apostila de quimica organica Thiago Viana
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apostila de quimica organica Thiago Viana


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(gauche)
syn-periplanar
anti-periplanar
Conformação estrelada
Conformação eclipsada
O diagrama de energia em função do ângulo diedro para a molécula do butano mostra 
três mínimos de energia, sendo que dois deles são equivalentes em energia e correspondem 
as conformações sinclinais (gauche). A terceira, a conformação anti-periplanar, é a mais 
estável (0,9 kcal mol-1), pois é desprovida das interações repulsivas de van der Waals CH3/CH3 
existentes nas formas gauche. Existem também três barreiras de energia, onde duas delas 
correspondem à diferença de energia entre a forma anti-periplanar e as formas anticlinais 
(3,6 kcal mol-1). O acréscimo de energia dessas conformações anticlinais deve-se aos dois 
eclipsamentos CH3/H. A última barreira rotacional, a de maior energia (4,5-6,1 kcal mol-1), 
envolve o eclipsamento CH3/CH3. Essa barreira retrata a diferença de energia entre a confor-
mação mais estável antiperiplanar e a conformação menos estável syn-periplanar.
Como no etano, as conformações eclipsadas do butano não são estáveis, visto que qualquer ro-
tação leva para uma conformação mais estável. A conformação anti-periplanar é a mais estável 
de todas, pois os grupos metílicos, mais volumosos, estão o mais afastado possível um do outro. 
Isso nos leva a acreditar que a molécula do butano sofre uma interconversão relativamente rá-
pida entre as conformações sinclinais e antiperiplanar, passando depressa por uma conformação 
eclipsada. As conformações eclipsadas, que correspondem aos máximos de energia, represen-
tam o estado de transição para a conversão de um confôrmero mais estável no outro.
Cabe ressaltar que nem sempre a conformação anti-periplanar será a mais estável. Molécu-
las do tipo X-C-C-Y, onde X e Y são grupamentos fortemente eletronegativos, usualmente halo-
gênios, como por exemplo, o 1,2-difluoroetano prefere a conformação gauche em detrimento à 
conformação antiperiplanar, em qualquer que seja o solvente, esse efeito é denominado efeito 
gauche. Nessa conformação, cada ligação C-F está anti-periplanar a uma ligação C-H, propi-
ciando a sobreposição entre o orbital ligante \u3c3C-H e o orbital antiligante \u3c3*C-F. Essa interação 
estabilizadora compensa a diminuição da repulsão estérica existente quando os átomos de 
flúor estão anti-periplanares.
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F
H H
F
HH
H
H F
F
HH H
F
F
H
H
H
\u3c3C -H
\u3c3\u2217C-F
\u3c3C-H (preenchido) e \u3c3
\u2217
C -F (vazio)
F
FH
H
H
H
Menor repulsão
de Van der Waals
Anti-periplanar Gauche
Interação estabilizadora entre os orbitais
A diferença de energia que existe entre as conformações dos compostos alifáticos apre-
sentados aqui são relativamente pequenas. A energia intrínseca da molécula, a temperatura 
ambiente, é suficiente para permitir a rápida conversão entre todas as conformações pos-
síveis. Também é verdade que em qualquer momento, as conformações mais estáveis estão 
presentes em um percentual maior, enquanto que as percentagens são bem menores para as 
conformações que correspondem aos máximos de energia. A baixa temperatura somente as 
conformações que correspondem ao mínimo de energia estão presentes.
2 Conformação de compostos cíclicos
A estabilidade relativa dos anéis carbocíclicos saturados, denominados cicloalcanos, nos fornece 
informações importantes sobe a sua conformação. Dados de calores de combustão mostram que 
o ciclopropano é o mais instável, ou seja, possui maior energia, e o ciclo-hexano o mais estável. 
A instabilidade relativa dos cicloalcanos de cadeias menores, como por exemplo, o ciclopropano 
e o ciclobutano, é uma consequência direta das suas estruturas cíclicas, e por isso se diz que 
essas moléculas possuem uma tensão de anel. Experimentalmente isso pode ser evidenciado 
analisando os calores de combustão relativos dos cicloalcanos.
O calor de combustão de um composto é a variação de entalpia da sua oxida-
ção completa. A oxidação completa de um hidrocarboneto significa convertê-
lo em dióxido de carbono e água. Isso pode ser realizado experimentalmente 
por um calorímetro, que mede a quantidade de calor liberada na oxidação. 
