Aula I Introducao Reacoes Organicas

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QUÍMICA ORGÂNICA II 
conceitos básicos …. 
Hidrocarbonetos 
(contêm apenas Carbonos e Hidrogênios) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Hidrocarbonetos Alifáticos 
(cadeias abertas e cíclicas) 
Alcanos 
(parafinas) 
Alcenos 
(etilenos 
ou olefinas) 
Alcinos 
(acetileno) 
 
 
 
 
 
CH3-CH3 
Etano 
CH2 = CH2 
Eteno 
(etileno) 
HC  CH 
Etino 
(acetileno) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Hidrocarbonetos Aromáticos 
(contêm o anel benzeno) 
Benzeno 
e seus 
derivados 
Hidrocarbonetos 
Aromáticos 
Polinucleares 
 
 
 
 
 
Benzeno Naftaleno 
Friedrich August 
Kekulé von 
Stradonitz foi um 
químico alemão. 
Em 1857, ele 
determinou as 
características 
fundamentais do 
átomo de 
carbono nos 
compostos. 
O carbono é tetravalente 
 Trata-se do primeiro 
postulado de Kekulé, que 
atribui ao carbono a 
possibilidade de quatro 
ligações. 
 A estrutura ao lado 
representa o composto: 
CH4 
O Carbono forma ligações múltiplas 
Ligação SIMPLES 
Ligação DUPLA 
Ligação TRIPLA 
(Sigma) 
(Uma sigma outra pi) 
(Par sigma e outra pi) 
Estrutura Atômica: Orbitais 
Schrödinger: o movimento de um elétron em torno de um núcleo pode ser descrito 
matematicamente pelo que se conhece como uma equação de onda 
Expressão matemática cujo quadrado (2) prediz o volume do espaço em 
torno do núcleo onde o elétron pode ser encontrado 
Solução de uma equação de onda: função de onda () ou orbital 
orbital s orbital p orbital d 
Representações dos orbitais s, p e d 
Formas dos orbitais 2p 
orbital 2px orbital 2py orbital 2pz 3 orbitais 2p 
Orbitais se organizam em camadas eletrônicas, de tamanho e 
energia sucessivamente maiores, ao redor do núcleo. E acomodam 
até 2 elétrons. 
Teoria da Ligação de Valência 
a ligação entre dois átomos dá-se através da 
sobreposição de dois orbitais atômicos 
semipreenchidos 
 
sobreposição refere-se a uma porção destes orbitais 
atômicas que ocupam o mesmo espaço 
 
na zona de sobreposição, existe apenas um par de 
elétrons com spins desemparelhados, provocando a 
aproximação dos núcleos e diminuindo a energia do 
sistema 
 
logo, os átomos tendem a posicionar-se de forma a 
que a sobreposição de orbitais seja máxima, 
reduzindo a energia do sistema a um mínimo, 
formando ligações mais fortes e estáveis 
Ligação sigma () 
Toda ligação covalente feita através da 
interpenetração de dois orbitais (s-s ou s-pz) 
situados em um mesmo eixo. 
Ligação sigma () e pi () 
Ligação pi () 
Derivada do emparelhamento de orbitais fora do 
eixo de ligação, orbitais situados em eixos 
paralelos (px-py). 
Todas as ligações covalentes simples são do tipo sigma 
 
As ligações pi () ocorrem pela sobreposição de 
orbitais p, semipreenchidos e paralelos entre si. 
 
As ligações  sempre acompanham uma ligação sigma. 
E são mais fraca que a ligação  
HIBRIDIZAÇÃO 
 
Várias moléculas possuem estruturas não explicáveis 
pela simples sobreposição de orbitais atômicos puros. 
 
Surgiu, então, na década de 1930, a teoria dos orbitais 
híbridos, que pode ser resumida nos seguintes 
enunciados: 
a)orbitais atômicos puros podem eventualmente se 
misturar, formando orbitais híbridos 
b)x orbitais híbridos são formados pela mistura de x 
orbitais puros 
c)os orbitais híbridos são iguais entre si, mas totalmente 
diferentes dos orbitais puros formadores 
d)os orbitais híbridos, por repulsão, afastam-se ao 
máximo uns dos outros 
• O carbono pode apresentar orbitais híbridos 
do tipo sp, sp2 e sp3 
 
 
 
 
Carbono 
Polaridade das ligações 
 
 Em moléculas onde os átomos são iguais a 
ligação é puramente covalente, pois nenhum dos átomos 
tem tendência a atrair os elétrons. 
 
