carregado positivamente, formando uma 
ligação σ (C - Br) e o produto de adição fi nal. Observando reações apresentadas no 
mecanismo anterior, percebemos que um alceno substituído assimetricamente produz 
um único produto de adição, e não uma mistura de produtos. No exemplo, o 2-me-
tilpropeno poderia reagir com o HBr para produzir o 1-bromo-2-metilpropano, além 
do 2-bromo-2-metilpropano, como mostrado anteriormente, mas não o faz. Dizemos 
então, que essas reações são regioespecífi cas, onde somente uma das duas possíveis 
orientações de adição ocorre.
Depois de examinar os resultados de muitas dessas reações, o químico russo Vladi-
mir Markovnikov propôs a regra que leva o seu nome:
1) Na adição de HX a um alceno, o H se liga ao carbono com menos substituintes 
alquila e o X se liga ao carbono com mais substituintes alquila.
2) Quando ambos os átomos de carbono da dupla ligação possuem o mesmo grau 
de substituição, o resultado é uma mistura de produtos de adição:
Reações em Química 
Orgânica
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
112
A formação de uma ligação regioespecífi ca pode ser explicada pela estabilidade 
relativa dos carbocátions formados durante a reação:
Assim, carbocátions de carbonos terciários são mais estáveis que de carbono secun-
dários, que, por sua vez, são mais estáveis que carbocátions de carbonos primários e 
mais estáveis que o carbocátion metila.
5.3.2 Reações de adição de X2 (Cl2, Br2) 
A reação de um alceno com um halogênio se procede de forma similar ao HX, po-
rém obtendo-se um produto com a adição de dois haletos à molécula.
5.3.3 Mecanismo da reação de adição 
O alceno age como nucleófi lo e se liga com a molécula de Cl2 formando uma nova 
ligação σ (C - Cl) e tornando o outro carbono carregado positivamente. Diferente-
mente do mecanismo do HX, o carbocátion intermediário se rearranja compartilhando 
os elétrons do átomo de cloro com o carbono defi ciente em elétron, formando o íon 
clorônio. Após isso ocorre a introdução de mais um íon Cl- e a formação intermediária 
se rearranja formando o di-haleto de alquila, 1,2-dicloroetano.
113
5.3.4 Estereoquímica da reação de adição 
Observando a reação de adição de um halogênio a uma molécula eteno, verifi camos 
uma disposição dos halogênios em uma confi guração trans. Esse arranjo estereoquí-
mico pode ser mais bem visualizado com uma molécula cíclica, como o ciclopenteno:
As duas reações de halogenação (HX e X2) são utilizadas para determinar a insatura-
ção de ácidos graxos. Os halogênios se ligam às insaturações das gorduras ou do óleo 
e uma determinação posterior do halogênio indica o grau de insaturação. Geralmente, 
para esta determinação, é utilizado o iodo.
5.3.5 Hidratação de alcenos 
É reação de adição de água a alcenos para produzir alcoóis. Ela ocorre, utilizando-
-se um ácido forte como catalisador (HA). O mecanismo é similar ao da adição de HX.
5.3.6 Reação de hidrogenação 
A reação de hidrogenação ou redução de alcenos ocorre entre o H2 e o alceno na 
presença de um catalisador para formar alcanos saturados correspondentes. A plati-
na e o paládio são os catalisadores mais comuns para a hidrogenação de alcenos. O 
Reações em Química 
Orgânica
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
114
paládio é normalmente usado como um pó muito fi no em um suporte de material 
inerte como o carvão (Pd/C) para maximizar a área superfi cial. A platina é geralmente 
utilizada como PtO2, um reagente conhecido como catalisador de Adams. A hidrogena-
ção catalítica, ao contrário da maioria das reações orgânicas, é um processo de catálise 
heterogêneo, isto é, a reação de hidrogenação não ocorre em uma solução homogê-
nea. Ela ocorre na superfície de partículas sólidas do catalisador. A hidrogenação geral-
mente ocorre com estereoquímica Syn (cis) - com ambos os hidrogênios adicionados 
do mesmo lado da ligação dupla.
5.3.7 Mecanismo de hidrogenação 
O hidrogênio gasoso adsorve na superfície do catalisador, dissociando-se em dois 
átomos de hidrogênio. A aproximação do alceno a esse sítio com os dois átomos de 
hidrogênio adsorvidos faz com que haja a adsorção desta molécula também ao cata-
lisador, havendo então a adição consertada dos dois átomos de hidrogênio aos car-
bonos que contêm a dupla ligação. Por causa desse mecanismo, o produto da reação 
geralmente é do tipo cis. Em moléculas com um grupo que bloqueie o contato (im-
pedimento estérico), a reação irá ocorrer na superfície oposta. Duplas ligações mais 
estáveis que a C=C, como a ligação C=O das cetonas, C=C dos anéis aromáticos, e 
C≡N das nitrilas, geralmente não são hidrogenadas.
A reação de hidrogenação possui grande importância industrial, porque permite a 
conversão de óleos em gorduras adequadas para a produção de margarinas e produ-
tos de panifi cação. Essa hidrogenação melhora a consistência das gorduras e reduz a 
sensibilidade ao ranço (deterioração de alimentos ricos em lipídeos, mudança de cor, 
sabor, aroma e consistência). No entanto, ultimamente, vem se abandonando o uso de 
gorduras hidrogenadas, pois se constatou que ela pode desencadear doenças degene-
rativas no organismo humano, como descrito à seguir.
115
Os óleos vegetais são predominantemente poli-insaturados (soja, girassol, milho e 
açafrão). Nosso organismo não é capaz de produzir gorduras poli-insaturadas, assim é 
importante que elas estejam presentes na dieta humana em quantidades moderadas. 
Já as gorduras saturadas são sintetizadas por meio de alimentos como carboidratos.
Um problema que surge do uso da hidrogenação catalítica para produzir óleos ve-
getais parcialmente hidrogenados é que os catalisadores usados neste processo causam 
isomerização de algumas das ligações duplas de ácidos graxos (algumas não absorvem 
o hidrogênio). Na maioria dos óleos e das gorduras naturais, as duplas ligações têm 
confi guração cis. Durante o processo algumas dessas confi gurações podem se conver-
ter em trans não naturais. Os efeitos de ácidos graxos trans na saúde ainda estão em 
estudo, mas experimentos indicam que eles aumentam os níveis de colesterol e de tria-
cilgliceróis no soro, o que, por sua vez, aumenta o risco de doenças cardiovasculares.
Para a produção da margarina a partir de óleos vegetais poli-insaturados, é neces-
sário transformar o óleo líquido em uma forma mais estável (emulsão ou sólida). O 
processo utilizado para “solidifi car” o óleo é a hidrogenação em presença de hidrogê-
nio, empregando um catalisador metálico. Átomos de hidrogênio são adicionados às 
moléculas de gordura para que se torne saturadas, elevando sua estabilidade quanto 
à oxidação e consequentemente o seu ponto de fusão. Assim o óleo permanecena 
forma sólida à temperatura ambiente.
Durante o processo de hidrogenação, além da eliminação de duplas ligações, al-
gumas podem adquirir a confi guração trans. Os ácidos graxos se apresentam predo-
minantemente na forma insaturada na natureza com isomeria cis. Discussões sobre os 
malefícios cardiovasculares da forma trans para a saúde tem sido amplamente realiza-
das, obrigando os fabricantes a modifi carem os processos de produção, minimizando 
ou eliminando a forma trans das margarinas e gorduras hidrogenadas.
5.4 REAÇÕES RADICALARES 
Na Química, um átomo muito reativo ou um fragmento de molécula com um ou 
mais elétrons desemparelhados são chamados de radicais livres. Os átomos ou molécu-
las com essas características são muito reativos. Ao escrevermos uma reação química, 
um radical livre é representado por um ponto imediatamente a direita do “elemento”, 
como no exemplo: 
Reações em Química 
Orgânica
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
116
H2 + energia  2 H·
 
Reações que envolvem radicais livres normalmente são divididas em três etapas: 
iniciação, propagação e fi nalização. As reações de iniciação são aquelas que resultam 
em um crescimento líquido no número de radicais livres. Elas podem envolver a for-
mação de radicais livres partindo de espécies estáveis, como na reação do hidrogênio 
com energia que pode ser proveniente da luz ultravioleta, ou então radicais livres 
reagindo com espécies estáveis para formar mais radicais.
