Quimica Organica com excercicios (Apostila Henri)

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QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233 
 
 
AULA 01 
 
 
CONCEITOS FUNDAMENTAIS: ÁTOMOS e MOLÉCULAS 
 
 
A diversidade do comportamento quίmico é resultado de apenas 
aproximadamente cem elementos/átomos, influenciando, por exemplo, 
cores, textura, solubilidade e reatividades quίmicas. 
 
ÁTOMOS 
 
Indivisίveis. Apenas três partίculas subatômicas: Prótons, Nêutrons e 
Elétrons influenciam o comportamento químico. 
 
Os átomos têm número igual de elétrons e prótons; logo eles têm uma 
carga elétrica líquida neutra. 
 
Tabela 1- Comparação entre prótons, nêutrons e elétrons. 
Partículas Carga Massa (u) 
Prótons Positiva (1+) 1,0073 
Nêutrons Nenhuma (neutral) 1,0087 
Elétrons Negativa (1-) 5,486 x 10- 4 
 
Os elétrons são presentes como uma nuvem no átomo e tem um papel 
de grande relevância nas reações químicas. A atração entre elétrons e núcleo 
é diferente entre os vários elementos. 
 
TABELA PERIÓDICA: Tabela dos Elementos Químicos 
 
Colunas Verticais: Tem os elementos com propriedades similares. Os 
elementos na mesma coluna têm o mesmo tipo de organização dos elétrons, 
na periferia dos átomos. 
 
 
 
ISÓTOPOS 
 
Átomos de um dado elemento que possuem número de nêutrons e de 
massa diferentes, e mesmo número de prótons. Ex: 11C, 12C. 
 
 
MOLÉCULAS 
 
São combinações dos átomos. Objeto único e inconfundível. 
 
Elementos encontrados como moléculas diatômicas: H2-O2-N2-F2-Br2-
Cl2-I2 
 
Compostos Moleculares: Tem mais de um tipo de átomo. 
 
Tipos de Fórmulas 
 
Fórmulas Moleculares: São números e tipos efetivos de átomos. Dão a 
composição dos compostos moleculares. Ex: H2O2. 
 
Fórmulas Mínimas: Relação dos átomos. Ex: HO para H2O2. 
 
Fórmulas Estruturais 
ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS: ORBITAIS ATÔMICOS 
 
 
Elétrons movem-se em orbitais circulares ao redor do núcleo. Dá a 
probabilidade de o elétron ser encontrado em certa região de espaço em um 
determinado instante: Densidade de Probabilidade. 
 
 
Átomo Isolado: Orbitais atômicos s (2e-), p (6 e-), d (10 e-) e f (14 e-). 
 
Orbital atômico s. 
 
 
 
 
 Orbitais atômicos p. 
 
 
 
 
 
 
 
 Orbitais atômicos d. 
 
 
 
 Estrutura eletrônica dos átomos. 
 
 
 
 
CONFIGURAÇÃO DE QUADRÍCULAS 
 
Cada orbital é representado por uma quadrícula e cada elétron por 
uma meia seta. Uma meia-seta apontada para cima representa um elétron 
com número quântico magnético de spin positivo (ms = +½) e a meia seta 
apontando para baixo representa um elétron com número quântico 
magnético de spin negativo (ms = -½). 
Os elétrons que possuem spins contrários são emparelhados quando 
estão em um mesmo orbital. Um elétron desemparelhado não está 
acompanhado por um companheiro de spin contrário. 
 
 
 
 
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS EM GERAL 
 
A tabela periódica é seu guia para ordem na quais os orbitais são 
preenchidos. O subnível 1s e o primeiro subnível s, o 2p e o primeiro 
subnível p, o 3d e o primeiro subnível d, e o 4f o primeiro subnível f. 
 
 
 
 
 
 
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS CONDENSADAS 
 
Átomo: [Gás nobre ou elétrons internos] elétrons de valência. 
Exemplos: Na: [Ne]3s1 
 Li: [He]2s1 
 
Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os elétrons de 
valência, os localizados no nível mais externo de um átomo. 
 
 
SÍMBOLO DE LEWIS 
 
O Símbolo de Lewis para um elemento consiste do símbolo químico 
do elemento mais um ponto para cada elétron de valência. 
 
 
 
A REGRA DO OCTETO 
 
Os átomos freqüentemente ganham, perdem ou compartilham elétrons 
para atingir o número de elétrons do gás nobre mais próximo deles na tabela 
periódica. 
 
Os gases nobres têm distribuições eletrônicas muito estáveis, por suas 
altas energias de ionização, baixas afinidades por elétrons adicionais e 
deficiência geral de reatividade química. 
 