Se uma substância libera mais calor do que a outra na combustão, é porque 
ela deve ter relativamente maior energia potencial, sendo consequentemente 
mais instável.
CH4 + 2O2 \u2192 CO2 + 2 H2O \u394Ho = -803 kJ mol
-1
nota
Considerando que cada átomo de carbono de um cicloalcano possui hibridação sp3, então 
cada ângulo de ligação deveria assumir valores de 109,45º. Entretanto, em um anel planar, 
os átomos de carbono não podem se dar ao luxo de escolher o seu ângulo de ligação, visto 
que os ângulos internos dependem somente do número de átomos no anel (representado 
pelo correspondente polígono regular). Se esse ângulo difere do ideal, ele deve de alguma 
maneira proporcionar uma tensão no anel. A tabela a seguir mostra os valores dos ângulos 
internos para polígonos regulares e a indicação da tensão por átomo de carbono devido ao 
desvio desse ângulo, quando comparado com o ideal tetraédrico (109,45º).
123 
Número de 
átomos do anel
Ângulo interno no anel planar
(polígono regular)
109, 5º - ângulo interno
(determinação da tensão por carbono)
3 60º 49,5º 
4 90º 19,5º 
5 108º 1,5º 
6 120º -10,5º 
7 128,5º -19º 
8 135º -25,5º 
Analisando a tabela acima, podemos verificar que a maior tensão de anel ocorre no ci-
clopropano, mas diminui rapidamente a partir do ciclobutano e atinge o seu mínimo no 
anel de cinco membros. Para esse último, se diz que a tensão de anel é mínima. Além disso, 
verifica-se que a tensão de anel aumenta, apesar de menos rapidamente, quando o anel se 
torna maior após o ciclopentano. Esses dados foram a base da teoria desenvolvida por Baeyer, 
denominada teoria das tensões angulares, para explicar a tensão de anel dos cicloalcanos.
Porém, se faz necessário determinar a tensão de anel nesses compostos cíclicos experi-
mentalmente, para que se possa comparar com a predição teórica obtida para os anéis pla-
nares. Uma boa maneira de determinar a tensão nos anéis reais é usar o calor de combustão. 
Inicialmente iremos analisar os calores de combustão para alguns alcanos acíclicos, pois 
podemos assumir que eles são livres de tensão. Os resultados mostram que a diferença de 
entalpia de combustão para qualquer par de alcanos na série é quase constante e assume 
um valor próximo a -660 kJ mol-1 ou 157 kcal mol-1. Como a única diferença estrutural entre 
esses alcanos é o acréscimo de grupamentos metilenos (-CH2), essa diferença de energia pode 
ser atribuída a cada grupamento -CH2.
Alcano acíclico CH3(CH2)nCH3 - \u2206H combustão (kJ mol
-1) Diferença (kJ mol-1)
Etano n = 0 1560 -
Propano n = 1 2220 660
Butano n = 2 2877 657
Pentano n = 3 3536 659
Hexano n = 4 4194 658
Heptano n = 5 4853 659
Octano n = 6 5511 658
Nonano n = 7 6171 660
Decano n = 8 6829 658
Undecano n = 9 7487 658
Um cicloalcano (CH2)n pode ser considerado, como sendo um determinado número de gru-
pamentos metilenos unido. Se esses cicloalcanos forem livres de tensão, então o calor de 
combustão deverá ser simplesmente n x 660 kJ mol-1. Se, entretanto, existir alguma tensão 
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no anel, esta o tornará menos estável, isto é existirá um acréscimo de energia, e, portanto, a 
energia de combustão também será maior. A determinação do calor de combustão para uma 
série de cicloalcanos é mostrado na tabela a seguir. A tensão de anel foi obtida fazendo a 
seguinte subtração: n x \u394H combustão por CH2 (kJ mol
-1) \u2013 n x 660 (kJ mol-1).
Cicloalcano 
(CH2)n
n Calor de combustão
(kJ mol-1)
Calor de combustão por 
grupo CH2 (kJ mol-1)
Tensão do anel
(kJ mol-1)
Ciclopropano 3 2091 697 115
Ciclobutano 4 2744 686 109
Ciclopentano 5 3320