Apostila - Grupos Funcionais

Prévia do material em texto

COMPOSTOS DE CARBONO REPRESENTATIVOS: 
GRUPOS FUNCIONAIS, FORÇAS INTERMOLECULARES 
E ESPECTROSCOPIA DE INFRAVERMELHO (IV) 
 
 
 
Estrutura é Tudo 
 
A estrutura tridimensional de uma molécula orgânica e os grupos funcionais que ela contém 
determinam sua função biológica. Considere como exemplo a droga Crixivan, produzida pela 
Merck e Co., largamente usada na luta contra a AIDS (síndrome da imunodeficiência adquirida). 
 
Crixivan inibe uma enzima (um catalisador biológico) chamada HIV protease (vírus da 
imunodeficiência humana), que é essencial ao vírus da AIDS. No entanto, Crixivan não é um 
medicamento proveniente da natureza, tal como a penicilina. Os químicos o fizeram. Com o auxílio 
de computadores e um processo de planejamento químico racional, os químicos chegaram a uma 
estrutura básica que então usaram como ponto de partida. Em seguida, eles sintetizaram muitos 
outros compostos baseados nesse planejamento até que encontraram um composto (Crixivan) que 
possuía um excelente potencial como droga. 
 
Crixivan deve interagir com a estrutura tridi-
mensional da HIV protease de um modo 
altamente específico. Uma condição essencial 
para esta interação é que o grupo hidroxila 
esteja próximo ao centro do Crixivan. Este 
grupo funcional torna o Crixivan um membro 
de uma família química chamada álcoois, que 
iremos introduzir neste capítulo. Este grupo 
hidroxila do Crixivan imita o verdadeiro 
intermediário químico que se forma quando a 
HIV protease atua sobre o vírus da AIDS. Por ter maior afinidade pela enzima do que seu reagente 
natural, o Crixivan se entrelaça com a HIV protease e impede que a enzima realize o trabalho 
mortal que normalmente faz que nas células infectadas pelo HIV. 
 
No planejamento do Crixivan, os químicos também tinham que considerar um outro aspecto das 
moléculas que sintetizaram e testaram: sua solubilidade em água. Os compostos inicialmente 
testados pela Merck não eram solúveis o suficiente no ambiente aquoso do corpo humano para 
serem eficazes. Os químicos eventualmente modificaram tais estruturas para aumentar sua 
solubilidade em água introduzindo uma cadeia lateral (mostrada à direita) que fornecia ao Crixivan 
uma maior afinidade pela água. 
 
N
N
N
HN
C(CH3)3
O
NH
O
HO HH
C6H5
OHH
H
Crixivan (um inibidor da HIV protease)
COMPOSTOS DE CARBONO REPRESENTATIVOS: 
GRUPOS FUNCIONAIS, FORÇAS INTERMOLECULARES 
E ESPECTROSCOPIA DE INFRAVERMELHO (IV) 
 
1 – Ligações covalentes carbono-carbono ..................................... 4 
2 – Hidrocarbonetos: Alcanos, Alcenos, Alcinos e Compostos 
Aromáticos Representativos ............................................................ 4 
A - Alcanos................................................................................................................................................ 4 
B - Alcenos................................................................................................................................................ 4 
C - Alcinos ................................................................................................................................................. 5 
D – Benzeno: um Hidrocarboneto Aromático Representativo .......................................................... 5 
3 – Ligações Covalentes Polares ..................................................... 6 
4 – Moléculas Polares e Apolares .................................................... 7 
A – Momento Dipolo em Alcenos .......................................................................................................... 8 
5 – Grupos Funcionais ...................................................................... 8 
A – Grupos Alquila e o Símbolo R ........................................................................................................ 9 
B – Grupos Fenila e Benzila .................................................................................................................. 9 
6 – Haletos de Alquila ou Haloalcanos ............................................ 9 
7 – Álcoois ......................................................................................... 9 
8 – Éteres ..........................................................................................10 
9 – Aminas ........................................................................................11 
10 – Aldeídos e Cetonas ..................................................................11 
11 – Ácidos carboxílicos, Amidas e Ésteres ..................................12 
A – Ácidos carboxílicos ......................................................................................................................... 12 
B – Amidas.............................................................................................................................................. 12 
C – Ésteres ............................................................................................................................................. 12 
12 – Nitrilas .......................................................................................12 
13 – Sumário das Famílias Importantes de Compostos Orgânicos
 ...........................................................................................................13 
14 – Propriedades Físicas e estrutura Molecular ...........................13 
A – Forças Íon-Íon ................................................................................................................................. 15 
B – Forças Dipolo-Dipolo ...................................................................................................................... 15 
C – Ligações Hidrogênio ...................................................................................................................... 15 
D – Forças de van der Waals .............................................................................................................. 16 
E – Solubilidades ................................................................................................................................... 17 
F – Regras sobre a Solubilidade em Água ........................................................................................ 18 
G – Forças Intermoleculares na Bioquímica ..................................................................................... 18 
15 – Sumário das Forças Elétricas Atrativas ..................................18 
16 – Espectroscopia no Infravermelho: um Método Instrumental 
para Investigação de Grupos Funcionais .......................................20 
 
1 – Ligações covalentes carbono-carbono 
 A capacidade do carbono de formar ligações covalentes fortes com outros átomos de carbono é a 
propriedade que, mais do que qualquer outra, justifica a existência de um campo de estudo chamado química 
orgânica. É também esta propriedade que justifica em parte o fato de o carbono ser o elemento ao redor do 
qual a maioria das moléculas de organismos vivos são construídas. A habilidade do carbono em formar quatro 
ligações fortes com outros átomos de carbono, bem como com hidrogênio, oxigênio, enxofre e nitrogênio, 
fornece a versatilidade necessária à estrutura, que torna possível a existência de um vasto número de 
moléculas diferentes presentes em organismos vivos complexos. Neste capítulo veremos como os compostos 
orgânicos podem ser organizados em famílias, com base em certos agrupamentos de átomos que suas 
moléculas podem possuir. Os químicos orgânicos chamam esses agrupamentos de átomos de grupos 
funcionais, e são esses grupos funcionais que determinam a maioria das propriedades químicas e físicas de 
cada família. 
 Estudaremos também aqui uma técnica instrumental chamada espectroscopia de infravermelho, que 
pode ser usada para demonstrar a presença de grupos funcionais particularesnas moléculas de um composto. 
 
2 – Hidrocarbonetos: Alcanos, Alcenos, Alcinos e 
Compostos Aromáticos Representativos 
 Hidrocarbonetos, como sugere o nome, são compostos cujas moléculas contêm apenas átomos de 
carbono e hidrogênio. Metano (CH4) e etano (C2H6) são hidrocarbonetos. Eles também pertencem a um 
subgrupo de hidrocarbonetos conhecido como alcanos, cujos membros não possuem ligações múltiplas entre 
os átomos de carbono. Hidrocarbonetos cujas moléculas possuem uma ligação dupla carbono-carbono são 
chamados alcenos e aqueles com uma ligação tripla carbono-carbono são chamados alcinos. 
Hidrocarbonetos que contêm um anel especial são chamados hidrocarbonetos aromáticos. 
 Geralmente, compostos como os alcanos, cujas moléculas possuem apenas ligações simples, são 
chamados de compostos saturados pois contêm o número máximo de átomos de hidrogênio que um 
composto de carbono pode possuir. Compostos com ligações múltiplas, tais como alcenos, alcinos e 
hidrocarbonetos aromáticos, são chamados de compostos insaturados pois possuem menos que o número 
máximo de átomos de hidrogênio, podendo ser hidrogenados em condições apropriadas. 
 