TODOS OS GASES NOBRES TÊM OITO ELÉTRONS DE VALÊNCIA 
(exceto o gás Hélio). 
 
REGRA DO OCTETO: Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar 
elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência. 
ELETRONEGATIVIDADE 
 
A eletronegatividade é definida como a habilidade de um átomo em 
atrair elétrons para si em certa molécula. A eletronegatividade de um átomo 
em uma molécula está relacionada a sua Energia de Ionização e sua 
Afinidade Eletrônica, que são propriedades de átomos isolados. 
A Energia de Ionização mede quão fortemente um átomo segura seus 
elétrons. A Afinidade Eletrônica é uma medida de quão facilmente um 
átomo atrai elétrons adicionais. 
Escala de eletronegatividades: Linus Pauling. O flúor, o elemento 
mais eletronegativo, tem eletronegatividade de 4,0. O elemento menos 
eletronegativo, o césio, tem eletronegatividade de 0,7. 
 
 
 
Tendências: Qual será o mais eletronegativo entre dois elementos. 
 
Período: Um aumento contínuo na eletronegatividade da esquerda 
para a direita. 
 
Grupo: Com algumas exceções (especialmente nos metais de 
transição), a eletronegatividade diminui com o aumento do número atômico 
em um grupo e as afinidades eletrônicas não variam muito. 
O CONCEITO DE POLARIDADE DE LIGAÇÃO 
 
Ligação covalente apolar: Os elétrons estão igualmente 
compartilhados. 
 
Ligação covalente polar: Um dos átomos exerce maior atração pelos 
elétrons ligantes, que o outro. 
 
Ligação iônica: Se a diferença na habilidade relativa em atrair elétrons 
é grande, uma ligação iônica é formada. Essencialmente não existe 
compartilhamento de elétrons. Os elétrons estão transferidos totalmente. 
 
Ex. F2: 4,0 - 4,0 = 0 Ligação covalente apolar. 
 HF: 4,0 - 2,1 = 1,9 Ligação covalente polar. 
 LiF: 4,0 – 1,0 = 3,0 Ligação iônica. 
 
 
MOMENTOS DE DÍPOLO 
 
Molécula polar: O centro das cargas positivas não coincide com o 
centro das cargas negativas. Descrição das moléculas inteiras e não apenas 
uma descrição das ligações polares e apolares. 
 
Ex. Indicação da polaridade da molécula de HF. 
 
 
 
 
Sempre que duas cargas elétricas de mesma magnitude, mas de sinais 
contrários são separadas por uma distância, estabelece-se um dípolo. A 
medida quantitativa da magnitude de um dípolo é chamada momento de 
dípolo, denominado µ. 
 
µ = Qr 
 
O momento de dípolo aumentará de tamanho à medida que a magnitude da 
carga separada aumentar e a distância entre as cargas aumentar. 
 
 
 
 
Ligação Iônica: 
 
O termo Ligação Iônica refere-se às forças eletrostáticas que existem 
entre íons de cargas de sinais contrários. Os íons devem ser formados a 
partir de átomos pela transferência de um ou mais elétrons de um átomo para 
outro. A Ligação Iônica consiste em um metal de baixa energia de ionização 
e um não-metal com alta afinidade por elétrons. 
 
A seta indica a transferência de um elétron do átomo de Na para um 
átomo de Cl. Cada íon tem um octeto de elétrons. 
 
 
 
 
 A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis e a 
atração entre os íons de cargas opostas. 
 
Configurações Eletrônicas de Íons de Elementos Representativos 
 
O sódio perde rapidamente um elétron para formar Na+, que têm a 
mesma configuração eletrônica do Ne: 
 
Na 1s22s22p63s1 = [Ne]3s1 
Na+ 1s22s22p6 = [Ne] 
 
Um átomo de Cloro recebe facilmente um elétron para formar Cl-, que 
tem a mesma configuração eletrônica do Ar: 
 
Cl 1s22s22p63s23p5 = [Ne]3s23p5 
Cl- 1s22s22p63s23p6 = [Ne]3s23p6 = [Ar] 
 
 
LIGAÇÃO COVALENTE 
 
Uma ligação química covalente é o compartilhamento de elétrons com 
outros átomos. A fim de adquirir a configuração eletrônica de gás nobre. 
 
Estrutura de Lewis 
 
A formação de ligações covalentes pode ser representada usando os 
símbolos de Lewis para os átomos constituintes. 
 
Ex. de ligação covalente: A molécula deH2 . 
 