As reações de propagação são aquelas que envolvem radicais. No entanto, o nú-
mero total destes no meio reacional permanece constante. As reações de fi nalização, 
por sua vez, são aquelas que resultam na diminuição do número total de radicais no 
meio reacional. Neste caso, normalmente dois radicais se combinam para formar uma 
espécie mais estável:
 2H·  H2 
Talvez, a reação radicalar mais famosa seja a combustão. Para a combustão ocorrer, 
a ligação relativamente forte entre os oxigênios da molécula de O2 (O=O) deve ser 
rompida para formar oxigênio da forma radicalar. A infl amabilidade de um material é 
fortemente dependente da concentração de radicais livres no sistema. Uma vez termi-
nado o combustível, as reações de terminação predominam e a chama se acaba. Além 
da combustão, alguns tipos de reações orgânicas e muitos tipos de polimerização en-
volvem radicais livres.
5.4.1 Ranço oxidativo 
É a reação principal responsável pela deterioração de lipídeos, porque resulta em 
alteração indesejável de cor, sabor, aroma e consistência desse alimento. O ranço ocor-
re por causa de uma série de reações extremamente complexas que ocorrem entre o 
oxigênio e os ácidos graxos insaturados dos lipídeos. Essas reações geralmente ocor-
rem em três etapas (iniciação, propagação e terminação). 
1) Iniciação. É a formação de um radical livre a partir de uma fonte energética 
(calor, radiação UV). A fonte energética quebra a ligação química do carbono 
como o hidrogênio adjacente à dupla ligação C=C. Essa quebra ocorre porque 
duplas ligações estão estericamente mais expostas e suscetíveis à radiação. Há, 
então, a formação de dois radicais, a cadeia carbônica R• e o radical H•, como 
mostrado abaixo:
117
2) Propagação. Os radicais livres formados pela radiação UV podem reagir com 
o oxigênio presente formando novos radicais livres, principalmente o radical 
peróxido, muito reativo, que pode originar novas espécies radicais.
3) Terminação. Os radicais formados podem se ligar entre si, formando os mais 
diversos produtos, como hidrocarbonetos, aldeídos, alcoóis, ésteres, etc.
Reações em Química 
Orgânica
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
118
Anotações
119
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química geral. Tradução de Cristina M. P. dos 
Santos e Roberto de Barros Faria. 2. ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científi cos, 
2002.
BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Chemistry: The Central Science. 9th ed. 
New York: Pearson; Prentice Hall, 2003.
______. Química ciência central. Tradução de Horácio Macedo. 9. ed. Rio de 
Janeiro: Livros Técnicos e Científi cos, 2005.
FIORUCCI, A. R.; BENEDETTI FILHO, E. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 22, 
p. 10-16, 2005.
KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. M. Química geral e reações químicas. Tradução de 
Flávio Maron Vichi. 5. ed. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005. v. 1.
MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química: um curso universitário. Coordenador 
Henrique Eisi Toma. Tradução de Koiti AraKi et al. 4. ed. São Paulo: Editora Edgard 
Blucher, 2003.
McMURRY, J. Química orgânica. 6. ed. São Paulo: Pioneira Thompson Learning, 
2005. v. 1-2.
SOLOMONS, T. W. G. Química orgânica. 8. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2006. 
eferênciasR
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
120
Anotaçõespropôs um modelo atômico baseado nos ângulos de disper-
são de partículas α, à medida que elas passavam por uma fi na folha de ouro (Figura 
3). Nesse experimento, Rutherford verifi cou que quase todas as partículas α passavam 
direto através da folha sem dispersão, ou com um pequeno ângulo de dispersão. No 
entanto, uma pequena porcentagem de partículas sofria grandes ângulos de dispersão. 
Baseando-se nessas observações, Rutherford propôs um modelo no qual a maioria da 
massa do átomo e toda a sua carga positiva residiam em uma região muito pequena e 
extremamente densa, denominada núcleo. A maior parte do volume do átomo é espaço 
vazio, no qual os elétrons se movem ao redor do núcleo. Rutherford verifi cou, contudo, 
que cerca da metade da massa nuclear poderia ser justifi cada pelas cargas positivas. 
Assim, ele sugeriu que o núcleo atômico deveria conter partículas de carga zero. 
Figura 3 - Ilustração do experimento de Rutherford sobre espalhamento de 
partículas α (A); Modelo atômico de Rutherford para explicar o espalhamento de 
partículas α, no qual a parte escura representa o núcleo denso e positivo (B).
17
Estudos experimentais subsequentes levaram à descoberta de ambas as partículas 
no núcleo, as positivas - prótons, e as neutras - nêutrons. As características das partícu-
las subatômicas estão apresentadas na Tabela 1.
Tabela 1 - Comparação entre as partículas subatômicas
1.4 QUANTIZAÇÃO DE ENERGIA E O MODELO ATÔMICO SEGUNDO 
NIELS BOHR 
Considerando a natureza nuclear atômica, os cientistas pensavam no átomo como 
um sistema solar microscópico, no qual os elétrons descreviam uma órbita ao redor do 
núcleo. De acordo com a física clássica, entretanto, uma partícula carregada, como um 
elétron, que se move em uma trajetória circular perderia energia continuamente pela 
emissão de radiação. À medida que o elétron perde energia, ele deve se mover em for-
ma de espiral em direção ao núcleo, levando a desintegração do átomo. Esta proposta 
não era coerente com as observações feitas pelos cientistas da época. Foi necessário, 
portanto, assumir que as leis predominantes da física clássica eram inadequadas para 
descrever todos os aspectos de um átomo. 
 Neste ponto, a interação da luz com a matéria e o conceito de quantização de 
energia foram essenciais para descrever a estrutura eletrônica no átomo. A luz visível 
(energia radiante) e outras formas de radiação eletromagnética apresentam compo-
nentes elétrico e magnético e se propagam no vácuo a uma velocidade igual a 3 x 108 
m s-1 (velocidade da luz, c). O conjunto das radiações eletromagnéticas é denominado 
de espectro eletromagnético contínuo (Figura 4).
As características ondulatórias da luz permitem que ela seja descrita em termos 
de comprimento de onda, λ, e frequência, ν, que estão correlacionados segundo a 
Equação 1.
ν · λ = c Eq. 1
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
18
Figura 4 - Ilustração do espectro eletromagnético contínuo.
O comportamento ondulatório da radiação permite explicar com perfeição fenô-
menos ópticos tais como: refl exão, refração e espalhamento da luz. Ele falha, todavia, 
quando utilizado para explicar outras interações da luz com a matéria, como, por 
exemplo, o efeito fotoelétrico e a emissão de luz por átomos de gás excitados.
Para explicar esses fenômenos, é necessário empregar o conceito proposto por 
Max Planck. A quantidade mínima de energia radiante que um objeto pode absorver 
ou emitir está relacionada com a frequência, como representado na Equação 2, e essa 
menor quantidade de energia é chamada quantum.
E = h·ν Eq. 2
sendo h a constante de Planck, cujo valor é igual a 6,63 x 10-34 J s-1.
Nesta nova abordagem, a energia é quantizada, o que signifi ca que ela pode ter 
determinados valores permitidos. Albert Einstein usou a teoria quântica para explicar 
o efeito fotoelétrico, a emissão de elétrons a partir da superfície de metais pela luz. 
Ele considerou que a luz era constituída por partículas discretas, denominadas fótons, 
cuja energia de cada fóton é dada pela equação de Planck.
Niels Bohr, ao empregar os conceitos de Planck e Einstein, criou um modelo atômi-
co, no qual os elétrons de um átomo, submetidos à ação de força atrativa exercida pelo 
núcleo, movem-se em torno dele em órbitas semelhantes a dos planetas em torno do 
Sol. Para isso, ele assumiu que:
a) somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias defi nidas, são 
permitidas para os elétrons em um átomo;
19
b) um elétron em certa órbita permitida tem determinada energia específi ca e está 
em um estado de energia permitido. Um elétron em estado de energia permi-
tido não irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral em 
direção ao núcleo; 
c) a energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um 
estado de energia permitido para outro. Essa energia é emitida ou absorvida 
como um fóton.
As energias associadas a cada órbita são obtidas pela Equação 3.
sendo n = 1 a infi nito, e é chamado número quântico; unidade de energia em Joules.