A - Alcanos 
 As principais fontes de alcanos são o gás natural e o petróleo. Os alcanos menores (metano até 
butano) são gases em condições ambiente. Os alcanos de maior peso molecular são obtidos principalmente 
através do refinamento do petróleo. Metano, o alcano mais simples, foi um dos principais componentes da 
atmosfera primitiva deste planeta e ainda é encontrado na atmosfera da Terra, porém não mais em quantidades 
apreciáveis. Entretanto, o metano é o componente principal das atmosferas de Júpiter, Saturno, Urano e 
Netuno. Recentemente, metano também foi detectado no espaço interestelar – muito distante da Terra (1016 
km), em um corpo celeste que emite ondas de rádio na constelação de Órion. 
 Na Terra, metano é o principal componente do gás natural. Os Estados Unidos estão usando 
atualmente suas grandes reservas de gás natural em uma velocidade bastante elevada. Como os componentes 
do gás natural são importantes na indústria, muitos esforços estão sendo feitos a fim de desenvolver processos 
de gaseificação de carvão como fontes alternativas. 
 Alguns organismos vivos produzem metano a partir de dióxido de carbono e hidrogênio. Estas 
criaturas muito primitivas, chamadas metanogênios, podem ser os organismos mais antigos da Terra e podem 
representar uma forma independente de desenvolvimento evolutivo. Metanogênios podem sobreviver apenas 
em ambiente anaeróbicos (isto é, livre de oxigênio). Eles foram encontrados em valas oceânicas, em lama, em 
esgotos e no estômago dos bovinos. 
 
B - Alcenos 
 Eteno e propeno, os dois alcenos mais simples, estão entre os mais importantes produtos químicos 
industriais produzidos nos Estados unidos. A cada ano as indústrias químicas produzem mais de 15 milhões 
de toneladas de eteno e cerca de 7,5 milhões de toneladas de propeno. Eteno é usado como matéria-prima para 
a síntese de diversos compostos industriais, incluindo etanol, óxido de etileno, etanol e o polímero polietileno. 
Propeno é usado na preparação do polímero polipropileno e, além de outros usos, o propeno é matéria-prima 
para a síntese de acetona e cumeno. 
 Eteno também ocorre na natureza como hormônio de plantas. É produzido naturalmente por frutas 
tais como tomates e bananas, estando ainda envolvido no processo de amadurecimento dessas frutas. Hoje em 
dia se faz uso de eteno no comércio de frutas para causar o amadurecimento de tomates e bananas colhidos 
ainda verdes, já que frutas verdes são menos suscetíveis a danos durante o transporte. 
 Existem muitos outros alcenos de ocorrência natural. Dois exemplos: 
 β
-Pineno
( um componente da terebintina)
Um feromônio dee alarme
 de afídios ( pulgões)
 
 
C - Alcinos 
 O alcino mais simples é o etino (também chamado acetileno). Alcinos ocorrem na natureza e podem 
ser sintetizados em laboratório. Friedrich Wöhler sintetizou etino em 1862 pela reação de carbeto de cálcio e 
água. O etino produzido desta maneira era queimado em lâmpadas de carbureto, como as utilizadas 
antigamente nos capacetes dos mineiros. Como queima em temperaturas elevadas, etino é usado em 
maçaricos de solda. 
 Alcinos cujas moléculas possuem múltiplas ligações triplas existem na atmosfera dos planetas mais 
externos do nosso sistema solar. H.W. Kroto (Univ. Sussex, Inglaterra) identificou compostos chamados 
cianopoliinos no espaço interestelar. (Kroto recebeu o prêmio Nobel de Química em 1996 pela descoberta de 
buckminsterfulerenos) 
 Dois exemplos de alcinos dentre os milhares que possuem uma origem biossintética são capilino, um 
agente antifúngico, e dactilino, um produto natural marinho que é inibidor do metabolismo do pentobarbital. 
Etinil estradiol é um alcino sintético, cujas propriedades semelhantes ao estrogênio encontraram uso em 
contraceptivos orais. 
C
O
C C C C CH3
Capilino
O
Br
ClBr
Dactilino
H
H
H
CH3 OH
C CH
HO Etinil estradiol
[17
α
-etinil-1,3,5
(
10
)
-estratrieno-3,17
β
-diol]
 
 
D – Benzeno: um Hidrocarboneto Aromático Representativo 
 O composto conhecido como benzeno é o protótipo de um composto aromático. Benzeno pode ser 
escrito como um anel de seis membros com ligações duplas e simples alternadas, chamada de estrutura de 
Kekulé depois que August Kekulé concebeu esta representação pela primeira vez. 
C
C C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
ou
Estrutura de Kekulé
 para o benzeno
Representação em linha
 de ligação da estrutura 
 de Kekulé.
 
 Embora a estrutura de Kekulé seja freqüentemente usada para os compostos do benzeno, existem 
muitas evidências de que tal representação é inadequada e incorreta. Por exemplo, se o benzeno tivesse 
ligações simples e duplas alternadas, conforme indica a estrutura de Kekulé, nós esperaríamos que o 
comprimento das ligações carbono-carbono do anel fossem alternadamente mais longas e mais curtas, como 
se verifica em ligações simples e duplas típicas. De fato, as ligações carbono-carbono do benzeno são todas 
do mesmo tamanho (1,39Å), um valor intermediário ao de uma ligação simples carbono-carbono e uma 
ligação dupla carbono-carbono. Existem dois modos de tratar este problema: com a teoria de ressonância ou 
com a teoria do orbital molecular. 
 Se usarmos a teoria de ressonância, nós visualizaremos o benzeno como sendo representado por uma 
das duas estruturas equivalentes de Kekulé: 
 Duas estruturas de Kekulé
contribuintes para o benzeno.
Uma representação do
híbrido de ressonância.
 
Com base nos princípios da teoria de ressonância verificamos, no entanto, que o benzeno não pode ser 
adequadamente representado por uma ou outra estrutura, mas que, em vez disso, seria visto como um híbrido 
de ressonância das duas estruturas. Representamos este híbrido como um hexágono com um círculo no 
centro. A teoria de ressonância, então, resolve o problema que encontramos ao tentarmos compreender como 
todas as ligações carbono-carbono são do mesmo tamanho. De acordo com a teoria de ressonância, as 
ligações não são simples e duplas alternadas, e sim um híbrido de ressonância das duas: qualquer ligação que 
apresenta-se simples no primeiro contribuinte é dupla no segundo, e vice-versa. Assim, esperaríamos que 
todas as ligações carbono-carbono fossem a mesma, e que tivessem o comprimento de um valor 
intermediário de uma ligação simples e uma ligação dupla. É claro que é isto o que realmente se verifica. 
 Na teoria do orbital molecular, nós devemos reconhecer inicialmente que os átomos de carbono no 
anel do benzeno possuem hibridização sp2. Assim, cada átomo de carbono possui um orbital p com um lobo 
acima do plano do anel e um lobo abaixo do plano do anel. HH
HH
HH
 
Embora a descriçãodos orbitais p em nossa ilustração não mostre, cada lobo de cada orbital p, acima e abaixo 
do anel, sobrepõe-se com o lobo do orbital p do átomo vizinho de cada lado. Este tipo de sobreposição forma 
um grupo de orbitais moleculares ligantes que circunda todos os átomos de carbono do anel. Desta forma, os 
seis elétrons associados a estes orbitais p (um de cada) estão deslocalizados sobre todo os seis átomos de 
carbono do anel. Tal deslocalização de elétrons explica como todas as ligações carbono-carbono são 
equivalentes e possuem o mesmo comprimento. 
 