 Já as moléculas formadas por átomos diferentes 
as estruturas iônicas podem ter contribuição diferente, se 
afinidade eletrônica de um dos átomos é maior que a do 
outro então ocorre a formação de cargas parciais sobre 
os átomos formando com isso uma ligação covalente 
polar. 
Os átomos em uma ligação covalente polar 
formam o dipolo elétrico (quando uma carga 
parcial positiva está próxima a uma carga 
parcial negativa). 
 
A medida da magnitude das cargas parciais 
(dipolo elétrico) é o momento dipolar (). 
 
 + 
 - 
Unidade: debye (D) 
• Linus Pauling, 1932  eletronegatividade () 
(o poder de atração dos elétrons por um átomo 
quando este é parte de uma ligação) 
 
Átomos com alta eletronegatividade atraem os 
elétrons 
 
A maneira mais simples de estabelecer uma 
escala de eletronegatividade foi desenvolvida por 
Mulliken. 
 = ½ (I + Ea) 
Tabela de Eletronegatividade 
REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS E GEOMETRIA 
MOLECULAR 
Método VSEPR: 
Quando numa moléculas os átomos unem-se, orientam-se 
de maneira a minimizar as repulsões entre elétrons . 
 Os pares eletrônicos tendem a se orientar de forma 
que sua energia total seja mínima. Os elétrons ficam tão 
próximos quanto possível do núcleo e o mais afastado 
possível de si. 
 As forças repulsivas decrescem bruscamente com o 
aumento do ângulo entre os pares. 
Força da repulsão 
90º > 120º > 180º 
1. Quebra Heterolítica ou Heterólise: a quebra da ligação é 
assimétrica, de modo que o par de elétrons fique apenas 
com um dos átomos da ligação (formação de íons). 
Quebra de ligações 
carbocátion
+
H
H
H
C Br
H
C
H
H Br
carbânion
+
H
H
H
C H
H
C
H
H H
C com uma carga negativa em excesso 
C com uma carga positiva em excesso 
Quebra de ligações 
2. Quebra Homolítica ou Homólise: a quebra da ligação é 
simétrica, de modo que cada átomo fique com seu elétron 
original da ligação (formação de radicais). 
radicais livres
+
H
H
H
C H
H
C
H
H H
Características dos radicais 
 Ocorrem em moléculas apolares ou com baixa 
diferença de eletronegatividade; 
 São eletronicamente neutros; 
Muito reativos; 
 As reações radicalares não são muito comuns quando 
comparado a reações polares. 
Exemplo: Cloração do Metano 
CH4 + Cl2  CH3Cl + HCl (+ CH2Cl2, CHCl3 e CCl4) 
Mecanismo ocorre em várias etapas: 
Etapa 2 
Cl + H C H
H
H
Cl H + C H
H
H
Etapa 3 
CH
H
H
+ Cl Cl CH
H
H
Cl + Cl
Etapa 1 
Cl Cl Cl Cl+
calor
ou luz
Reação em Cadeia 
1. Iniciação da Cadeia (radicais são criados) 
Cl
2
2 Cl
calor
ou luz
2. Propagação da Cadeia (radical geral radical) 
CH
4
 + Cl CH
3
 + H-Cl
CH
3
 + Cl
2 CH3Cl + Cl
3. Finalização da Cadeia 
Possíveis 
etapas de 
finalização 
CH
3
 + Cl CH
3
Cl
CH
3
 + CH
3 CH3CH3
Cl
2Cl + Cl
Acidez e Basicidade em 
Química Orgânica 
Teoria de Ácidos e Bases de 
Lewis 
Ácidos: moléculas receptoras de um par de 
elétrons 
Bases: moléculas que doam um par de elétrons 
 
 
 