 
 
A formação de uma ligação entre dois átomos de cloro para dar uma 
molécula de Cl2 pode ser representada de modo similar: 
 
 
 
Para os não-metais os números de elétrons de valência em um átomo 
neutro e o mesmo do número do grupo. Podemos, pois prever que os 
elementos da coluna 7A como o Flúor, formariam uma ligação covalente 
para atingir um octeto; os elementos de 6A, como o Oxigênio, formariam 
duas ligações covalentes; os elementos de 5A, como o Nitrogênio formaria 
três ligações covalentes; e os elementos de 4A, como o Carbono, formaria 
quatro ligações covalentes. 
 
Por exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS 
 
1- Ligação Simples. 
 
O compartilhamento de um par de elétrons constitui uma ligação 
covalente simples. 
 
2- Ligação Dupla. 
Quando dois pares de elétrons são compartilhados, dois traços são 
desenhados. 
 
 
 
 
3- Ligação Tripla. 
 
É o compartilhamento de três pares de elétrons. 
 
 
 
 
 
A distância média entre os átomos de nitrôgenio ligados varia com o 
número de pares de elétrons compartilhados. 
 
 
 
 
Como regra geral, a distância entre os átomos ligados diminui a 
medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta. 
 
Procedimento para desenhar as estruturas de Lewis: Distribuição dos 
elétrons em uma molécula (ou íon): 
(1) Some os elétrons de valência de todos os átomos. Para um ânion, 
adicione um elétron para cada carga negativa. Para um cátion, subtraia um 
elétron para cada carga positiva. 
(2) Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão 
ligados entre si e una-os com uma ligação simples. As fórmulas químicas 
são geralmente escritas na ordem nas quais os átomos estão ligados na 
molécula ou íon. Quando um átomo central tem um grupo de outros átomos 
ligados a ele, o átomo central normalmente é escrito primeiro, como em 
CO32-. Em geral o átomo central é menos eletronegativo que os átomos ao 
seu redor. 
(3) Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central. 
(4) Coloque qualquer sobra de elétrons no átomo central. 
(5) Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, 
tente ligações múltiplas. 
 
 
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO 
 
(1) Compostos iônicos de metais de transição. 
(2) Moléculas com número ímpar de elétrons. Emparelhamento dos elétrons 
é impossível. Ex. NO, NO2 e ClO2. 
(3) Moléculas nas qual um átomo tem menos de um octeto, ou seja, 
moléculas deficientes em elétrons. Ex. BF3. 
(4) Moléculas nas qual um átomo tem mais de um octeto, ou seja, moléculas 
com expansão do octeto. Ex. PCl5. A expansão dos níveis de valência é 
observada apenas para os elementos do terceiro período da tabela periódica 
em diante. 
 
 
CARGA FORMAL 
 
Várias estruturas de Lewis podem obedecer à regra de octeto. 
 
CARGA FORMAL DE UM ÁTOMO: É a carga que um átomo teria 
em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma 
eletronegatividade. 
 
Como calcular a carga formal em qualquer átomo em uma 
estrutura de Lewis: 
(1) Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos ao 
átomo no qual estão localizados. 
(2) Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo na ligação. 
A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons nos átomos de 
valência no átomo isolado menos o número de elétrons atribuídos ao átomo 
na estrutura de Lewis. 
 
Obs. A soma das cargas formais é igual à carga total na molécula ou 
no íon. 
 
 
 
 
 
 
Qual estrutura de Lewis é mais estável: 
(1) Os átomos ostentam cargas formais muito próximas de zero. 
(2) Qualquer carga negativa que esteja localizada nos átomos mais 
eletronegativos. 
 
Importante: Cargas formais não representam cargas reais nos átomos. 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233 
 
 
AULA 02 
 
 
ORBITAIS ATÔMICOS 
 
 Um orbital é uma região do espaço onde a probabilidade de encontrar 
um elétron é grande. Os sinais (+) e (-) não implicam maior ou menor 
probabilidade de encontrar um elétron. Quanto maior o número de nós, 
maior a sua energia. 
 
 
 
 
 
ORBITAIS MOLECULARES 
 
 A maior utilidade dos orbitais atômicos é como modelos para o 
entendimento de como os átomos combinam-se para formar moléculas. 
 
 A energia potencial da molécula de hidrogênio como uma função da 
distância internuclear. 
 
 
 
 À medida que os átomos de hidrogênio se aproximam, seus orbitais 1s 
começam a se superpor. A superposição do orbital aumenta até que os 
orbitais atômicos combinam-se para tornarem-se orbitais moleculares. Os 
orbitais moleculares que são formadas circundam ambos os núcleos. 
 
Cada orbital molecular, da mesma forma que o orbital atômico, pode 
conter um máximo de dois elétrons de spins emparelhados. 
 
