aulas 1 a 3 - compl quim II - 2013-2

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Complemento de Química II
Turma: IBN
IQO126
Anderson Rouge dos Santos
e-mail: and.rouge@hotmail.com
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Introdução
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Introdução
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Introdução
(química orgânica = química do carbono)
Cafeína Vinagre Glicose
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Introdução
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Introdução
Elementos mais comuns encontrados em moléculas orgânicas
Elementos comumente encontrados em 
compostos orgânicos, apresentados nas cores 
normalmente utilizadas para representá-los
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Estrutura atômica
O núcleo:
Diâmetro típico do núcleo: 10-14 a 10-15 m
Diâmetro típico do átomo: 2 x 10-10 m (200 pm)
Uma visão 
tridimensional à
direita mostra as 
superfícies de 
densidade 
eletrônica 
calculadas.
A densidade 
eletrônica 
aumenta em 
direção ao núcleo 
e é 40 vezes maior 
na superfície 
sólida (azul) que 
na superfície de 
malha (cinza).
O núcleo denso, positivamente 
carregado, contém a maioria 
da massa do átomo e é
rodeado por elétrons 
negativamente carregados.
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Estrutura atômica
Os orbitais atômicos: Representações dos orbitais s, p e d
� Os orbitais s são esféricos, com o núcleo em seu centro
� Os orbitais p têm a forma de halteres
� e quatro dos cinco orbitais d possuem a forma de uma folha de trevo
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Estrutura atômica
Os orbitais atômicos: Formas dos orbitais 2p
� Cada um dos três orbitais p perpendiculares entre si, em forma de 
halteres, tem dois lóbulos separados por um nó
� Os dois lóbulos têm símbolos algébricos diferentes na função de onda 
correspondente, conforme indicado por cores diferentes
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Estrutura atômica
Configuração eletrônica: Níveis de energia dos elétrons em um átomo
� O primeiro nível acomoda o máximo de dois elétrons em um orbital 1s
� O segundo nível acomoda o máximo de oito elétrons em um orbital 2s e três 
orbitais 2p
� O terceiro nível acomoda o máximo de 18 elétrons em um orbital 3s, três orbitais 3p 
e cinco orbitais 3d
� Os dois elétrons em cada orbital são representados por setas, ↑↓, para cima e para 
baixo.
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Estrutura atômica
Configuração eletrônica: Arranjo de menor energia
� REGRA 1: Os orbitais de menor energia são preenchidos primeiramente 
de acordo com a ordem 1s � 2s � 2p � 3s � 3p � 4s � 3d (princípio 
de Aufbau)
� REGRA 2: Os elétrons agem como se estivessem girando em torno de 
um eixo, da mesma maneira que a Terra gira. Esse movimento 
denominado spin tem duas orientações (↑↓). Somente dois elétrons 
podem ocupar um orbital e eles devem ter spins opostos (princípio de 
exclusão de Pauli). 
� REGRA 3: Se dois ou mais orbitais vazios de mesma energia estão 
disponíveis, um elétron ocupa cada um com os spins paralelos até que 
todos os orbitais estejam ocupados pela metade (regra de Hund)
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Estrutura atômica
Configuração eletrônica: Arranjo de menor energia
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Teoria da ligação química
� Carbono tetravalente (August Kekulé e Archibald Couper -
1858
� Ligação tripla carbono-carbono para o acetileno (Emil 
Erlenmeyer)
� Ligação dupla carbono-carbono para o etileno (Alexander 
Crum Brown)
� Formação de anéis por cadeias de átomos de carbono
(August Kekulé - 1865)
� Teoria do carbono tetraédrico (Jacobus van’t Hoff -1874)
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Teoria da ligação química
� Carbono tetraédrico (Van’t Hoff)
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Teoria da ligação química
� Por que os átomos se ligam?
� átomos se ligam uns aos outros porque o composto resultante 
tem energia mais reduzida e, portanto, é mais estável do que os 
átomos separados.
� A energia (normalmente em forma de calor) sempre flui para 
fora do sistema químico quando uma ligação se forma. 
� De modo inverso, a energia deve ser colocada no sistema para 
quebrar uma ligação química. 
� Fazer ligações sempre libera energia e quebrar as ligações 
sempre absorve energia.
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� Por que os átomos se ligam?