Na Figura 5, está representado o modelo atômico proposto por Bohr e os níveis de 
energia para o átomo de hidrogênio. 
Figura 5 - Modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio, no qual o 
elétron é capaz de percorrer certas órbitas de energia específi ca (A); 
o elétron ao mudar de órbita absorve ou emite energia (B).
Com esse modelo, Bohr conseguiu explicar o espectro de emissão do átomo de 
hidrogênio (Figura 6). Atribuiu a cada comprimento de onda observado no espectro 
uma transição eletrônica de um nível superior de energia (estado excitado) para o 
nível de menor energia (estado fundamental).
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
20
Figura 6 - Espectro de emissão do átomo de hidrogênio.
Louis de Broglie, ao partir de uma ideia que nasceu do átomo quantizado de Bohr, 
lançou a hipótese de que os elétrons também teriam características de onda, segundo 
a Equação 4. 
sendo: h = constante de Planck; m = massa da partícula; v = velocidade
Assim, no início do século XX, o físico Erwin Schrödinger propôs uma equação, co-
nhecida como equação de onda de Schrödinger, que incorpora tanto o comportamen-
to ondulatório como o de partícula do elétron. Esse trabalho abriu uma nova maneira 
de lidar com partículas subatômicas, conhecida como mecânica quântica.
1.5 MODELO ATÔMICO SEGUNDO A MECÂNICA QUÂNTICA 
A resolução da equação de onda leva a uma série de funções matemáticas chamada 
de funções de onda, simbolizada por ψ, que descrevem a questão ondulatória do 
elétron. A função de onda em si não apresenta signifi cado físico, mas o quadrado da 
função ψ2 fornece informação importante sobre a localização do elétron, quando ele 
está em um estado de energia permitido, conhecido como orbital.
Para o átomo de hidrogênio, as energias permitidas são as mesmas previstas pelo 
modelo de Bohr. No modelo da mecânica quântica, porém, a localização do elétron 
não pode ser descrita de maneira tão simples.
De acordo com o princípio da incerteza, proposto por Werner Heisenberg, quando 
o momento do elétron é determinado com precisão, não é possível especifi car sua 
localização exata ao redor do núcleo. Assim, na mecânica quântica, surge a probabili-
dade de o elétron ser encontrado em certa região do espaço em determinado instante, 
a qual é dada por ψ2. 
A solução da equação de Schrödinger para o átomo de hidrogênio produz um 
21
conjunto de funções de onda e energias correspondentes, que são denominadas de 
orbitais. Cada orbital tem energia e forma características e descreve uma distribuição 
especifi ca de densidade eletrônica no espaço, como determinado por ψ2. 
Um orbital é descrito pela combinação de um número inteiro e uma letra, corres-
pondendo aos valores de três números quânticos para o orbital. O número quântico 
principal, n, é indicado pelos números inteiros 1, 2, 3, 4 e assim por diante. Esse nú-mero quântico está associado ao tamanho e à energia do orbital. 
O número quântico secundário ou azimutal, l, é indicado pelas letras s, p, d, f, 
correspondendo aos valores 0, 1, 2 e 3, respectivamente. Esse número está associado 
à forma do orbital. O numero quântico magnético, m
l
, pode ter valores inteiros entre 
+l e - l, inclusive zero. Esse número quântico descreve a orientação do orbital no 
espaço.
Um quarto número quântico surge para especifi car a distribuição espacial de um 
elétron em um átomo: o número quântico de spin, m
s
. Este número está associado a 
um momento angular que surge do movimento de rotação do elétron e assume valo-
res +½ e -½.
Na Figura 7, estão representadas as formas e orientações espaciais dos orbitais s, 
p e d.
Figura 7 - Representação dos orbitais s, p e d.
É importante destacar que o conjunto de orbitais com o mesmo número quântico 
principal é denominado de nível eletrônico. Um subnível é o conjunto de um ou mais 
orbitais que tem os mesmos valores de n e l, como exemplifi cado na Tabela 2.
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
22
Tabela 2 - Relação entre os valores de n, l e ml
Em átomos do tipo hidrogênio, ou seja, com apenas um elétron, todos os orbitais 
com o mesmo valor de n possuem a mesma energia e, por isso, são chamados de de-
generados. Por outro lado, em átomos polieletrônicos, aqueles que apresentam mais 
de um elétron, a repulsão elétron-elétron, somada aos fatores penetração e blindagem 
eletrônica, faz com que os diferentes subníveis estejam em diferentes níveis de ener-
gia, portanto ocorre a perda da degenerescência, como ilustrado na Figura 8.
Figura 8 - Representação dos níveis de energia 
para o átomo de hidrogênio (A) e para átomos polieletrônicos (B).
O preenchimento dos orbitais de átomos polieletrônicos leva em consideração 
as energias dos orbitais, sendo preenchido primeiro o de menor energia, aliado ao 
23
princípio da exclusão de Pauli (dois elétrons não podem ter os quatro números quân-
ticos iguais) e à regra de Hund (para orbitais degenerados, a menor energia é obtida 
quando o número de elétrons de mesmo spin for maximizado). 
Na Tabela, 3 estão representadas as confi gurações eletrônicas para alguns átomos.
Tabela 3 - Confi guração eletrônica de alguns elementos químicos
Uma vez conhecida a confi guração eletrônica dos átomos, podemos agrupá-los, 
levando-se em consideração os elétrons da camada de valência, ou seja, os elétrons 
que estão no nível mais externo. Este conceito é a base da Tabela Periódica moderna.
1.6 TABELA PERIÓDICA 
A Tabela Periódica foi proposta inicialmente por Dmitri Mendeleev e Lothar Meyer, 
baseada nas semelhanças das propriedades químicas e físicas exibidas por certos ele-
mentos químicos. A Tabela Periódica moderna (Figura 9) está estruturada de forma 
que os átomos com o mesmo padrão de confi guração eletrônica de níveis mais exter-
nos estejam distribuídos em colunas, denominadas de grupos. Por sua vez, as linhas 
denominadas períodos refl etem o número quântico principal da camada que está sen-
do preenchida.
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
24
Figura 9 - Tabela Periódica dos elementos químicos, 
representando a confi guração eletrônica da camada de valência.
Muitas propriedades dos átomos são relativas à distância média dos elétrons mais 
externos ao núcleo e à carga nuclear efetiva, Zef, que esses elétrons sofrem. Os elétrons 
internos são efi cientes em blindar os elétrons externos da carga total do núcleo, en-
quanto os elétrons em um mesmo nível não blindam uns aos outros de maneira efi caz. 
Desse modo, a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons externos aumenta à medida 
que se percorre um período da Tabela Periódica da esquerda para a direita. O cálculo 
da carga nuclear efetiva para alguns elementos químicos está exemplifi cado na Tabela 4.
Tabela 4 - Carga nuclear efetiva para elétrons de valência de alguns átomos
25
1.7 RAIO ATÔMICO 
O tamanho de um átomo pode ser estimado por meio do raio covalente, com base 
em medidas das distâncias que separam os átomos em seus compostos químicos, ou 
pelo raio de van der Waals, como ilustrado na Figura 10.
Figura 10 - Exemplifi cação dos raios atômicos covalentes e de van der Waals.
Em geral, os raios atômicos aumentam à medida que se desce em um grupo da 
Tabela Periódica. Isto é justifi cado, pois ao percorrer um grupo de cima para baixo, 
os elétrons de valência se localizam em orbital de número quântico principal cada vez 
maior e, desse modo, o raio atômico médio é maior. 
Por outro lado, há uma diminuição do raio atômico quando percorre um período 
da Tabela Periódica da esquerda para a direita. Isto acontece, pois os elétrons de valên-
cia estão localizados em orbital de mesmo número quântico e a carga nuclear efetiva 
que atua nesses elétrons aumenta ao longo do período, resultando em átomos mais 
compactos. 
Na Figura 11, está representada a periodicidade do raio atômico.
Figura 11 - Periodicidade do raio atômico nos elementos químicos.
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
26
Tendo como referência a confi guração eletrônica e o raio atômico, é possível avaliar 
os valores de energia de ionização e de afi nidade eletrônica dos átomos. 
1.8 ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
A energia de ionização de um átomo é a energia mínima necessária para remover 
um elétron do átomo na fase gasosa, formando um íon positivo, denominado cátion, 
como mostrado a seguir.