3 – Ligações Covalentes Polares 
 Até agora estudamos principalmente moléculas que possuem apenas ligações carbono-carbono e 
carbono-hidrogênio, isto é, ligações com pouca ou nenhuma diferença de eletronegatividade entre os átomos 
ligados. Logo começaremos a estudar grupos de átomos chamados grupos funcionais. Muitos grupos 
funcionais contêm átomos de eletronegatividades diferentes. Primeiro, entretanto, é necessário considerar 
algumas das propriedades de ligações entre átomos que possuem diferentes eletronegatividades. 
 Quando dois átomos de eletronegatividades diferentes formam uma ligação covalente, os elétrons 
não são divididos igualmente entre eles. O átomo com maior eletronegatividade puxa o par de elétrons para si, 
resultando em uma ligação covalente polar. (Uma definição para eletronegatividade é a habilidade de um 
elemento em atrair elétrons que estão sendo compartilhados em uma ligação covalente). Um exemplo de tal 
ligação covalente polar é a do cloreto de hidrogênio. O átomo de cloro, com sua maior eletronegatividade, 
puxa os elétrons ligantes para si. Isso torna o átomo de hidrogênio de algum modo deficiente de elétron e dá a 
ele uma carga positiva parcial (δ+). O átomo de cloro torna-se então rico em elétrons e carrega uma carga 
negativa parcial (δ-). 
Como o cloreto de hidrogênio possui uma extremidade parcialmente positiva e outra parcialmente negativa, é 
uma molécula com dipolo, e que possui um momento dipolo. 
 O momento dipolo é uma propriedade física que pode ser medida experimentalmente. É definida 
como o produto da magnitude da carga em unidades eletrostáticas (ue) e a distância que as separa em 
centímetros (cm). 
Momento dipolo = carga (em ue) x distância (em cm) 
µ = e x d 
 As cargas são tipicamente na ordem de 10-10 ue e as distâncias na ordem de 10-8 cm. 
Conseqüentemente, os momentos dipolo estão tipicamente na ordem de 10-18 ue cm. Por conveniência, esta 
unidade é definida como um debye e é abreviada como D. (A unidade foi denominada por Peter J.W. Debye, 
um químico nascido na Holanda, que ensinou na Universidade de Cornell de 1936 a 1966. Debye ganhou o 
Prêmio Nobel em 1936.) 
 A direção da polaridade de uma ligação polar pode ser simbolizada pela quantidade vetorial �. A 
extremidade cortada da seta é o pólo positivo e a cabeça da seta é o pólo negativo. 
(extremidade positiva) � (extremidade negativa) 
No HCl, por exemplo, indicaríamos a direção do momento dipolo do seguinte modo: 
H � Cl 
Se necessário, pode-se usar o comprimento da seta para indicar a magnitude do momento dipolo. Momentos 
dipolo são quantidades muito úteis na análise de propriedades físicas de compostos. 
 
Problema 1: Dê a direção do momento dipolo (se houver) para cada uma das seguintes moléculas: 
(a) HF, (b) IBr, (c) Br2, (d) F2. 
 
4 – Moléculas Polares e Apolares 
 Qualquer molécula diatômica na qual os dois átomos são diferentes (e, portanto, possuem 
eletronegatividades diferentes) possuirá necessariamente um momento dipolo. Se examinarmos a Tabela 1, 
entretanto, descobriremos que algumas moléculas com mais de dois átomos (p.ex., CCl4, CO2) possuem 
ligações polares mas não possuem momento dipolo. Com o que aprendemos sobre a formação das moléculas 
podemos compreender como isto pode ocorrer. 
Tabela 1: Momentos dipolo de algumas moléculas simples. 
Fórmula µµµµ(D) Fórmula µµµµ(D) 
H2 0 CH4 0 
Cl2 0 CH3Cl 1,87 
HF 1,91 CH2Cl2 1,55 
HCl 1,08 CHCl3 1,02 
HBr 0,80 CCl4 0 
HI 0,42 NH3 1,47 
BF3 0 NF3 0,24 
CO2 0 H2O 1,85 
 
 Considere uma molécula de tetracloreto de carbono (CCl4). Como a eletronegatividade do cloro é 
maior do que a do carbono, todas as ligações carbono-cloro são polares. Cada átomo de cloro possui uma 
carga parcial negativa e o átomo de carbono torna-se consideravelmente positivo. Como a molécula ded 
tetracloreto de carbono é tetraédrica, entretanto, o centro de carga positivo e o centro de carga negativo 
coincidem e a molécula apresenta um momento dipolo líquido nulo. 
 Este resultado pode ser ilustrado de modo um pouco diferente: se usarmos setas (�) para representar 
a direção da polaridade de cada ligação, obteremos o arranjo de momentos de ligação mostrado a seguir. 
Como os momentos de ligação são vetores de igual magnitude dispostos tetraedricamente, seus efeitos se 
cancelam. A soma vetorial é zero e, conseqüentemente, a molécula não apresenta momento dipolo líquido. 
 A molécula de clorometano (CH3Cl) tem um momento dipolo líquido de 1,87 D. Como carbono e 
hidrogênio possuem eletronegatividades aproximadamente iguais, a contribuição de três ligações C–H para o 
dipolo total será desprezível. Entretanto, a diferença de eletronegatividade entre carbono e cloro é grande e 
esta ligação altamente polar C–Cl contribui para a maior parte do momento dipolo do CH3Cl. 
 
Problema 2: Trifluoreto de boro (BF3) não possui dipolo (µ = 0). Explique como esta observação confirma a 
geometria desta molécula prevista pela teoria RPECV (VSEPR). 
 
Problema 3: Tetracloroeteno (Cl2C=CCl2) não apresenta momento dipolo. Explique esta fato com base no 
formato da molécula. 
 
Problema 4: Dióxido de enxofre (SO2) possui momento dipolo (m = 1,63 D); por outro lado, dióxido de 
carbono (CO2) não possui momento dipolo (m = 0). O que estes fatos mostram sobre a geometria das duas 
moléculas? 
 
 Pares de elétrons não-compartilhados fazem grandes contribuições para o momento dipolo da água e 
da amônia. Como tais pares de elétrons não estão ligados a nenhum outro átomo para neutralizar parcialmente 
sua carga negativa, contribuem para um alto momento dipolo, apontado para fora do átomo central. (Os 
momentos de O–H e N–H são também consideráveis.) 
 
Problema 5: Usando uma fórmula tridimensional, mostre a direção do momento dipolo de CH3OH. 
 
Problema 6: Triclorometano (CHCl3, também chamado de clorofórmio) possui um momento dipolo maior 
que o do CF3Cl. Use estruturas tridimensionais e momentos de ligação para explicar este fato. 
 
A – Momento Dipolo em Alcenos 
 Isômeros cis-trans de alcenos apresentam propriedades físicas diferentes. Eles possuem pontos de 
fusão e pontos de ebulição diferentes, e freqüentemente há grandes diferenças na magnitude de seus 
momentos dipolo. A Tabela 2 resume algumas das propriedades físicas de dois pares de isômeros cis-trans. 
Tabela 2: Propriedades físicas de alguns isômeros cis-trans. 
Composto p.f. (oC) p.eb.(oC) Momento dipolo 
(D) 
Cis-1,2-dicloroeteno - 80 60 1,90 
Trans-1,2-dicloroeteno - 50 48 0 
Cis-1,2-dibromoeteno - 53 112,5 1,35 
Trans-1,2-dibromoeteno - 06 108 0 
 
 
Problema 7: Indique a direção dos momentos de ligação importantes para cada um dos seguintes compostos 
(ignore as ligações C–H). Você deve também mostrar a direção do momento dipolo resultante para a 
molécula. Caso não existe, atribua µ = 0. 
(a) cis-CHF=CHF, (b) trans-CHF=CHF, (c) CH2=CF2, (d) CF2=CF2. 
 
Problema 8: Escreva formulas estruturais para todos os alcenos (a) com a fórmulas C2H2Br2 e (b) com a 
fórmula C2Br2Cl2. Para cada caso determine os compostos que são isômeros cis-trans entre si. Faça uma 
previsão do momento dipolo de cada um. 
 