Teoria da ligação química
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Teoria da ligação química
� Como as ligações podem ser descritas eletronicamente?
� Sabe-se, por meio da observação, que oito elétrons (um octeto) 
em um nível mais externo (nível de valência) fornecem uma 
estabilidade especial aos gases nobres, elementos no grupo 18 
da tabela periódica: 
� Ne (2 + 8) Ar (2 + 8 + 8) Kr (2 + 8 + 18 + 8)
� Sabe-se também que a química de muitos elementos do grupo 
principal é governada pela tendência de atingir a configuração
eletrônica próxima à de um gás nobre.
� Metais alcalinos: Atingem a configuração de gás nobre perdendo 
seu único elétron s do seu nível de valência para formar um cátion
� Halogênios: Atingem a configuração de gás nobre ganhando um 
elétron p para preencher seu nível de valência, formando um ânion.
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Teoria da ligação química
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Teoria da ligação química
� Mas como os elementos mais próximos do meio da tabela periódica 
formam ligações? 
� Considerando o metano (CH4), a ligação no metano não é iônica, caso 
contrário, gastaria muita energia para o carbono (1s2 2s2 2p2) ganhar ou 
perder quatro elétrons até atingir a configuração de gás nobre. 
� Como resultado, o carbono liga-se a outros átomos, não pelo ganho ou 
perda de elétrons, mas por compartilhamento desses. 
� Compartilhamento de elétrons � Ligação covalente (Gilbert N. 
Lewis – 1916)
� Molécula: Conjunto neutro de átomos unidos uns aos outros por 
ligações covalentes
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Teoria da ligação química
� Representação das ligações covalentes
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Teoria da ligação química
� Valência: Nº ligações covalentes que um átomo pode fazer
� Função da quantidade de elétrons de valência adicionais 
necessários para alcançar uma configuração de gás nobre.
� O hidrogênio tem um elétron de valência (1s1) e necessita de mais um 
para alcançar a configuração do hélio (1s2)
� O carbono tem quatro elétrons de valência (2s2 2p2) e necessita de 
mais quatro para alcançar a configuração do neônio (2s2 2p6),
� O nitrogênio tem cinco elétrons de valência (2s2 2p3), necessita de 
mais três
� O oxigênio tem seis elétrons de valência (2s2 2p4), necessitando de 
mais dois
� Os halogênios têm sete elétrons de valência, necessitando de mais 
um
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Teoria da ligação química
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Ligações múltiplas
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois
átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o 
número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
H H O O N N
Teoria da ligação química
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Exercícios
A quantos átomos de hidrogênio o fósforo se liga na formação da fosfina PH??
Desenhe a molécula de clorofórmio, CHCl3, utilizando as linhas cheia, grossa
e tracejada para mostrar a geometria tetraédrica.
Converta a seguinte representação do etano, C2H6, em um desenho convencional
que utiliza linhas cheia, grossa e tracejada para indicar a geometria tetraédrica
em volta de cada átomo de carbono (cinza = C, marfim = H)
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Quais são as fórmulas prováveis para as seguintes substâncias?
(a) GeCl? (b) CH?CI2 (c) SiF? (d) CH3NH?
Escreva as estruturas de ligação por traços para as substâncias a seguir, 
mostrando todos os elétrons não ligantes:
(a) CHCl3, clorofórmio (b) H2S, sulfeto de hidrogênio(c) CH3NH2, metilamina (d) CH3Li, metil-lítio
Exercícios
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Teoria da ligação de valência
� Teoria da ligação de valência: uma ligação covalente se forma quando dois 
átomos se aproximam muito um do outro e o orbital ocupado com um único 
elétron em um átomo se superpõe ao orbital ocupado do outro átomo. Os 
elétrons estão agora emparelhados nos orbitais que se superpuseram e são 
atraídos por ambos os núcleos, unindo os átomos.
� Tais ligações, formadas pela superposição frontal de dois orbitais 
atômicos ao longo de uma linha desenhada entre os núcleos, são 
chamadas ligações sigma (σσσσ).
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Teoria da ligação de valência
� Superposição de orbitais
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Teoria da ligação de valência
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Orbitais híbridos sp3
� Quatro orbitais híbridos sp3, orientados em relação aos vértices de 
um tetraedro regular,são formados pela combinação de um orbital 
atômico s e três orbitais atômicos p. 