Como evidenciado na Tabela 5, os valores de energia de ionização apresentam 
aumento acentuado depois que todos os elétrons de valência foram removidos, por 
causa da maior carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais internos. 
Os primeiros valores de energia de ionização mostram tendências periódicas aná-
logas aos raios atômicos, com átomos menores, tendo maiores energias de ionização. 
Portanto, as primeiras energias de ionização tendem a diminuir quando percorrem um 
período da Tabela Periódica no sentido da esquerda para a direita (Figura 12).
Devemos ressaltar que os cátions formados são menores que os átomos que lhes 
deram origem, pois a formação de íons envolve a remoção de elétrons da camada de 
valência.
27
Tabela 5 - Valores de energia de ionização para alguns elementos químicos
Figura 12 - Periodicidade de energia de ionização nos elementos químicos.
1.9 AFINIDADE ELETRÔNICA 
A afi nidade eletrônica de um elemento químico é a variação de energia na adição 
de um elétron a um átomo na fase gasosa, originando um íon negativo, denominado 
ânion, como apresentado adiante. 
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
28
O valor de energia associado à afi nidade eletrônica pode ser negativo, indicando 
que o ânion formado é estável, ou positivo, mostrando que a espécie não será formada 
prontamente, conforme exemplifi cado na Tabela 6.
Tabela 6 - Valores de afi nidade eletrônica 
para alguns elementos químicos referentes à adição de um elétron
Em geral, as afi nidades eletrônicas se tornam mais negativas à medida que percorre 
um período da Tabela Periódica da esquerda para a direita. Assim, os átomos de metais 
alcalinos têm os menores valores de afi nidades eletrônicas, enquanto os halogênios 
têm as afi nidades eletrônicas mais negativas. As afi nidades eletrônicas dos gases nobres 
são positivas porque o elétron a ser adicionado ocuparia um novo subnível de energia 
mais alta.
29
1.10 METAIS E NÃO METAIS 
De acordo com os parâmetros mencionados anteriormente, os elementos químicos 
podem ser classifi cados como metais e não metais. A maioria dos elementos é metal, 
pois apresenta baixos valores de energia de ionização e afi nidade eletrônica, e ocupa 
o lado esquerdo e o meio da Tabela Periódica. 
Os metais apresentam brilho característico e são bons condutores de calor e eletri-
cidade. Eles reagem com os não metais, gerando compostos iônicos que, na sua maio-
ria, são sólidos com elevadoponto de fusão. Essas reações envolvem transferência de 
elétrons do metal para o não metal, dando origem assim aos cátions e ânions, como 
representado abaixo.
A reação dos metais com moléculas de oxigênio resulta na formação de óxidos, 
peróxidos ou superóxidos sólidos que, na presença de água, apresentam um compor-
tamento alcalino, como exemplifi cado a seguir.
Os não metais não têm brilho e são maus condutores térmico e elétrico. A reação 
química referente aos não metais envolve o compartilhamento de elétrons e resulta em 
compostos moleculares que, à temperatura ambiente, são gases, líquidos ou sólidos.
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
30
A reação de não metais com moléculas de oxigênio também resulta em óxidos, que, 
na sua maioria, são gases. Na presença de água, apresentam um comportamento ácido, 
conforme representado adiante.
As características periódicas dos átomos permitem entender as propriedades dos 
grupos dos elementos representativos. Dentro da classe metálica, serão destacados os 
metais alcalinos e alcalino terrosos.
Os metais alcalinos (grupo 1A) são maleáveis e com baixos valores de densidade 
e ponto de fusão. Eles apresentam os valores de energia de ionização mais baixos de 
todos os elementos químicos. Como resultado, são muito reativos na presença de não 
metais, transferem facilmente os elétrons de valência e formam íons com carga 1+.
Os metais alcalino terrosos (grupo 2A) são mais duros, densos e com pontos de 
fusão mais altos que os metais do grupo 1A. Esses metais são menos reativos que os 
alcalinos e, na reação com não metais, transferem os dois elétrons da camada de valên-
cia, gerando cátions com carga 2+. 
Dentre os não metais, o hidrogênio, encontrado na natureza como um gás diatômi-
co incolor, H2, apresenta propriedades distintas das de qualquer outro grupo da Tabela 
Periódica, por causa da ausência completa de blindagem nuclear do seu único elétron. 
As reações que envolvem hidrogênio liberam muita energia. Além de reagir com não 
metais, o hidrogênio pode reagir com metais alcalinos, retirando um elétron do átomo 
metálico, gerando os hidretos metálicos, como mostrado a seguir. 
No grupo 6A, merecem destaque os elementos oxigênio e enxofre. O oxigênio é 
um gás incolor à temperatura ambiente e pode ser encontrado em duas formas mole-
culares, O2 e O3 (ozônio). As duas formas do oxigênio são exemplos de alótropos, dife-
rentes formas do mesmo elemento no mesmo estado. O oxigênio tem forte tendência 
para ganhar elétrons de outros elementos químicos, assim oxidando-os.
31
O enxofre também apresenta formas alotrópicas, sendo a mais comum constituída 
de um anel de oito átomos de enxofre, S8, frequentemente representada como S. As-
sim como o oxigênio, o enxofre tende a ganhar elétrons de outros átomos, gerando 
os íons sulfeto (S2-). 
Os halogênios (grupo 7A) são não metais que existem como moléculas diatômicas 
e têm as afi nidades eletrônicas mais negativas de todos os elementos químicos. Dessa 
forma, a química dos halogênios é dominada pela tendência de formar íons de carga 
negativa 1-, principalmente, em reações envolvendo metais.
Os elementos do grupo 8A, conhecidos como gases nobres, são não metais que, 
na natureza, existem como gases monoatômicos. Eles são não reativos, pois têm seus 
subníveis ns e np totalmente preenchidos. Apenas os gases nobres mais pesados são 
conhecidos por formar compostos com fl úor.
1.11 ELEMENTOS DE IMPORTÂNCIA BIOLÓGICA 
Como mencionado no início deste capítulo, todas as substâncias químicas são feitas 
a partir de um número limitado de elementos estáveis catalogados na Tabela Periódica. 
Isto signifi ca menos de 100 elementos químicos, sendo que alguns desses elementos 
apresentam funcionalidade nos sistemas vivos, como ressaltado na Tabela 7.
Tabela 7 - Elementos químicos funcionais nos organismos vivos
Os elementos oxigênio, carbono, hidrogênio, nitrogênio, fósforo e enxofre são 
responsáveis por mais de 97% da massa da maioria dos organismos. A água (H2O) é 
o composto químico mais comum nos organismos vivos, e responde por aproximada-
mente 70% da massa da maioria das células. O carbono é o elemento mais presente, 
em massa, nos componentes sólidos das células. Átomos de carbono são encontrados 
em grande variedade de moléculas orgânicas, na quais esses átomos estão ligados a ou-
tros de carbono ou de hidrogênio, oxigênio, nitrogênio, fósforo e enxofre. Dão origem 
a grupos funcionais como éster, ácido carboxílico, amida, imina e tiol.
Além disso, mais vinte e três elementos foram encontrados em diversos organis-
mos vivos. Cinco são necessários a todos os organismos: sódio (Na+), potássio (K+), 
magnésio (Mg2+), cálcio (Ca2+) e cloreto (Cl-), atuando principalmente no controle 
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
32
osmótico. Íons cálcio são necessários para a formação óssea e pela transmissão de 
sinais no sistema nervoso, como os que provocam a contração dos músculos cardíacos 
que fazem o coração pulsar. Outros exemplos de atuação de elementos químicos estão 
reunidos na Tabela 8.
Outros elementos são importantes em quantidades muito pequenas, por isso são 
chamados de microelementos. Por exemplo, microquantidades de cobre são necessá-
rias na dieta para auxiliar na síntese da hemoglobina. 
Tabela 8 - Exemplos da participação biológica de alguns elementos químicos
As células necessitam de alimentos, ou seja, de uma fonte de elementos químicos, 
bem como de uma fonte de energia externa e precisam receber informações do que 
ocorre no meio extracelular. Esses três fatores chegam ao interior da célula através 
de uma membrana que retém uma solução citoplasmática e na qual os elementos 
químicos, energia e informação são distribuídas. Essa distribuição permite a síntese do 
sistema proteico e de todos os outros componentes celulares, incluindo o DNA, que 
governa a célula. 