5 – Grupos Funcionais 
 Uma grande vantagem da teoria estrutural é nos permitir classificar a enorme variedade de 
compostos orgânicos dentro de um número relativamente pequenode famílias, baseado em suas estruturas. As 
moléculas dos compostos de uma família particular são caracterizadas pela presença de certos arranjos de 
átomos chamados de grupo funcional. 
 Um grupo funcional é a parte da molécula onde ocorre a maioria de suas reações químicas. É a parte 
que efetivamente determina as propriedades químicas do composto (e muitas de suas propriedades físicas 
também). O grupo funcional de um alceno, por exemplo, é a ligação dupla carbono-carbono. Muitas das 
reações químicas dos alcenos ocorrem na ligação dupla carbono-carbono. 
 O grupo funcional de um alcino é sua ligação tripla carbono-carbono. Os alcanos não possuem um 
grupo funcional. Suas moléculas apresentam ligações simples carbono-carbono e carbono-hidrogênio, mas 
estas ligações estão presentes em quase todos os compostos orgânicos. Além disso, ligações C–C e C–H são, 
em geral, muito menos reativas do que os grupos funcionais comuns. 
 
A – Grupos Alquila e o Símbolo R 
 Grupo alquila são os que identificamos por razões de nomenclatura de compostos. São grupos que 
seriam obtidos pela remoção de um átomo de hidrogênio de um alcano. Enquanto apenas um grupo alquila 
pode resultar do metano e do etano (os grupos metila e etila, respectivamente), dois grupos podem ser 
derivados do propano. Remoção de um hidrogênio dede um dos átomos de carbono do final da cadeia fornece 
um grupo que é chamado propila; remoção de um hidrogênio do átomo de carbono central da cadeia gera um 
grupo que é chamado isopropila. Os nomes e estruturas destes grupos são usados tão freqüentemente em 
química orgânica que você deveria aprendê-los agora. 
 Poderíamos simplificar muito nossas discussões futuras se, neste momento, introduzirmos um 
símbolo que é largamente usado na designação geral de estruturas de moléculas orgânicas: o símbolo R. R é 
usado como um símbolo geral par representar qualquer grupo alquila. Por exemplo, R pode ser um grupo 
metila, um grupo etila, um grupo propila ou um grupo isopropila. 
Assim, a fórmula geral de um alcano é R–H. 
 
B – Grupos Fenila e Benzila 
 Quando o anel do benzeno está ligado a algum outro grupo de átomos em uma molécula ele é 
chamado grupo fenila, que pode ser representado de várias maneiras. 
 A combinação de um grupo fenila e um grupo –CH2– é chamada de grupo benzila. 
 
6 – Haletos de Alquila ou Haloalcanos 
 Haletos de alquila são compostos nos quais um átomo de halogênio (flúor, cloro, bromo ou iodo) 
substitui um atomo de hidrogênio de um alcano. Por exemplo, CH3Cl e CH3CH2Br são haletos de alquila. Os 
haletos de alquila são também chamados haloalcanos. 
 Haletos de alquila são classificados como primário (1º), secundário (2º) ou terciário (3º). Esta 
classificação refere-se ao átomo de carbono ao qual o halogênio está diretamente ligado. Se o átomo de 
carbono que sustenta o halogênio está ligado a apenas um outro átomo de carbono, ele será classificado com 
átomo de carbono primário e o haleto de alquila será classificado como haleto de alquila primário. Se o 
átomo de carbono que sustenta o halogênio estiver ligado a dois outros átomos de carbono, então será um 
carbono secundário e o haleto de alquila será secundário. Finalmente, se o carbono que sustenta o 
halogênio estiver ligado a três outros átomos de carbono, será um carbono terciário e o haleto 
correspondente será um haleto de alquila terciário. 
 
Problema 9: Escreva fórmulas estruturais (a) para os dois isômeros constitucionais dos brometos de alquila 
primários com a fórmula C4H9Br, (b) para um brometo de alquila secundário e (c) para um brometo de 
alquila terciário com a mesma fórmula. 
 
Problema 10: Escreva fórmulas para (a) fluoreto de etila e (b) cloreto de isopropila. Quais seriam os nomes 
para (c) CH3CH2CH2Br, (d) CH3CHFCH3 e (e) C6H5I? 
 
7 – Álcoois 
 Álcool metílico (mais sistematicamente chamado metanol) tem a fórmula estrutural CH3OH e é o 
membro mais simples da família de compostos orgânicos conhecida como álcoois. O grupo funcional 
característico para esta família é o hidroxila (OH) ligada a um átomo de carbono com hibridização sp3. Outro 
exemplo de um álcool é o álcool etílico, CH3CH2OH (também chamado etanol). 
 Os álcoois podem ser estruturalmente de dois modos: (1) como derivados hidroxi de alcanos e (2) 
como derivados alquilados da água. Álcool etílico, por exemplo, pode ser visto como uma molécula de etano 
na qual um átomo de hidrogênio foi substituído por um grupo hidroxila, ou como uma molécula de água na 
qual um átomo de hidrogênio foi substituído por um grupo etila. 
 Assim como os haletos de alquila, os álcoois são classificados em três grupos: primário (1º), 
secundário (2º) e terciário (3º). Esta classificação baseia-se no grau de substituição do carbono ao qual o 
grupo hidroxila está diretamente ligado. Se o átomo de carbono possuir apenas um outro carbono ligado a 
ele, será chamado de carbono primário e o álcool será um álcool primário. Se o átomo de carbono que 
carrega o grupo hidroxila também tiver dois outros átomos de carbono ligados, este carbono será chamado 
carbono secundário, e o álcool será secundário. 
CH2 OH
 Geraniol
(
álcool 1o com
 odor de rosas
)
CH2 OH
Álcool benzílico
 
(
álccol 1o
) 
CH3
OH
CHH3 C CH3
 Mentol
(
álcool 2o encontrado
 no óleo de menta
)
 
Se o átomo de carbono com o grupo hidroxila tiver três outros átomos de carbono ligados a ele, este carbono 
será chamado de carbono terciário, e o álcool será terciário. 
O
H
H
H
H
CH3 OH
C CH
 Noretindrona
 
(
contraceptivo oral que contém um grupo
álcool 3o além de um grupo cetona e ligações
 carbono-carbono dupla e tripla 
)
 
 
Problema 10: escreva fórmulas estruturais para (a) dois álcoois primários, (b) um álcool secundário e (c) um 
álcool terciário, todos com fórmula molecular C4H10O. 
 
Problema 11: Um modo de nomear álcoois consiste em dar ao grupo alquila que está ligado ao –OH e 
adicionar a palavra álcool. Escreva as estruturas de (a) álcool propílico e (b) álcool isopropílico. 
 
8 – Éteres 
 Éteres possuem a fórmula geral R–O–R ou R–O–R´, onde R´ pode ser um grupo alquila (ou fenila) 
diferente de R. Éteres podem ser vistos como derivados da água em que ambos os átomos de hidrogênio 
foram substituídos por grupos alquila. O ângulo de ligação do átomo de oxigênio de um éter é apenas 
levemente maior do que o da água. 
CH3
O
CH3 CH2 CH2
O O
 Éter dimetílico
(
um éter típico 
) Dois éteres cíclicos
Óxido de
 etileno
Tetraidrofurano
 
(
THF 
)
 
 
Problema 12: Um modo de nomear éteres consiste a dar o nome aos dois grupos alquila que estão ligados ao 
átomo de oxigênio, em ordem alfabética, e adicionar a palavra éter. Se os dois grupos alquila forem iguais 
usa-se o prefixo di-, por exemplo, como no dimetil éter. Escreva fórmulas estruturais para (a) éter dietílico, 
(b) éter etil propílico, e (c) éter etil isopropílico. (d) Que nome você daria para CH3OCH2CH2CH3, (e) para 
(CH3)2CHOCH(CH3)2 e (f) para CH3OC6H5? 
 