 Quando os orbitais atômicos se combinam para formar orbitais 
moleculares, o número de orbitais moleculares resultante é sempre igual ao 
número de orbitais atômicos que se combinaram. 
 
Um orbital molecular, chamado orbital molecular ligante, contém 
ambos os elétrons no estado de energia mais baixo. 
 
 
 
 O segundo orbital molecular, chamado orbital molecular antiligante, 
não contém elétrons no estado fundamental da molécula. 
 
 Diagrama de energia para os orbitais moleculares da molécula de 
hidrogênio. 
 
 
 
 
GEOMETRIA MOLECULAR E TEORIAS DE LIGAÇÃO 
 
As moléculas têm formas espaciais e tamanhas definidos pelos 
ângulos e pelas distâncias entre os núcleos de seus átomos constituintes. 
 
A forma e o tamanho de uma molécula de determinada substância, 
com a força e a polaridade de suas ligações, determinam as propriedades 
daquela substância. 
 
 
FORMAS ESPACIAIS MOLECULARES 
 
As estruturas de Lewis não indicam as formas espaciais das 
moléculas; elas simplesmente mostram o número e os tipos de ligações entre 
os átomos. 
 
Por ex., a estrutura de Lewis do CCl4 nos diz apenas que quatro átomos de 
Cl estão ligados ao átomo de C central: 
 
 
 
 
A estrutura de Lewis é desenhada com os átomos no mesmo plano. 
Entretanto a disposição tridimensional real dos átomos mostra os átomos de 
Cl nos vértices de um tetraedro, um objeto geométrico com quatro vértices e 
quatro faces, cada uma das quais é um triângulo eqüilátero. 
 
A forma espacial como um todo de uma molécula é determinado por 
seus ângulos de ligação, formados pelas linhas que unem os núcleos dos 
átomos na molécula. Os ângulos de ligação, junto com os comprimentos de 
ligação, definem de maneira exata a forma espacial e o tamanho da 
molécula. 
 
FORMAS ESPACIAIS 
 
O MODELO RPENV 
(Modelo de repulsão do par de elétrons no nível de valência) 
 
Um par ligantes de elétrons define uma região no espaço, na qual é 
mais provável que os elétrons sejam encontrados. Essas regiões são 
chamadas de domínio de elétrons. 
 
Um par não-ligante (ou par solitário) de elétrons define um domínio 
de elétrons localizado em certo átomo. 
 
Por ex. A estrutura de Lewis de NH3 tem um total de quatro domínios 
de elétrons ao redor do átomo de nitrogênio central (três pares ligantes e um 
não-ligante): 
 
 H- N- H 
 
 H 
 
 
Cada ligação múltipla em uma molécula constitui um domínio único 
de elétrons. Portanto, a estrutura de ressonância para o SO2 tem três 
domínios de elétrons ao redor do átomo de enxofre central (uma ligação 
simples, uma ligação dupla e um par de elétrons não-ligante): 
 
O – S = O 
 
Em geral um domínio de elétron consiste em um par não-ligante, 
uma ligação simples ou uma ligação múltipla. 
 
Modelo de RPENV: Quando os domínios de elétrons são carregados 
negativamente, eles se repelem. Os domínios de elétrons tentam ficar fora do 
caminho do outro. A melhor disposição de determinado númerode elétrons 
é a que minimiza as repulsões entre eles. 
 
Dois domínios de elétrons: Distribuem-se Linearmente. 
Três domínios de elétrons: Distribuem-se de modo Trigonal Plano. 
Quatro domínios de elétrons: Distribuem-se Tetraedricamente. 
Cinco domínios de elétrons: Tem distribuição Bipiramidal Trigonal. 
Seis domínios de elétrons: Distribuição Octaédrica. 
 
 
 
 
 
 
 
As diferentes formas espaciais das moléculas ou íons dependem dos 
domínios de elétrons rodeando o átomo central. 
 
A molécula de NH3 tem quatro domínios de elétrons ao redor do 
átomo de nitrogênio. As repulsões entre os quatro domínios de elétrons são 
minimizadas quando os domínios apontam em direção aos vértices de um 
tetraedro. Um desses domínios é relativo a um par de elétrons não-ligantes. 
 
A forma espacial molecular descreve a distribuição dos átomos, não 
a distribuição dos domínios de elétrons. 
 
Com isso, a estrutura molecular do NH3 é Piramidal Trigonal. 
 
Entretanto, é a distribuição tetraédrica dos quatro domínios de elétrons 
que nos leva a determinar a geometria molecular piramidal trigonal. 
 