As propriedades das proteínas representam um ponto central para todas as ati-
vidades celulares. Elas são sintetizadas a partir de um número muito pequeno dos 
elementos químicos C, H, O, N e S, e têm infl uência na atividade de todos os outros 
elementos. As principais rotas sintéticas que ocorrem na célula são reações ácido-base, 
condensações, processos redox que envolvem os átomos não metálicos C, H, O, N, P 
e S, que formam DNA, RNA, proteínas e polissacarídeos, assim como lipídios. Essas 
reações necessitam de transportadores internos de material e energia, assim, como ca-
talisadores e controladores das várias etapas da reação. Neste tópico, não será descrito 
33
o grande número de processos biológicos que ocorrem nas células, como a via glico-
lítica, o ciclo do ácido cítrico, a transferência de energia, a síntese de aminoácidos, a 
fi xação de nitrogênio e a assimilação de carbono. Vale destacar, contudo, que todos 
esses processos precisam estar ligados de forma a manter o balanço na célula. Portan-
to, o fornecimento de energia e dos elementos principais precisa estar conectado aos 
processos de síntese e à produção de catalisadores que viabilizam essas sínteses. Nesse 
contexto, os elementos P, Mg, Ca, Fe, K, além de H, C, N, O e S, são requeridos para 
funções essenciais em todas as células.
As principais sínteses em sistemas biológicos são realizadas por meio de reações de 
condensação. O reagente de condensação é adenosina trifosfato - ATP, cuja estrutura 
está representada na Figura 13.
Figura 13 - Representação estrutural da adenosina trifosfato - ATP.
O ATP é um reagente que acumula energia química, que pode ser expressa como 
-∆GATP, que é a energia livre para realizar reações como à ilustrada adiante.
Qualquer reação de condensação, por sua vez, requer o fornecimento de energia, 
+∆Gcond, como exemplifi cado abaixo.
Somando as reações, temos
Desde que a condição ∆GATP > ∆Gcond seja obedecida, e é o que acontece no caso 
do ATP, ocorre à maioria das reações de síntese porcondensação na célula. 
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
34
O ATP, aliado a outros trifosfatos de nucleotídeos, é a principal substância química 
para a distribuição geral de energia, assim como da viabilização das reações na célula. 
O ATP deve ser utilizado simultaneamente com ADP e fósforo para gerar um sistema 
que atua como mensageiro do estado de energia da célula. Este sistema participa, por 
exemplo, da síntese ou degradação de proteínas, DNA e RNA. Quando a relação ATP : 
ADP : fósforo é alta, ocorre a viabilização da divisão celular; quando é baixa, não per-
mite a divisão celular, podendo originar a morte da célula. 
1.12 LIGAÇÃO QUÍMICA 
As propriedades das substâncias são determinadas em grande parte pelas ligações 
químicas que mantém seus átomos, íons ou moléculas unidos. Dessa forma, as liga-
ções químicas podem ser classifi cadas como: iônica, covalente ou metálica. É impor-
tante ressaltar que a formação de ligações químicas envolve interações dos elétrons da 
camada de valência dos átomos e estes podem ser representados pelos símbolos de 
Lewis (Tabela 9).
As tendências dos átomos em obter, transferir ou compartilhar elétrons frequente-
mente seguem a regra do octeto. Ela pode ser vista como uma tentativa dos átomos em 
atingir a confi guração de um gás nobre, ou seja, oito elétrons na camada de valência. 
Tabela 9 - Representação de estrutura de Lewis
1.13 LIGAÇÃO IÔNICA 
A ligação iônica se refere às forças de atração que existem entre íons de cargas de si-
nais opostos, cátions e ânions, e está presente na maioria dos compostos inorgânicos. 
A ligação química iônica é característica em compostos formados pela reação de metais 
35
com não metais. Isto é perfeitamente justifi cado, pois os átomos metálicos apresentam 
valores de energia de ionização relativamente baixos e os não metais exibem elevados 
valores de afi nidade eletrônica. 
Assim, em uma reação entre metais e não metais ocorre a oxidação do metal, geran-
do os cátions, e a redução do não metal, que leva à formação de ânions. Essas reações 
são altamente exotérmicas e proporcionam a formação de sólidos iônicos cristalinos 
que, na sua maioria, apresentam pontos de fusão elevados, como, por exemplo, o 
cloreto de sódio, cujo ponto de fusão igual a 801 C.
A estabilidade dos compostos iônicos resulta da atração eletrostática forte entre um 
íon e os outros circundantes de cargas opostas. A ordem de grandeza dessa interação 
é estimada pela energia de rede, que é a energia necessária para separar um mol de 
composto sólido iônico em íons gasosos. O valor dessa energia depende das cargas 
dos íons, de seus tamanhos e de seus arranjos no sólido.
O ciclo de Born-Haber, um ciclo termoquímico que emprega a lei de Hess, é utili-
zado para calcular a energia de rede. O ciclo termoquímico para a formação do cloreto 
de sódio está apresentado na Figura 14. 
Figura 14 - Ciclo de Born-Haber para a formação do cloreto de sódio.
A formação de um arranjo tridimensional cristalino (Figura 15), no qual os íons 
estão fortemente atraídos uns pelos outros, refl ete no valor de energia obtida para o 
cloreto de sódio, isto é, 788 kJ mol-1.
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
36
Figura 15 - Representação da estrutura cristalina do NaCl.
Além disso, a energia liberada pela atração entre cátions e ânions compensa a na-
tureza endotérmica das etapas de vaporização do sódio, quebra da ligação Cl - Cl e 
energia de ionização do átomo de sódio, tornando a formação do NaCl sólido um 
processo exotérmico. 
1.14 LIGAÇÃO COVALENTE 
A ligação covalente resulta do compartilhamento de elétrons. Isto é possível quan-
do átomos apresentam valores de energia de ionização e afi nidade eletrônica próxi-
mos, portanto envolve os não metais, e estão presentes na maioria dos compostos 
orgânicos. 
É possível representar a distribuição eletrônica nas moléculas, usando as estruturas 
de Lewis. Elas indicam quantos elétrons de valência estão envolvidos na formação da 
ligação e quantos permanecem como pares de elétrons não compartilhados (ou não 
ligantes), conforme mostrado na Tabela 10.
Tabela 10 - Representação de estrutura de Lewis em moléculas 
37
A estrutura de Lewis para a molécula de oxigênio (O2) mostra dois pares de elé-
trons compartilhados, originando a ligação dupla O=O e quatro pares de elétrons não 
compartilhados.
A regra do octeto ajuda a determinar quantas ligações serão formadas entre os áto-
mos. O compartilhamento de um par de elétrons produz uma ligação simples, o com-
partilhamento de dois ou três pares gera ligações duplas ou triplas, respectivamente, 
como representado na Tabela 10.
Em alguns casos, a regra do octeto não é obedecida. Normalmente, nessas situa-
ções, os átomos ou apresentam números de elétrons de valência ímpar ou permitem 
a expansão do octeto, como observado na Tabela 11. A expansão do octeto ocorre em 
moléculas, cujo átomo central é um elemento do terceiro período (ou superior) da 
Tabela Periódica, pois tem orbitais ns, np, nd vazios (ou semipreenchidos) que podem 
ser usados para fazer as ligações químicas. 
Há casos nos quais moléculas precisam de mais de uma estrutura de Lewis para 
justifi car suas propriedades. Nesta situação, utilizamos as estruturas de ressonância, 
como apresentado na Tabela 12.
Tabela 11 - Exceções à regra do octeto
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
38
Tabela 12 - Exemplos de estruturas de ressonância
A estrutura de Lewis para o ozônio (O3) mostra que a molécula tem dois tipos de li-
gações (uma simples e outra dupla) e, portanto, comprimentos de ligações diferentes. 
Dados experimentais revelam que a molécula de ozônio apresenta as duas ligações de 
mesmo comprimento. Ela é menor que uma ligação simples e maior que uma dupla. 
Assim, para justifi car esse fato, é aplicada a estrutura de ressonância e, consequente-
mente, a molécula O3 é considerada um híbrido de ressonância. 
Se os átomos envolvidos na ligação química são iguais, os elétrons na ligação estão 
igualmente compartilhados e isso gera uma ligação química covalente de caráter apo-
lar. Por outro lado, se os átomos envolvidos na ligação são diferentes, um dos átomos 
exerce uma atração maior nos elétrons do que o outro. Assim, surge uma ligação quí-
mica covalente de caráter polar.