9 – Aminas 
 Assim como os álcoois e os éteres podem ser considerados como derivados orgânicos da água, as 
aminas podem ser consideradas como derivados orgânicos da amônia. C6 H5 CH2 CHCH3
NH2
H2 NCH2 CH2 CH2 CH2 NH2
 Anfetamina
(
um estimulante perigoso 
)
 Putrescina
(
encontrada na carne
 em decomposição 
)
 
 Aminas são classificadas como primarias, secundarias ou terciárias. Esta classificação baseia-se no 
número de grupos orgânicos que estão ligados ao átomo de nitrogênio. 
RNH2, amina 1ª RR´NH, amina 2ª RR´R”N, amina 3ª 
Note que isto é muito diferente do modo como álcoois e haletos de alquila são classificados. Isopropilamina, 
por exemplo, é uma amina primaria embora seu grupo –NH2 esteja ligado a um átomode carbono secundário. 
Ela é uma amina primaria porque apenas um grupo orgânico está ligado ao átomo de nitrogênio. 
 
Problema 13: Um modo de nomear aminas consiste em dar o nome aos grupos alquila que estão ligados ao 
átomo de nitrogênio, em ordem alfabética, e usar os prefixos di- e tri- se os grupos forem iguais. Um exemplo 
é isopropilamina para (CH3)2CHNH2. Escreva fórmulas estruturais para (a) propilamina, (b) trimetilamina e 
(c) etilisopropilmetilamina. Quais são os nomes para (d) CH3CH2CH2NHCH(CH3)2, (e) (CH3CH2CH2)3N, 
(f) C6H5NHCH3, e (g) C6H5N(CH3)2? 
 
Problema 14: Que aminas do problema 13 são (a) primárias, (b) secundárias e (c) terciárias? 
 
 Como a amônia, as aminas apresentam um formato piramidal triangular. Os ângulos das ligações 
C–N–C da trimetilamina são 108,7º, um valor muito próximo ao dos ângulos das ligações H–C–H do metano. 
Na prática, pode-se considerar então que o átomo de nitrogênio de uma amina tenha hibridização sp3. Isto 
significa que o par de elétrons não-compartilhado também ocupa um orbital sp3, consideravelmente projetado 
no espaço. Isto é particularmente importante porque o par de elétrons está envolvido em quase todas as 
reações de aminas. 
 
Problema 15: Como a amônia, as aminas também são bases fracas, que recebem um próton usando seu par 
de elétrons não-compartilhados. (a) Mostre a reação que ocorreria entre trimetilamina e HCl. (b) Que estado 
de hibridização você esperaria para o átomo de nitrogênio do produto desta reação? 
 
10 – Aldeídos e Cetonas 
 Aldeídos e cetonas contêm o grupo carbonila, um grupo no qual um átomo de carbono se liga ao 
oxigênio por uma ligação dupla. 
 O grupo carbonila nos aldeídos está ligado a pelo menos um átomo de hidrogênio, e nas cetonas está 
ligados a dois átomos de carbono. Usando R, podemos designar para um aldeído a fórmula geral, RCHO e 
para cetonas a fórmula geral, RCOR´. 
 Alguns exemplos de aldeídos e cetonas são: 
H C H
O
H3 C C H
O
C6 H5 C H
O C6 H5
C
H
C
H
C
O
H
Formaldeído Acetaldeído Benzaldeído
 trans-Cinamaldeído
(
presente na canela 
)
 
CH3
C
H3 C
O
CH2
H3 C C CH3
O
CH3 CH2 C CH3
O
 Carvona
(
do hortelã 
)
Acetona Etil metil cetona
 
 Aldeídos e cetonas apresentam arranjo plano triangular dos grupos ao redor do átomo de carbono 
carbonílico, que possui hibridização sp2. No formaldeído, por exemplo, os ângulos de ligação são: 
C
H
H
O118o 121
o
121o
 
 
11 – Ácidos carboxílicos, Amidas e Ésteres 
A – Ácidos carboxílicos 
 Ácidos carboxílicos possuem a fórmula geral RCOOH. O grupo funcional –COOH é chamado grupo 
carboxila (carbonila + hidroxila). 
 Ácido fórmico (HCOOH), ácido acético (CH3COOH) e ácido benzóico (C6H5COOH) são exemplos 
de ácidos carboxílicos. 
Ácido fórmico é um líquido irritante produzido por formigas. (A dor da picada da formiga á causada, em 
parte, pela injeção de ácido fórmico sob a pele.) Ácido acético, a substância responsável pelo sabor azedo do 
vinagre, é produzido quando certas bactérias atuam sobre o álcool etílico do vinho, causando a oxidação do 
álcool pelo ar. 
 
B – Amidas 
 Amidas possuem as fórmulas RCONH2, RCONHR´ ou RCONR´R”. Exemplos específicos são dados 
a seguir: 
CH3 C
O
NH2 CH3 C
O
NHCH3 CH3 C
O
N CH3
CH3Acetamida N-metilacetamida
N,N-dimetilacetamida
 
N- e N,N- indicam que os substituintes estão ligados ao átomo de nitrogênio. 
 
C – Ésteres 
 Ésteres possuem a fórmula geral RCOOR´. 
Um éster específico chamado acetato de etila: CH3COOCH2CH3. 
Ésteres podem ser preparados a partir de um ácido e um álcool através da remoção de uma molécula de água. 
Por exemplo: 
CH3 C
O
OH
+ HOCH2CH3
H+ H2OCH3 C
O
OCH2CH3
+
Ácido acético Álcool etílico Acetato de etila
 
 
12 – Nitrilas 
 Uma nitrila tem a fórmula R–C≡N (ou R–CN). O carbono e o nitrogênio de uma nitrila possuem 
hibridização sp. Pela nomenclatura sistemática da IUPAC,nitrilas acíclicas são nomeadas adicionando-se o 
sufixo nitrila ao nome do hidrocarboneto correspondente. O átomo de carbono de –C≡N é assinalado com 
número 1. O nome acetonitrila é um nome vulgar aceito para CH3CN, e acrilonitrila é um nome vulgar aceito 
para CH2=CHCN. 
Etanonitrila (acetonitrila): CH3–CN Butanonitrila: CH3CH2CH2–CN 
Propenonitrila (acrilonitrila): CH2=CH–CN 4-pentenonitrila: CH2=CHCH2CH2–CN 
 Nitrilas cíclicas são nomeadas adicionando-se o sufixo carbonitrila ao nome do sistema de anel ao 
qual o grupo –CN está ligado. 
C N C N
Benzenocarbonitrila
 (benzonitrila) Cicloexanocarbonitrila
 
 
13 – Sumário das Famílias Importantes de Compostos 
Orgânicos 
 Um sumário das famílias importantes de compostos orgânicos é mostrado na Tabela 3. Você deve 
aprender a reconhecer esses grupos funcionais quando eles aparecem em outras moléculas mais complicadas. 
 
14 – Propriedades Físicas e estrutura Molecular 
 Até agora, pouco falamos sobre uma das características mais evidentes dos compostos orgânicos, ou 
seja, seu estado físico ou fase física. Uma das primeiras observações que certamente fazemos em qualquer 
trabalho experimental é se uma certa substância é um sólido, um líquido ou um gás. As temperaturas nas 
quais ocorrem transições entre fases, isto é, pontos de fusão (pf) e pontos de ebulição (pe) também estão entre 
as propriedades físicas mais facilmente medidas. Os pontos de fusão e os pontos de ebulição são também 
úteis para a identificação e isolamento de compostos orgânicos. 
 Suponha, por exemplo, que tenhamos acabado de sintetizar um composto orgânico, que sabemos ser 
um líquido a temperatura ambiente e sob pressão de 1 atm. Se soubermos o ponto de ebulição do produto 
desejado e os pontos de ebulição de subprodutos e solventes que podem estar presentes na mistura reacional., 
poderemos decidir se uma destilação simples será ou não o método mais apropriado para isolar o produto. 
 Em outra situação, o nosso produto pode ser um sólido. Nesse caso, se desejarmos isolar a substância 
por cristalização, precisaremos saber seu ponto de fusão e sua solubilidade em solventes diferentes. 
 As constantes físicas de substâncias orgânicas conhecidas são facilmente encontradas em manuais e 
em outros livros de referência∗. A Tabela 4 relaciona os pontos de fusão e de ebulição de alguns dos 
compostos que discutimos neste capítulo. 
Tabela 4: Propriedades físicas de compostos representativos. 
Composto Estrutura pf (oC) pe (oC) 1 atm 
Metano CH4 -182,6 -162 
Etano CH3CH3 -183 -88,2 
Eteno CH2=CH2 -169 -102 
Etino HC≡CH -82 -84 subl 
Clorometano CH3Cl -97 -23,7 
Cloroetano CH3CH2Cl -138,7 13,1 
Álcool etílico CH3CH2OH -115 78,5 
Acetaldeído CH3CHO -121 20 
Ácido acético CH3COOH 16,6 118 
Acetato de sódio CH3COONa 324 dec 
Etilamina CH3CH2NH2 -80 17 
Éter dietílico (CH3CH2)2O -116 34,6 
Acetato de etila CH3COOCH2CH3 -84 77 
dec = decomposição e subl = sublimação. 
 