Neste processo há a formação de ligações 
covalentes. 
Representação de Setas Curvas 
As Setas devem começar com uma 
ligação covalente ou par de elétrons não 
compartilhados e aponta para uma região 
com deficiência de elétrons, ou seja, que 
possui maior afinidade por elétrons. 
Exemplos 
Carbocátions e Carbânions 
• Qualquer átomo deficiente de elétrons pode agir 
como um ácido de Lewis. 
• Muitos compostos do grupo IIIA contendo 
elementos como Boro e Alumínio são ácidos de 
Lewis porqueos átomos do grupo IIIA tem 
somente um sexteto de elétrons na camada de 
valência. Muitos outros compostos que têm 
átomos com orbitais livres também agem como 
ácidos de Lewis. Zinco e haletros de ferro (III) 
são frequentemente usados como ácidos de 
Lewis em reações orgânicas. 
Força de Ácidos e Bases 
Um composto orgânico será tanto mais 
ácido quanto mais deficiente de elétrons ele 
estiver. 
 
Também será tanto mais básico, quanto 
mais disponível for seu par de elétrons. 
Aumento da eletronegatividade 
 
C N O F 
48p 

aK
δ-δ
3 H
 
 
CH
38p 

aK
δ-δ
2 H
 
 
NH
15,7p 

aK
δ-δ
H
 
 
OH
3,2p 

aK
δ-δ
H
 
 
F
Aumento da Acidez 
Em contraste com os ácidos fortes, como HCl e H2SO4, o 
ácido acético é um ácido muito mais fraco. Quando ácido 
acético dissolve em água, a seguinte reação não se 
procede por completo: 
 
 
 
 
 
• A força de um ácido é caracterizada em termos da 
constante de acidez (Ka) ou pelos valores de pKa 
 
 O conhecimento dos valores de pKa pode ser usado para 
predizer a posição do equilíbrio. 
Eletrófilo e Nucleófilo 
• Compostos (ou centros) eletrofílicos são os que 
sentem afinidade por elétrons, portanto um 
ácido de Lewis. 
 
• Compostos (ou centros) nucleofílicos são os que 
sentem afinidade por “núcleos”/ prótons (cargas 
positivas), portanto uma base de Lewis. (Nü / 
:Nu / Nu:) 
Reações de Aminas 
Reação ácido-base: 
base ácido 
NUCLEÓFILO X ELETRÓFILO 
Nucleófilo: substância “amante de núcleos”, isto é, tem um átomo 
rico em elétrons que pode formar uma ligação doando um 
par de elétrons a um átomo pobre em elétrons. 
 Muitos nucleófilos são negativamente carregados. 
 
Eletrófilo: substância “amante de elétrons”, isto é, tem um átomo 
pobre em elétrons que pode formar uma ligação aceitando 
um par de elétrons de um nucleófilo. 
 Muitos eletrófilos são positivamente carregados. 
 
nucleófilo X base de Lewis 
eletrófilo X ácido de Lewis 
Reações de Adição Eletrofílica nos Alcenos 
 Os alcenos se comportam como 
nucleófilos (bases de Lewis) nas reações 
polares. A ligação dupla C=C é rica em 
elétrons e pode ceder um par de elétrons 
para um eletrófilo (ácido de Lewis). 
nucleófilo eletrófilo 
CH3
CH3CH3
CH3
+ H-Br
H Br
CH3
CH3CH3
CH3
O eletrófilo H+ é atacado pelos 
elétrons  da ligação dupla e uma 
nova ligação  C-H se forma. Isto 
deixa o outro átomo de carbono com 
uma carga + e um orbital p vazio. 
Br - doa um par de elétrons ao átomo 
de carbono positivamente carregado, 
formando uma ligação  C-Br e 
gerando um produto de adição neutro. 
carbocátion 
intermediário 
Bibliografia 
 
1. SOLOMONS, T.W.G.; FRYHLE, C.B. Química Orgânica. Rio de 
Janeiro: LTC Editora. Vol 1, 7.ed., 2001; Vol 2, 7a ed., 2002. 
 
2. VOLLHARDT, K.P.C.; SCHORE, N.E. Química Orgânica: Estrutura e 
Função. Porto Alegre: Bookman. 4.ed., 2004. 
 
3. LEMBO, A. Química: Realidade e contexto. São Paulo: Editora Ática. 
Vol 3, 2000. 
 
4. BARBOSA, L.C.A. Introdução à Química Orgânica. São Paulo: 
Prentice Hall. 2004.