A polaridade da ligação química covalente não defi ne se a molécula será polar. A 
polaridade depende também da sua geometria, como exemplifi cado na Figura 16, e 
esta pode ser inferida pelo modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de 
valência.
Figura 16 - Exemplo de molécula polar e apolar por causa da geometria.
39
Neste modelo, regiões de grande densidade eletrônica assumem posições tão sepa-
radas quanto possível, a fi m de minimizar as forças de repulsão elétron-elétron. 
A Tabela 13 apresenta as geometrias mais adequadas em função do número de pa-
res de elétrons em torno do átomo central em moléculas poliatômicas.
O modelo de repulsão de pares de elétrons da camada de valência permite propor 
a geometria molecular, mas não explica de maneira satisfatória o motivo das ligações 
químicas em determinados compostos, por exemplo, na molécula CH4. 
Considerando este modelo, a molécula de metano apresentará uma geometria te-
traédrica. Mas como o carbono pode fazer quatro ligações químicas se ele possui ape-
nas dois elétrons desemparelhados? Devemos lembrar que, para haver a formação da 
ligação covalente, é necessário o compartilhamento de elétrons. Neste caso, o átomo 
de carbono possui apenas dois elétrons desemparelhados e, portanto, só pode realizar 
duas ligações químicas.
Tabela 13 - Representação dos arranjos geométricos possíveis em função do número de pares de elé-
trons ao redor do átomo central
Neste sentido, a teoria de ligação de valência foi proposta para justifi car a formação 
das ligações. Nesta teoria, as ligações covalentes são formadasquando orbitais atômi-
cos nos átomos vizinhos se superpõem. 
A região de superposição é uma região conveniente para dois elétrons por causa 
da atração elétron - núcleo. Quanto maior a superposição entre os orbitais, mais forte 
será a ligação química covalente.
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
40
A variação de energia potencial durante a formação da ligação covalente é ilustrada 
na Figura 17 para a molécula de hidrogênio.
Figura 17 - Variação de energia durante a formação da molécula H2.
Neste caso, quando os átomos estão distantes, não se observa nenhuma interação 
entre eles, ou seja, não há forças de atração nem de repulsão. À medida que os átomos 
vão se aproximando, observamos um aumento da força de atração elétrons - núcleos, 
o que leva a uma diminuição de energia. 
A partir de certa distância, surge a energia de repulsão elétron - elétron e também 
núcleo - núcleo, o que leva a um aumento dessa energia. Dessa forma, uma molécula 
será estável quando houver um equilíbrio entre as forças de atração e repulsão. No 
exemplo da molécula de hidrogênio, esse equilíbrio é alcançado a 0,74 Å, distância da 
ligação H-H, e com valor de energia igual a -436 kJ mol-1.
Para algumas moléculas, é necessário que ocorra uma mistura de orbitais para favo-
recer a sua superposição e explicar a formação da ligação, bem como a geometria mo-
lecular. Os orbitais formados por esta superposição são chamados de orbitais híbridos.
Para ilustrar o processo de hibridização de orbitais, tem-se a molécula linear BeF2 
(Figura 18). 
41
Figura 18 - Representação do processo de formação de orbitais híbridos sp.
Nesse caso, a confi guração eletrônica do fl úor (1s2 2s2 2p5) mostra a existência de 
um elétron desemparelhado, que pode ser emparelhado com um elétron do berílio, 
para formar uma ligação química covalente polar. O átomo de berílio, no estado fun-
damental (1s2 2s2), todavia não apresenta elétrons desemparelhados para formar as 
ligações com o fl úor. 
Para que o átomo de berílio tenha os elétrons desemparelhados necessários para 
as ligações com o átomo de fl úor, é preciso criar dois orbitais de mesma energia. A 
primeira etapa envolve a excitação de um elétron do orbital 2s para o 2p e, poste-
riormente, a combinação do orbital 2s com um dos orbitais 2p do berílio, o que leva 
à formação dos orbitais híbridos sp, que permitem os emparelhamentos dos elétrons 
formando a molécula BeF2. 
Outro exemplo é a molécula CH4 de geometria tetraédrica (Figura 19). Ao analisar 
a confi guração do átomo de carbono no estado fundamental (1s2 2s2 2p2), verifi camos 
que há quatro elétrons na camada de valência, mas apenas dois estão desemparelha-
dos para realizar as ligações químicas com os átomos de hidrogênio. Assim, como 
explicar as quatro ligações C - H? Novamente, faz-se necessário criar quatro orbitais 
de mesma energia que possam receber os elétrons para as ligações entre carbono e 
hidrogênio. Dessa forma, a combinação dos orbitais 2s com 2p do átomo de carbono 
gera os orbitais híbridos sp3 e permite à formação das ligações C - H. 
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
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Figura 19 - Representação do processo de formação de orbitais híbridos sp3.
Orbitais híbridos podem ser gerados a partir de outras combinações de orbitais 
atômicos, conforme exemplifi cado na Tabela 14.
O átomo de carbono também faz ligações duplas e triplas em determinados com-
postos orgânicos. Como explicar essas ligações? É possível utilizar a hibridização de or-
bitais para justifi car a existência de compostos com duplas e triplas ligações químicas. 
Um exemplo de composto que apresenta uma ligação dupla é o etileno (H2C=CH2). 
Na molécula de etileno, o elétron do átomo de carbono é inicialmente excitado do 
orbital 2s para o 2p e a combinação do 2s com apenas dois orbitais 2p resulta em orbi-
tais híbridos sp2. O terceiro orbital 2p permanece não hibridizado e está perpendicular 
ao plano que contém os orbitais híbridos sp2 (Figura 20). Este procedimento deve ser 
realizado para os dois átomos de carbono.
43
Tabela 14 - Exemplos de orbitais híbridos gerados pela 
combinação de orbitais atômicos s, p e d
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
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Figura 20 - Representação do processo de formação de orbitais híbridos sp2.
Os elétrons presentes nos orbitais híbridos sp2 dos átomos de carbono são os res-
ponsáveis pelas ligações do tipo sigma (σ), C - H e C - C. Os elétrons contidos nos 
orbitais 2p não hibridizados são os responsáveis pela ligação do tipo pi (ϖ), C - C 
(Figura 21). 
Figura 21 - Representação das interações entre orbitais 
atômicos para a formação da molécula H2C=CH2.
Ligações químicas covalentes, nas quais a densidade eletrônica se localiza ao lon-
go da linha que conecta os átomos, eixo internuclear, são chamadas ligações sigmas. 
Quando ligações são formadas pela superposição paralelas dos orbitais p originam as 
ligações pi. Dessa forma, uma ligação dupla é constituída por uma ligação do tipo σ 
e uma do tipo ϖ. Já a ligação tripla é composta por uma ligação σ e duas ligações ϖ.
45
1.15 ENTALPIAS DE LIGAÇÕES E ENTALPIAS DE REAÇÕES 
A interação entre orbitais atômicos leva ao compartilhamento de elétrons gerando 
compostos moleculares com ligações químicas covalentes polares ou apolares. A esta-
bilidade dessas espécies está associada à força das ligações covalentes que elas contêm, 
a qual pode ser inferida pela energia (ou entalpia) necessária para romper as ligações 
químicas, como exemplifi cado a seguir, para o rompimento das ligações nas moléculas 
de H2, O2 e N2.
O valor da entalpia de ligação é positivo, pois sempre é necessário fornecer energia 
para romper ligações químicas. Por outro lado, a formação de ligações químicas entre 
átomos no estado gasoso (ou fragmentos moleculares) envolve a liberação de energia. 
Moléculas com ligações químicas fortes, portanto com elevado valor de entalpia, 
tendem a ser menos reativas que moléculas com ligações químicas fracas, o que per-
mite explicar a forma química que muitos elementos são encontrados na natureza.
O comprimento de ligação e o número de ligações entre os átomos (ligação sim-
ples, dupla ou tripla) também infl uenciam no valor de entalpia. De modo geral, à 
medida que o número de ligações entre dois átomos aumenta, a ligação química se 
torna mais curta e mais forte.
Na Tabela 15, estão apresentados valores de entalpia de algumas ligações, bem 
como o comprimento das ligações.