∗
 Dois manuais úteis são Handbook of Chemistry; Lange, N.A., Ed.: McGraw-Hill: New York e Handbook of 
Chemistry and Physics; CRC: Boca Raton, FL. 
Tabela 3: Famílias Importantes de Compostos Orgânicos. 
 Família 
 Alcano Alceno Alcino Aromático Haloalcano Álcool Éter 
Exemplo 
específico CH3CH3 CH2=CH2 HC≡CH 
 
CH3CH2Cl CH3CH2OH CH3OCH3 
Nome IUPAC Etano Eteno Etino Benzeno Cloroetano Etanol Metóxi metano 
Nome vulgar Etano Etileno Acetileno Benzeno Cloreto de etila Álcool etílico Éter dimetílico 
Fórmula geral RH 
RCH=CH2 
RCH=CHR 
R2C=CHR 
R2C=CR2 
RC≡CH 
RC≡CR ArH RX ROH ROR 
Grupo funcional Ligações C–H 
e C–C C C –C≡C– Anel aromático C X
 
C OH
 
COC
 
 
 Família 
 Amina Aldeído Cetona Ac. carboxílico Éster Amida Nitrila 
Exemplo 
específico CH3NH2 CH3CHO CH3COCH3 CH3COOH CH3COOCH3 CH3CONH2 CH3C≡N 
Nome IUPAC MetanaminaaEtanal Propanona Ácido etanoíco Etanoato de 
metila Etanamida Etanonitrila 
Nome vulgar Metilamina Acetaldeído Acetona Ácido acético Acetato de metila Acetamida Acetonitrila 
Fórmula geral 
RNH2 
R2NH 
R3N 
RCHO RCOR´ RCOOH RCOOR´ 
RCONH2 
RCONHR´ 
RCONR´R” 
RCN 
Grupo funcional NC
 
HC
O
 
CCC
O
 
OHC
O
 
OC
O
C
 
C
O
N
 
NC
 
 
 
 Em muitos casos, porém, no decorrer de uma pesquisa, o produto de uma síntese é um composto 
novo, nunca citado antes. Nesses casos, o sucesso do isolamento do novo composto depende de estimativas 
razoavelmente precisas sobre seu ponto de fusão, seu ponto de ebulição e sua solubilidade. As estimativas 
dessas propriedades físicas macroscópicas baseiam-se na estrutura mais provável da substância e nas forças 
que atuam entre as moléculas e os íons. As temperaturas em que as mudanças de fase ocorrem são um 
indicativo do poder dessas forças intermoleculares. 
 
A – Forças Íon-Íon 
 O ponto de fusão de uma substância é a temperatura na qual existe um equilíbrio entre um estado 
cristalino bem organizado e um estado líquido mais randômico. Se a substância é um composto iônico, tal 
como o acetato de sódio (Tabela 4), as forças que mantêm os íons unidos no estado cristalino são forças 
eletrostáticas intensas da rede, que atuam entre os íons positivos e negativos na estrutura cristalina ordenada. 
Nessa, cada íon sódio está rodeado por íons acetato, de carga negativa, e cada íon acetato está rodeado por 
íons sódio positivos. Uma grande quantidade de energia térmica é necessária para quebrar a estrutura 
organizada do cristal e levá-la para a estrutura aberta e desordenada de um líquido. Conseqüentemente, a 
temperatura na qual o acetato de sódio funde é bastante alta, 324ºC. Os pontos de ebulição de compostos 
iônicos são ainda mais altos, tanto que a maioria dos compostos orgânicos iônicos se decompõe antes de 
ferver. O acetato de sódio apresenta este comportamento. 
 
B – Forças Dipolo-Dipolo 
 A maioria das moléculas orgânicas não é plenamente iônica, mas possui um momento dipolo 
permanente que resulta da distribuição não-uniforme dos elétrons de ligação. Acetona e acetaldeído são 
exemplos de moléculas com dipolos permanentes pois o grupo carbonila que contêm é altamente polarizado. 
Nesses compostos, as forças atrativas entre as moléculas são muito mais fáceis de visualizar. Nos estados 
líquido ou sólido, as atrações dipolo-dipolo forçam as moléculas a se orientarem de modo que a extremidade 
positiva de uma molécula se direcione para a extremidade negativa da outra. 
 
C – Ligações Hidrogênio 
 Atrações dipolo-dipolo muito fortes ocorrem entre átomos de hidrogênio ligados a átomos pequenos 
e fortemente eletronegativos (O, N e F) e pares de elétrons não-ligantes de outros desses átomos. Esse tipo de 
força intermolecular é chamado ligação hidrogênio. A ligação hidrogênio (com energia de dissociação de 4-
38 kJ/mol) é mais fraca que uma ligação covalente comum, porém muito mais forte que as interações dipolo-
dipolo que ocorrem na acetona. 
 A ligação hidrogênio é responsável pelo fato de o álcool etílico ter um ponto de ebulição muito mais 
elevado (+78,5ºC) que o do éter dimetílico (-24,9ºC), apesar de ambos possuírem o mesmo peso molecular. 
As moléculas do álcool etílico podem formar ligações hidrogênio muito fortes entre si, já que apresentam um 
átomo de hidrogênio ligado covalentemente a um átomo de oxigênio. 
As moléculas do éter dimetílico, por não terem átomo de hidrogênio ligado a um átomo fortemente 
eletronegativo, não podem formar ligações hidrogênio umas com as outras. No éter dimetílico as forças 
intermoleculares são interações dipolo-dipolo mais fracas. 
 
Problema 16: Os compostos de cada par abaixo possuem os mesmos (ou similares) pesos moleculares. Qual 
composto em cada par você esperaria que tivesse o maior ponto de ebulição? Explique suas respostas. 
(a) CH3CH2CH2CH2OH ou CH3CH2OCH2CH3, (b) (CH3)3N ou CH3CH2NHCH3, (c) CH3CH2CH2CH2OH ou 
HOCH2CH2CH2OH. 
 
 Outro fator (além da polaridade e da ligação de hidrogênio) que afeta o ponto de fusão de muitos 
compostos orgânicos é a compactação e a rigidez de suas moléculas individuais. Moléculas simétricas 
geralmente possuem pontos de fusão anormalmente elevados. O álcool terc-butílico, por exemplo, tem ponto 
de fusão muito maior que os outros álcoois isoméricos mostrados a seguir. 
C OHH3C
CH3
CH3
CH3CH2CH2CH2OH CH3CHCH2OH
CH3
CH3CH2CHOH
CH3
Álcool terc-butílico
 pf 25oC
Álcool butílico
 pf -90oC
Álcool isobutílico
 pf -108oC
Álcool sec-butílico
 pf -114oC
 
 
Problema 17: Qual composto você esperaria que tivesse o maior ponto de fusão, propano ou ciclopropano? 
 