� Os híbridos sp3 são assimétricos em relação ao núcleo, originando 
uma direcionalidade e permitindo que eles formem ligações mais 
fortes quando se unem a outros átomos.
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Orbitais híbridos sp3
Fonte: Pearson Education
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Orbitais híbridos sp3 e a estrutura do metano
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Orbitais híbridos sp3 e a estrutura do etano
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Orbitais híbridos sp2
� Um carbono hibridizado sp2. Os três orbitais híbridos (verde) 
equivalentes sp2 situam-se em um plano e são separados uns dos 
outros por ângulos de 120°
� Um único orbital p não hibridizado é perpendicular ao plano sp2.
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Orbitais híbridos sp2
Fonte: Pearson Education
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Orbitais híbridos sp2 e a estrutura do eteno
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Orbitais híbridos sp2 e a estrutura do eteno
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Orbitais híbridos sp
� Os dois orbitais híbridos sp são orientados em 180°afastados um 
do outro e são perpendiculares aos dois orbitais p remanescentes.
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Orbitais híbridos sp
Fonte: Pearson Education
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Orbitais híbridos sp e a estrutura do acetileno
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Orbitais híbridos
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Orbitais híbridos
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Orbitais híbridos
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Representação das moléculas orgânicas
� Estrutura completa:
� Estrutura condensada: CH3CH2CH2CH3
� Estrutura esquelética:
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Representação das moléculas orgânicas
� Estrutura esquelética:
� Os átomos de carbono normalmente não são mostrados, 
representados no final de cada linha
� Os átomos de hidrogênio ligados aos átomos de carbono não 
são mostrados
� Os átomos diferentes de H e C são mostrados
OH OH
OH
N NH2
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Exercícios
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Exercícios
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Exercícios
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Polaridade das ligações
� Os diversos tipos de ligação, das ligações covalentes às iônicas, são 
resultado da distribuição assimétrica dos elétrons
� O símbolo δ (letra grega minúscula, delta) significa carga parcial, tanto carga 
parcial positiva (δ+) para átomo pobre em elétrons, quanto carga parcial 
negativa (δ-) para o átomo rico em elétrons.
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Polaridade das ligações (eletronegatividade)
� Valores e tendências da eletronegatividade:
� A eletronegatividade geralmente aumenta da esquerda para a 
direita ao longo da tabela periódica e diminui de cima para baixo 
dentro de um grupo
� Os valores estão em uma escala arbitrária com F = 4,0 e Cs = 0,7 
� O carbono tem um valor de eletronegatividade de 2,5
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Polaridade das ligações (eletronegatividade)
Os elementos em vermelho são os mais eletronegativos, aqueles em
verde têm valores de eletronegatividade médios e os elementos 
restantes são os menos eletronegativos.
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Polaridade das moléculas (momento dipolo)
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Polaridade das moléculas
� Mapas de potencial eletrostático:
� Azul = região pobre em densidade eletrônica
� Vermelho = região rica em densidade eletrônica
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Polaridade das moléculas
� Cargas formais:
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• A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma
força intramolecular
• A atração entre moléculas é uma força intermolecular
• Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as 
forças intramoleculares (por exemplo, 16 kJ mol-1 versus
431 kJ mol-1 para o HCl)
• Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças
intermoleculares são quebradas (não as ligações
covalentes)
Forças intermoleculares
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Forças intermoleculares
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Forças íon-dipolo
Forças dipolo-dipolo
Forças de dispersão de London
Ligações de hidrogênio
Forças intermoleculares
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Forças íon-dipolo
• A interação entre um íon e um dipolo (por exemplo, água).
• A mais forte de todas as forças intermoleculares.