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
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Tabela 15 - Valores de entalpia de ligação e comprimento de ligações covalentes
Os valores de entalpia das ligações podem ser utilizados para estimar as entalpias 
de reações químicas nas quais ligações são rompidas e novas ligações são formadas, o 
que permite determinar se a reação será endotérmica (∆H > 0) ou exotérmica (∆H 
nosso corpo realizar suas funções diárias. Essa energia é o 
resultado da soma das entalpias das ligações rompidas, menos a soma das entalpias 
das ligações formadas, ou seja, a entalpia de reação química. 
Os carboidratos são transformados no organismo em monossacarídeos, por exem-
plo, glicose e frutose que, na presença de oxigênio, produzem dióxido de carbono e 
água. Essa reação química libera para o organismo 2840 kJ de energia, como ilustrado 
a seguir.
As gorduras, assim como os carboidratos, quando metabolizadas produzem mo-
léculas de CO2 e H2O. Liberam, porém, maior quantidade de calorias por grama (car-
boidratos: 16,736 kJ/g; gorduras: 37,656 kJ/g), além de serem excelentes veículos de 
vitaminas lipossolúveis.
As proteínas apresentam metabolismo diferente dos carboidratos e das gorduras 
e, por isso, produzem menos energia, cerca de 16,736 kJ/g. Por sua vez, proteínas são 
substâncias fundamentais a todos os seres vivos, pois são moléculas úteis nos tecidos 
de órgãos, pele, cabelo, músculo, entre outros.
A quantidade de energia que o corpo humano requer varia consideravelmente em 
função dos fatores peso, idade e atividade física. Para manter o corpo funcionando 
em nível mínimo, são necessários aproximadamente 100 kJ por quilograma de peso 
corporal por dia. Dessa forma, uma pessoa de 70 kg consome cerca de 800 kJ/h para 
realizar tarefas simples, como caminhar. Por outro lado, atividades mais agressivas, 
como correr, necessitam aproximadamente de 2000 kJ/h.
Na Tabela 16, está exemplifi cada a composição química de alguns alimentos e o 
valor energético.
Átomos, 
íons e moléculas
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Tabela 16 - Composição química e valor energético de alguns alimentos
Para converter caloria em joules, basta multiplicar o número de calorias por 4,184.
1.17 TEORIA DE ORBITAIS MOLECULARES 
A interação entre dois átomos resulta na formação de uma molécula que apresenta 
propriedades químicas e físicas diferentes dos átomos que lhe deram origem. Assim, é 
sensato propor que os orbitais presentes na molécula tenham características diferentes 
dos orbitais atômicos. Nesse contexto, a teoria de orbitais moleculares (TOM) é outro 
modelo usado para descrever as ligações químicas nas moléculas. Nesse modelo, os 
elétrons existem em estados de energia permitidos chamados orbitais moleculares. 
Esses orbitais podem estar espalhados entre todos os átomos de uma molécula. Como 
um orbital atômico (AO), um orbital molecular (OM) tem energia defi nida e pode 
acomodar dois elétrons de spins opostos. 
A combinação linear de dois orbitais atômicos, um de cada átomo, leva à formação 
de dois orbitais moleculares, um de mais baixa energia e outro de mais alta. Isso em 
relação aos orbitais atômicos de origem, como ilustrado na Figura 23 para a molécula 
de hidrogênio (H2).
49
Figura 23 - Representação da formação de orbitais moleculares
O orbital molecular de menor energia concentra densidade de carga na região en-
tre os núcleos e é chamado de orbital molecular ligante. O orbital molecular de maior 
energia exclui os elétrons da região entre os núcleos e é chamado de orbital molecular 
antiligante. O preenchimento dos orbitais moleculares obedece ao princípio de exclu-
são de Pauli e à regra de Hund. A ocupação em orbitais ligantes favorece a formação da 
ligação química, enquanto a ocupação dos orbitais antiligantes não favorece.
Após o preenchimento dos orbitais moleculares, é possível calcular a ordem de 
ligação para a molécula. Este valor permite inferir a estabilidade da molécula e pode 
ser utilizada para prever se o composto terá ligação simples, dupla ou tripla.
A ordem de ligação é dada pela soma dos elétrons contidos em orbitais ligantes, 
menos os elétrons presentes em orbitais antiligantes dividido por dois, como ilustrado 
na Figura 24 para a molécula de hidrogênio.
Figura 24 - Diagrama de níveis de energia de orbitais moleculares para H2.
Átomos, 
íons e moléculas
QUÍMICA GERAL 
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Considerando o número de elétrons em orbitais ligantes e antiligantes para a mo-
lécula de hidrogênio, temos que a ordem de ligação é igual a 1. Ela pode ser correla-
cionada com a existência de uma ligação simples entre os átomos de hidrogênio na 
molécula H2. Agora, se a molécula de hidrogênio sofresse um processo de ionização 
e gerasse a espécie H2
+, como fi cariam a ordem de ligação e a estabilidade do íon? 
O diagrama de níveis de energia para os orbitais moleculares para essa espécie está 
apresentado na Figura 25.
Figura 25 - Diagrama de níveis de energia de orbitais moleculares para H2
+.
Considerando o orbital molecular para a espécie H2
+, verifi camos que este íon 
apresenta uma ordem de ligação igual a ½. Este valor não indica que há meia ligação 
química, mas que o H2
+ pode existir, porém será menos estável que a molécula H2.
Utilizando o mesmo princípio, podemos prever se a interação de dois átomos de 
hélio levará à formação da espécie He2. A Figura 26 exemplifi ca os orbitais moleculares 
para a formação da molécula He2.
51
Figura 26 - Diagrama de níveis de energia de orbitais moleculares para He2 e He2
+.
Como observado na Figura 26, a ordem de ligação para He2 é igual a zero, indicati-
vo da não existência desta espécie. Se for retirado um elétron dessa molécula, gerando 
o íon He2
+, contudo, a ordem de ligação assume o valor ½ , e o íon tende a existir.
Para descrever os orbitais moleculares de moléculas envolvendo átomos do se-
gundo período da Tabela Periódica - B2, C2, N2, O2, F2 e Ne2, é necessário considerar 
a combinação dos orbitais atômicos 2p para a formação dos orbitais moleculares. Os 
orbitais atômicos 2p que apontam diretamente para o outro, por exemplo 2px do áto-
mo A com 2px do átomo B, formam orbitais moleculares sigma ligante (σ2p) e sigma 
antiligante (σ*2p). Os orbitais 2p orientados perpendicularmente ao eixo internuclear 
se combinam para formarem os orbitais moleculares pi ligante (ϖ2p) e pi antiligante 
(ϖ*2p), conforme ilustrado na Figura 27. 
Átomos, 
íons e moléculas
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E ORGÂNICA
52
Figura 27 - Combinação dos orbitais atômicos 2p para a formação de orbitais moleculares. 
Os diagramas de níveis de energia de orbitais moleculares para moléculas diatômi-
cas do segundo período da Tabela Periódica estão representados nas Figuras 28, 29 e 
30.
Figura 28 - Diagrama de níveis de energia de orbitais moleculares para B2 e C2.
53
Figura 29 - Diagrama de níveis de energia de orbitais moleculares para N2 e O2.
Figura 30 - Diagrama de níveis de energia de orbitais moleculares para F2 e Ne2.
Átomos, 
íons e moléculas
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54
É importante ressaltar que os elétrons nos orbitais mais internos, exemplo 1s, não 
contribuem para a ligação entre os átomos, assim a descrição de orbital molecular con-
sidera apenas os elétrons da camada de valência. Além disso, os orbitais σ2p têm menor 
energia que os orbitais ϖ2p por causa da maior superposição. Essa ordem é invertida 
para as moléculas B2, C2 e N2 em decorrência da interação entre os orbitais atômicos 
2s e 2p. Algumas características das moléculas diatômicas representadas anteriormente 
estão destacadas na Tabela 17.
A descrição do orbital molecular das moléculas diatômicas do segundo período 
leva às ordens de ligação. Estas estão de acordo com as estruturas de Lewis dessas 
moléculas, como, por exemplo, ligação tripla para molécula N2, ligação dupla para 
O2 e ligação simples para F2. Além disso, o modelo determina corretamente que a 
molécula de oxigênio deve exibir paramagnetismo, atração de uma espécie pelo cam-
po magnético relativa a elétrons desemparelhados. As moléculas nas quais todos os 
elétrons estão emparelhados, exemplo N2 e F2, exibem diamagnetismo, repulsão fraca 
do campo magnético.