D – Forças de van der Waals 
 Se considerarmos uma substância como o metano, cujas partículas são moléculas apolares, veremos 
que o ponto de fusão e o ponto de ebulição são muito baixos: -182,6ºC e -162ºC, respectivamente. Em vez de 
perguntar “Por que o metano funde e ferve a temperaturas tão baixas?”, a pergunta mais apropriada seria “Por 
que o metano, uma substância não-iônica e apolar, pode tornar-se um líquido ou um sólido?” A resposta para 
esta questão pode ser dada em termos de forças intermoleculares atrativas chamadas forças de van der 
Waals (ou forças de London ou forças de dispersão). 
 A explicação exata da natureza das forças de van der Waals exige o uso da mecânica quântica. 
Entretanto, podemos visualizar a origem dessas forças do seguinte modo. A distribuição média de carga em 
uma molécula apolar (como o metano) em um dado espaço de tempo é uniforme. Porém, a qualquer instante, 
já que os elétrons estão em movimento, os elétrons e, portanto, a carga podem não estar uniformemente 
distribuídos. Num dado momento, os elétrons podem estar ligeiramente aglomerados em uma parte da 
molécula, promovendo, conseqüentemente, a formação de um pequeno dipolo temporário. Esse dipolo 
temporário em uma molécula pode induzir dipolos opostos (atrativos) em outras moléculas vizinhas. Isso 
acontece porque a carga negativa (ou positiva) em uma parte da molécula irá distorcer a nuvem eletrônica de 
uma porção adjacente de outra molécula, forçando o desenvolvimento de uma carga oposta ali.Tais dipolos 
temporários alteram-se constantemente, mas o resultado final de sua existência é produzir forças atrativas 
entre moléculas apolares e assim tornar possível a existência nos estados líquido e sólido. 
 Um fator importante que determina a magnitude das forças de van der Waals é a polarizabilidade 
relativa dos elétrons dos átomos envolvidos. Polarizabilidade é a capacidade de os elétrons responderem a 
uma mudança de campo elétrico. A polarizabilidade relativa depende de os elétrons estarem mais ou menos 
fortemente presos. Na família dos halogênios, por exemplo, a polarizabilidade aumenta na ordem F < Cl < Br 
< I. Os átomos de flúor apresentam uma polarizabilidade muito baixa, pois seus elétrons estão fortemente 
presos por estarem muito próximos ao núcleo. Os átomos de iodo são grandes e por isso são polarizados mais 
facilmente. Seus elétrons de valência estão afastados do núcleo. Os átomos com pares de elétrons não-
compartilhados geralmente são mais polarizáveis que os que contêm apenas pares ligantes. Assim, um 
substituinte halogênio é mais polarizável do que um grupo alquila de tamanho comparável. Na Tabela 5 
mostra-se a magnitude relativa das forças de van der Waals e das interações dipolo-dipolo para vários 
compostos simples. Note que, exceto para as moléculas onde é possível a formação de fortes ligações de 
hidrogênio, as forças de van der Waals são muito mais importantes que as interações dipolo-dipolo. 
Tabela 5: Energias de atração em compostos covalentes simples. 
 Energia de atração 
(kJ/mol) 
 
Molécula Momento 
dipolo (D) 
Dipolo-Dipolo Van der WaalsPonto de fusão 
(oC) 
Ponto de 
ebulição (oC) 
H2O 1,85 36a 8,8 0 100 
NH3 1,47 14a 15 -78 -33 
HCl 1,08 3a 17 -115 -85 
HBr 0,80 0,8 22 -88 -67 
HI 0,42 0,03 28 -51 -35 
a
 Estas atrações dipolo-dipolo são chamadas ligações hidrogênio. 
 O ponto de ebulição de um líquido é a temperatura na qual sua pressão de vapor se iguala à pressão 
da atmosfera sobre ele. Por esta razão, os pontos de ebulição de líquidos são dependentes da pressão, sendo 
sempre registrados numa certa pressão, por exemplo, 1 atm (ou 760 torr). Uma substância que ferve a 150ºC 
na pressão de 1 atm ferverá a uma temperatura substancialmente mais baixa se a pressão for reduzida, por 
exemplo, a 0,01 torr (pressão que se obtém facilmente com uma bomba de vácuo). O ponto de ebulição 
normal de um líquido corresponde a seu ponto de ebulição a 1 atm. 
 Ao passarem do estado líquido para o estado gasoso, as moléculas individuais (ou íons) da substância 
devem separar-se consideravelmente. Por causa disso, podemos entender por que os compostos orgânicos que 
são iônicos freqüentemente decompõem-se antes de entrar em ebulição. A energia térmica necessária para 
separar completamente (volatilizar) os íons é tão grande que reações químicas (decomposições) ocorrem 
primeiro. 
 Compostos apolares, cujas forças intermoleculares são muito fracas, normalmente fervem em 
temperaturas baixas, mesmo sob pressão de 1 atm. Nem sempre, isso acontece, em virtude de outros fatores 
que não mencionamos ainda: os efeitos do peso molecular e do tamanho das moléculas. As moléculas mais 
pesadas precisam de maior quantidade de energia térmica para adquirir velocidade suficiente para escapar da 
superfície do líquido. Além disso, como as áreas superficiais dessas moléculas são muito grandes, as atrações 
intermoleculares de van der Waals também são muito grandes. Esses fatores explicam por que o etano apolar 
(pe -88,2ºC) ferve em temperatura maior do que o metano (pe -162ºC) na pressão de 1 atm. Também explica 
por que mesma as moléculas maiores e mais pesadas do decano (C10H22) fervem a +174ºC sob pressão de 1 
atm. 
 
E – Solubilidades 
 As forças intermoleculares são de importância vital para explicar as solubilidades das substâncias. A 
dissolução de um sólido em um líquido é, em muitos aspectos, como a fusão do sólido. A estrutura cristalina 
organizada do sólido é destruída e o resultado é um arranjo mais desordenado das moléculas (ou íons) na 
solução. No processo de dissolução as moléculas ou íons precisam ainda ser separados uns dos outros e as 
duas alterações exigem suprimento de energia. A energia necessária para compensar as energias de rede e as 
atrações intermoleculares, ou interiônicas, é proveniente da formação de novas forças atrativas entre o soluto 
e o solvente. 
 Considere como exemplo a dissolução de uma substância iônica. Neste caso, tanto a energia da rede 
quanto as atrações interiônicas são grandes. Vimos que somente a água e outros poucos solventes muito 
polares são capazes de dissolver compostos iônicos. Estes solventes dissolvem os compostos iônicos por 
hidratação ou solvatação dos íons. 
 Em virtude de sua grande polaridade, de seu tamanho muito pequeno e do formato muito compacto, 
as moléculas de água podem rodear eficientemente os íons individuais assim que eles são libertados da 
superfície do cristal. Os íons positivos são cercados por moléculas de água com a extremidade negativa do 
dipolo apontada na direção do íon positivo; os íons negativos são solvatados de maneira exatamente oposta. 
Como a água é altamente polar e também é capaz de formar fortes ligações hidrogênio, as forças atrativas 
dipolo-íon também são grandes. A energia libertada na formação destas ligações é grande o suficiente para 
superar a energia da rede e as atrações interiônicas do cristal. 
 Uma regra prática para prever solubilidades é “semelhante dissolve semelhante”. Compostos iônicos 
e compostos polares tendem a dissolver-se nos solventes polares. Os líquidos polares são, em geral, miscíveis 
entre si. Os sólidos apolares são, em geral, solúveis em solventes apolares. Por outro lado, sólidos apolares 
são insolúveis em solventes polares. Os líquidos apolares são, em geral, mutuamente miscíveis, mas os 
líquidos apolares e os polares “como a água e o óleo” não se misturam. 
 O metanol e a água são miscíveis em qualquer proporção, assim como as misturas de etanol e água e 
dos dois álcoois propílicos a água. Nesses casos os grupos alquila dos álcoois são relativamente pequenos e, 
por isso, as moléculas se assemelham mais à água do que a um alcano. Outro fator para compreender a 
solubilidade desses álcoois é a capacidade de as moléculas formarem ligações hidrogênio fortes entre si. 
 Se a cadeia carbônica de um álcool for longa, entretanto, será muito menos solúvel na água. O álcool 
decílico com uma cadeia de dez átomos de carbono é muito pouco solúvel em água. Este álcool se assemelha 
mais com um alcano do que com a água. Diz-se que a longa cadeia de carbono do álcool decílico é 
hidrofóbica (hydro, água; phobos, temor, ou seja, “temente à água”). Apenas a pequena parte da molécula 
contendo o grupo OH é hidrofílica (philos, amado, querido, “amante da água”). (Por outro lado, o álcool 
decílico é muito solúvel em solventes pouco polares, como o clorofórmio.) 
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2OH
Porção hidrofóbica
Álcool decílico
 Grupo
hidrofílico
 