Forças intermoleculares
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Forças dipolo-dipolo
• As forças dipolo-dipolo existem entre moléculas polares neutras
• As moléculas polares necessitam ficar muito unidas
• Mais fracas do que as forças íon-dipolo
• Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas quando as 
moléculas se viram
• Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o mesmo
tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o aumento da
polaridade
Forças intermoleculares
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Forças dipolo-dipolo
Forças intermoleculares
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Forças dipolo-dipolo
Forças intermoleculares
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Forças de dispersão de London
• A mais fraca de todas as forças intermoleculares
• O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons da
molécula adjacente (ou átomo)
• Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas
• Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado dipolo
instantâneo)
Forças intermoleculares
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Forças de dispersão de London
• Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo
em uma molécula (ou átomo) adjacente
• As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças
de dispersão de London
Forças intermoleculares
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Forças de dispersão de London
• Polarizabilidade é a facilidade com que a distribuição de cargas
em uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico
externo
• Quanto maior é a molécula (quanto maior o número de elétrons) 
mais polarizável ela é
• As forças de dispersão de London aumentam à medida que a 
massa molecular aumenta
• Existem forças de dispersão de London entre todas as moléculas
Forças intermoleculares
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Forças de dispersão de London
• As forças de dispersão de London dependem da forma da
molécula
• Quanto maior for a área de superfície disponível para
contato, maiores são as forças de dispersão
• As forças de dispersão de London entre moléculas esféricas
são menores do que entre as moléculas com formato linear
Forças intermoleculares
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Forças de dispersão de London
Forças intermoleculares
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Forças de dispersão de London
Forças intermoleculares
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Forças de dispersão de London
Forças intermoleculares
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Ligação de hidrogênio
• Caso especial de forças dipolo-dipolo
• A partir de experimentos: os pontos de ebulição de 
compostos com ligações H-F, H-O e H-N são anomalamente
altos
• Forças intermoleculares são anomalamente fortes
Forças intermoleculares
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Ligação de hidrogênio
• A ligação de H necessita do H ligado a um elemento
eletronegativo (mais importante para compostos de F, O e 
N).
– Os elétrons na H-X (X = elemento eletronegativo) encontram-se 
muito mais próximos do X do que do H
– O H tem apenas um elétron, dessa forma, na ligação H-X, o Hδ+
apresenta um próton quase descoberto
– Conseqüentemente, as ligações de H são fortes
Forças intermoleculares
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Ligação de hidrogênio
Forças intermoleculares
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Ligação de hidrogênio
Forças intermoleculares
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Forças intermoleculares
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Propriedades físicas e forças intermoleculares
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Propriedades físicas e forças intermoleculares
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Propriedades físicas e forças intermoleculares
Normalmente se elevam com o aumento da massa molar.
No caso de compostos com massas molares semelhantes, 
elas serão maiores quanto mais fortes forem as atrações
entre as moléculas, ou seja, quanto mais
polares elas forem.
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Variações de energia x mudanças de fase
Geralmente o calor de fusão (entalpia de fusão) é menor do 
que o calor de vaporização
mais energia é gasta para separar completamente as moléculas do que
para separá-las parcialmente.
Propriedades físicas e forças intermoleculares
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Propriedades físicas e forças intermoleculares
� Temperaturas de fusão e ebulição de compostos orgânicos
Hidrocarbonetos lineares
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Propriedades físicas e forças intermoleculares
� Temperaturas de fusão e ebulição de compostos orgânicos
massas semelhantes, interações diferentes
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Propriedades físicas e forças intermoleculares
� Temperaturas de fusão e ebulição de compostos orgânicos
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Propriedades físicas e forças intermoleculares
� Solubilidade de compostos orgânicos:
� Quando um composto A se dissolve em um 
composto B, ocorre a quebra das ligações entre as 
moléculas de A e entre as moléculas de B, seguida 
da formação de novas interações entre A e B (forças 
de dispersão de London, dipolo-dipolo, ligações de 
hidrogênio)
� Quanto mais próximas forem as polaridades de A eB, mais fortes serão as interações entre esses 
compostos e, conseqüentemente, maior será a 
solubilidade de um no outro
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Propriedades físicas e forças intermoleculares
� Solubilidade de compostos orgânicos:
� Como regra geral, compostos polares se 
dissolvem em solventes polares, e compostos 
pouco polares ou apolares em solventes pouco 
polares ou apolares
� Alguns solventes utilizados comumente em 
laboratórios de química orgânica, em ordem 
decrescente de polaridade, são: 
Água > metanol > etanol > acetona > acetato de etila > 
diclorometano > clorofórmio > éter dietílico > hexano
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Ressonância
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Ressonância
Representações:
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Ressonância
� A deslocalização ocorre sempre que existirem três ou 
mais orbitais p adjacentes
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Exercícios