Tabela 17 - Características de moléculas diatômicas 
envolvendo átomos do segundo período da Tabela Periódica
55
Relações 
quantitativas 
nasreações químicas 
2
Toda a matéria é composta de átomos, cuja massa é uma das suas características 
intrínseca. Como as reações químicas ocorrem com mudança na estrutura das molé-
culas, e essas são constituídas por átomos, podemos efetuar cálculos que envolvem as 
mudanças de massa nestas reações químicas. O tópico da química onde se estuda as 
variações de massa em reações químicas é chamado de cálculo estequiométrico.
2.1 CONCEITOS DE MASSA ATÔMICA, MASSA MOLECULAR E 
QUANTIDADE DE MATÉRIA 
Nós já observamos que os átomos são compostos basicamente de prótons, nêu-
trons e elétrons, e que sua massa se deve principalmente aos dois primeiros. Assim, 
costumamos dizer que um átomo que possui 8 prótons e 8 nêutrons, como é o caso 
do 16O, possui massa atômica igual a 16. No entanto, este é um arredondamento que 
utilizamos para facilitar os cálculos. A precisão nas medidas, de acordo com as atuais 
possibilidades de mensuração dos valores de massa atômica, nos mostra que os áto-
mos apresentam massa atômica geralmente com valores não exatos, numa escala que 
considera o isótopo de 12C como a unidade de referência, possuindo 12 u (unidades 
de massa atômica). Neste caso, o 16O possui 15.9949 u. Além disso, a maioria dos 
elementos na natureza ocorre como uma mistura de isótopos, ou seja, os mesmos 
elementos, mas que apresentam diferentes números de nêutrons. Nós podemos de-
terminar a massa atômica média a partir do conhecimento da massa dos isótopos que 
compõe este elemento, além da proporção de cada uma na natureza. Assim, o carbono 
se apresenta composto de 98,93% de 12C (12 u) e 1,07% de 13C (13,00335 u). A média 
ponderada entre estes isótopos nos dá a massa atômica média deste átomo:
A massa atômica média dos elementos pode também ser chamada de peso atômico. 
É uma informação fundamental para o cálculo estequiométrico, sendo apresentada em 
qualquer Tabela Periódica dos elementos. A unidade de massa atômica (u) é utilizada 
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
56
para representar a massa dos átomos e tem valor igual a 1,66054 x 10-24 g. No entanto, 
em termos práticos, é difícil mensurar esse valor de massa. Assim, quando nos referi-
mos à massa de um átomo, falamos na verdade da massa de um mol desses átomos, 
cuja massa atômica pode ser representada em gramas. Resumindo, a massa atômica 
média do carbono é 12,01 u, sendo que 6,02 x 1023 átomos de carbono (1 mol) pesa 
12,01 g.
Apesar de o átomo ser a menor forma representativa de um elemento químico, 
raramente ele é encontrado na natureza na forma de um átomo isolado (somente os 
gases nobres se apresentam dessa maneira). A matéria em geral é composta por mo-
léculas ou íons, que são formados por conjuntos de átomos. Uma molécula se forma 
da junção de dois ou mais átomos por meio de ligações químicas. Os gases oxigênio 
e o nitrogênio, que são encontrados no ar, são moléculas que apresentam respecti-
vamente as fórmulas químicas O2 e N2, onde o número 2 como subíndice indica que 
a molécula é formada por dois átomos de oxigênio ou nitrogênio, ligados por uma 
dupla ligação (no O2) e uma tripla ligação (no N2).
Em moléculas não diatômicas, o subíndice também indica a relação entre os áto-
mos constituintes da molécula. No entanto, a fórmula química em momento algum 
nos dá outra informação acerca das ligações químicas e da estrutura das moléculas. 
O conhecimento a respeito de como os átomos se ligam uns aos outros mediante 
conceitos de ligação química e estrutura de Lewis é fundamental para entendermos a 
estrutura das moléculas e várias de suas propriedades. Como exemplo, podemos com-
parar a fórmula química do etanol com a do éter metílico que são idênticas (C2H6O). 
No entanto, suas estruturas químicas são distintas (Figura 31), o que faz com que am-
bos se apresentem com propriedades químicas e físicas bastante diferentes. Os átomos 
são representados por seus símbolos químicos e as ligações por linhas que unem dois 
átomos. Podemos ainda ter uma simples representação das ligações químicas, bem 
como representar a geometria esperada da molécula, com ângulo entre as ligações 
(representação espacial ou tridimensional).
Na Figura 31, observamos a representação plana e a tridimensional, onde constata-
mos que na representação tridimensional os átomos de carbono fazem quatro ligações 
com outros átomos com geometria tetraédrica (com ângulos de aproximadamente 
105 graus entre as ligações), enquanto que o átomo de oxigênio realiza somente duas 
ligações com outros átomos. O ângulo entre estas ligações é de aproximadamente 109 
graus.
57
Figura 31 - Representação plana e tridimensional das moléculas de etanol e éter metílico.
2.2 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 
Como vimos anteriormente, a equação química demonstra a relação entre os áto-
mos em uma molécula, e, de maneira similar, uma reação química pode ser repre-
sentada por meio de equações químicas. Por exemplo, quando se queima GLP (gás 
liquefeito de petróleo), que é composto principalmente pelo hidrocarboneto butano 
(C4H10), há a formação de vapor de água e dióxido de carbono, como podemos obser-
var na seguinte equação química:
No entanto, ela descreve somente o processo químico não se levando em conta 
as relações entre a quantidade de átomos nos reagentes e produtos, que obviamente 
devem ser iguais. As técnicas de cálculo estequiométrico têm exatamente o objetivo 
de proporcionar ferramentas que permitam que a lei da conservação da massa ou Lei 
de Lavoisier “Em um sistema, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos 
produtos”, seja obedecida. 
A estequiometria é de extrema importância no cotidiano, principalmente nas in-
dústrias ou nos laboratórios, pois objetiva calcular teoricamente a quantidade de rea-
gentes a ser usada em uma reação, prevendo a quantidade de produtos que será obtida 
em condições preestabelecidas. Para melhor entendimento das proporções fi xas na 
estequiometria, podemos estabelecer uma analogia com o exemplo a seguir. É impor-
tante observarmos que todos os componentes devem estar em quantidades corretas 
para que o produto seja formado.
Podemos utilizar três métodos diferentes de balanceamento de reações químicas: o 
método das tentativas, o algébrico e o de oxirredução. O primeiro método é muito útil 
para as equações químicas simples e se baseia nas seguintes regras:
Relações quantitativas 
nas reações químicas
QUÍMICA GERAL 
E ORGÂNICA
58
a) Observe inicialmente, os elementos ou radicais que aparecem em uma única 
substância no 1º membro e no 2º membro de equação química.
b) Se vários elementos ou radicais satisfazem a condição anterior, escolha de pre-
ferência aquele que possui índices maiores.
c) Escolhido o elemento ou radical, inverta seus índices do 1º para o 2º membro 
da equação e vice-versa, usando-os como coefi cientes.
d) Com esses dois coefi cientes, acerte os demais; continue o balanceamento so-
mente com os elementos cujos índices já foram determinados num dos mem-
bros da equação.
Exemplo:
Regra (a): Tanto o “Al“ como o “O“ aparecem apenas uma vez em cada membro.
Regra (b): Prefi ra o “O“, que possui índices maiores.
Regra (c): Inverta os índices de um membro para o outro como coefi ciente. Assim, 
coloque o índice 2 do O2 como coefi ciente para o Al2O3, retornando o 3 do Al2O3 para 
o O2.
Regra (d): Acerte o coefi ciente do “Al”.
O método algébrico consiste em atribuir coefi cientes literais às substâncias que 
fi guram na reação. A seguir, escrevemos uma equação para cada elemento, baseada 
no fato de que o total de átomos desse elemento deve ser o mesmo em cada membro. 
Resolvendo o sistema constituído por todas as equações, obtemos os valores das in-
cógnitas, que são os coefi cientes da equação.
Exemplo:
A r m a n d o 
as equações:
O sistema de equações será:
 x = 3 z
59
 y = w
 y = 4 z
Para resolver, escolhemos uma variável e atribuímos a ela um valor qualquer. Com 
z = 1, temos o valor de “x” e “y”, respectivamente,