 A explicação para o fato de grupos apolares, como as longas cadeias dos alcanos, evitarem ambientes 
aquosos, isto é, o chamado efeito hidrofóbico, é complexa. O fator mais importante parece envolver uma 
variação desfavorável de entropia na água. As mudanças de entropia têm a ver com as mudanças de um 
estado relativamente ordenado para um estado mais desordenado ou o contrário. As mudanças da ordem para 
a desordem são favoráveis, enquanto que as mudanças da desordem para a ordem são desfavoráveis. Para uma 
cadeia apolar de um hidrocarboneto acomodar-se na água, as moléculas de água têm que assumir uma 
estrutura mais organizada ao redor da cadeia e, por isso, a mudança de entropia é desfavorável. 
 
F – Regras sobre a Solubilidade em Água 
 Os químicos orgânicos definem usualmente um composto como solúvel em água se pelo menos 3 g 
do composto se dissolvem em 100 mL de água. Verifica-se que valem as seguintes regras aproximadas sobre 
solubilidade para compostos que possuem um grupo hidrofílico, e que podem formar ligações hidrogênio 
fortes: os compostos com um a três átomos de carbono são solúveis em água; os com seis ou mais átomos de 
carbono são insolúveis. 
 Essas regras não se aplicam quando um composto contém mais de um grupo hidrofílico. Os 
polissacarídeos, as proteínas e os ácidos nucléicos contêm milhares de átomos de carbono e são todos solúveis 
em água. Eles dissolvem-se na água porque também possuem milhares de grupos hidrofílicos. 
 
G – Forças Intermoleculares na Bioquímica 
 Mais adiante, após examinarmos em detalhes as propriedades das moléculas que constituem os 
organismos vivos, veremos como as forcas intermoleculares são muito importantes para o funcionamento 
das células. A formação de ligações hidrogênio, a hidratação de grupos polares e a tendência dos grupos 
apolares de evitarem os ambientes polares são fatores que fazem as moléculas das proteínas complexas 
dobrarem-se de modos bem definidos, o que permite-lhes funcionar como catalisadores biológicos de incrível 
eficiência. Estes mesmos fatores levam as moléculas da hemoglobina a assumir o formato necessário para 
transportar oxigênio e ainda permitem que as proteínas e as moléculas chamadas lipídeos funcionem como 
membranas celulares. A ligação hidrogênio dá a certos carboidratos uma forma globular que os torna 
reservatórios de alimentos altamente eficientes nos animais. Também confere a moléculas de outros 
carboidratos uma forma linear rígida, o que as torna perfeitamenteapropriadas aos componentes estruturais 
dos vegetais. 
 
15 – Sumário das Forças Elétricas Atrativas 
 As forças atrativas entre moléculas e íons estão resumidas na Tabela 6. 
Tabela 6: Forcas elétricas atrativas. 
Força Elétrica Força Relativa Tipo Exemplo 
Cátion-ânion (em um cristal) Muito forte 
 
Rede cristalina do fluoreto de lítio 
Ligações covalentes Forte (140-523 kJ/mol) Pares de elétrons compartilhados 
H–H (435 kJ/mol) 
CH3–CH3 (370 kJ/mol) 
I–I (150 kJ/mol) 
Íon-dipolo Moderada 
δ+
δ-
δ−
δ+
δ+ δ- δ− δ+
 
Na+ em água. 
Dipolo-dipolo (incluindo ligações 
hidrogênio) Moderada a fraca (4-38 kJ/mol) Z H
 
δ+
δ−
O 
R
H
H
O
R
δ+
δ−
 
δ+ δ− δ+ δ−
CH3 Cl CH3 Cl
 
van der Waals Variável Dipolo momentâneo Interações entre as moléculas do metano 
 
 
16 – Espectroscopia no Infravermelho: um Método 
Instrumental para Investigação de Grupos Funcionais 
 A espectroscopia no infravermelho (IV) é uma técnica experimental simples e rápida que pode 
evidenciar a presença de vários grupos funcionais. A espectroscopia no IV, como todas as outras formas de 
espectroscopia,depende da interação de moléculas ou átomos com a radiação eletromagnética. 
 A radiação infravermelha causa o aumento da amplitude de vibração das ligações covalentes entre 
átomos e grupos de átomos de compostos orgânicos. (A radiação infravermelha não possui energia suficiente 
para excitar os elétrons, como ocorre quando algumas moléculas interagem com a radiação visível, a 
ultravioleta, ou outras formas de luz de maior energia.) Como os grupos funcionais das moléculas orgânicas 
incluem átomos ligados por arranjos específicos, a absorção da energia infravermelha por uma molécula 
orgânica ocorrerá de modo característico dos tipos de ligações e de átomos presentes nos grupos funcionais 
específicos daquela molécula. Essas vibrações são quantizadas, e enquanto ocorrem, os compostos absorvem 
a energia IV em regiões particulares da porção infravermelha do espectro. 
 Um espectrômetro de IV opera passando o feixe de radiação IV através da amostra e comparando a 
radiação que é transmitida pela amostra com um feixe de referência. Qualquer freqüência absorvida pela 
amostra será evidenciada pela diferença entre os feixes. O espectrômetro então registra os resultados na forma 
de um gráfico, mostrando a absorvância versus a freqüência ou o comprimento de onda. 
 A localização de uma banda (ou pico) de absorção no IV pode ser especificada em unidades 
relacionadas com a freqüência, por seu número de onda (ν), medido em centímetros recíprocos (cm-1), ou 
por seu comprimento de onda (λ), medido em micrômetros (µm; nome antigo do mícron, µ). O número ded 
onda é o número de ciclos da onda ao longo de cada centímetro do feixe de luz, e comprimento de onda é a 
distância entre duas cristas sucessivas da onda. 
m) em ( 000.10ou cm) em ( 1 µλλνλλν == 
 Em suas vibrações, as ligações covalentes se comportam como pequenas molas unindo os átomos. 
As vibrações dos átomos só ocorrem em determinadas freqüências, como se as ligações fossem 
“sintonizadas”. Por isso, os átomos ligados covalentemente possuem apenas certos níveis de energia 
vibracional, i.e., os níveis são quantizados. A excitação de uma molécula, de um nível vibracional para outro, 
ocorre apenas quando o composto absorve radiação de IV de uma energia particular, relacionando um certo 
comprimento de onda ou uma certa freqüência (pois ∆E = hν). 
 As moléculas podem vibrar de várias maneiras. Dois átomos unidos por uma ligação covalente 
podem sofrer uma vibração de estiramento, onde os átomos se movem para frente e para trás, como se 
estivessem presos por uma mola. 
 Três átomos podem também sofrer diferentes vibrações de estiramento e de deformação. 
 Em um espectro de infravermelho a freqüência de uma dada vibração de estiramento pode estar 
relacionada a dois fatores: as massas dos átomos ligados – os átomos leves vibram em freqüências maiores do 
que os mais pesados – e a rigidez relativa da ligação. As ligações triplas são mais firmes (e vibram com 
freqüência maior) que as ligações duplas, e as ligações duplas são mais firmes (e vibram com freqüência 
maior) que as ligações simples.