 
 
 
O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO-LIGANTES E LIGAÇÕES 
MÚLTIPLAS NOS ÂNGULOS DE LIGAÇÃO 
 
Podemos refinar o modelo de RPENV para determinar e explicar 
pequenas distorções em algumas moléculas. 
Considerar o metano (CH4), a amônia (NH3) e a água (H2O). As três 
tem arranjos tetraédricos, porém os respectivos ângulos de ligação diferem 
ligeiramente: 
 
 
 
 
 
 
Observar que os ângulos de ligação diminuem à medida que o número 
de pares de elétrons não-ligantes aumenta. 
 
Um par de elétrons ligante é atraído por ambos os núcleos dos 
átomos ligados. 
Um par de elétrons não-ligante sofre menos atração nuclear, seus 
domínios de elétrons estão mais espalhados no espaço do que, o de um par 
ligante. 
 
Os domínios de elétrons para pares não-ligantes exercem forças 
repulsivas maiores nos domínios de elétrons adjacentes e, portanto tendem 
a comprimir os ângulos de ligação. 
 
Ligações múltiplas contêm maior densidade de carga eletrônica que 
ligações simples, de forma que ligações múltiplas também representam 
domínios de elétrons maiores. 
Ex. Estrutura de Lewis do Fosfagênio, Cl2CO: 
 
 Cl 
 
 C=O 
 
 Cl 
 
 
Poderíamos esperar uma geometria trigonal plana com ângulos de 
ligação de 120°, entretanto a dupla ligação parece atuar muito mais com um 
par de elétrons não-ligante, reduzindo o ângulo de ligação Cl-C-Cl em 
relação ao ângulo ideal de 120° para um ângulo de 111°, como mostrado a 
seguir: 
 
 Cl 
 
 C=O 
 
 Cl 
 
 
Os domínios de elétrons para ligações múltiplas exercem força 
repulsiva maior nos domínios de elétrons que as ligações simples. 
FORMA ESPACIAL MOLECULAR E POLARIDADE MOLECULAR 
 
Polaridade de ligação: Medidas de quão igualmente os elétrons em 
certa ligação são compartilhadas entre os dois átomos da ligação. A medida 
que a diferença na eletronegatividade entre dois átomos aumenta, aumenta 
também a polaridade. 
 
Momento de Dipolo de uma Molécula Diatômica: É uma medida 
quantitativa da separação de carga na molécula. 
 
Para uma molécula com mais de dois átomos, o momento de dipólo 
depende tanto das polaridades das ligações individuais quanto da geometria 
da molécula. 
 
Ex. molécula linear de CO2. Cada ligação C=O é polar, e porque as 
ligações C=O são idênticas, os dipólos de ligação também o são em 
magnitude. 
 
Os dipólos de ligação e os momentos de dipolo são grandezas 
vetoriais, isto é, possuem módulo, direção e sentido. 
 
O dipolo total de uma molécula poliatômica é a soma de seus dipólos 
de ligação. 
 
 
 
 
ORBITAIS HÍBRIDOS 
 
ORBITAIS HÍBRIDOS: Quando os orbitais em um átomo 
misturam-se para formar novos orbitais. 
 
HIBRIDIZAÇÃO: O processo de misturar e, por meio disso, variar 
os orbitais atômicos à proporção que os átomos se aproximam um do outro. 
 
O número de orbitais híbridos em um átomo é igual ao número de 
orbitais misturados. 
 
 
 
ORBITAIS HÍBRIDOS sp 
 
Considerar a molécula BeF2. A estrutura de Lewis de BeF2 é: 
 
F – Be – F 
 
O modelo RPENV determina corretamente que o BeF2 é linear com 
duas ligações Be-F idênticas. 
 
A configuração eletrônica do F (1s22s22p5) indica que existe um 
elétron desemparelhado em um orbital 2p. 
 
Esse elétron 2p pode ser emparelhado com um elétron 
desemparelhado do átomo de Be para formar uma ligação covalente polar. 
 
A configuração de quadrículas para um estado fundamental do 
átomo de Be: 
 
 
 
O átomo de Be em seu estado fundamental é incapaz de formar 
ligações com os átomos de flúor. Entretanto ele poderia formar ligações 
promovendo um dos elétrons 2s para um orbital 2p: 
 
 
 
 
O átomo de Be agora tem dois elétrons desemparelhados e pode 
formar duas ligações covalentes polares com os átomos de F. Portanto, 
apesar de a promoção de um elétron permitir a formação de duas ligações 
Be-F, ainda não explica a estrutura do BeF2. 
Misturamos um orbital 2s e um orbital 2p, para gerar dois novos 
orbitais. 
 
De acordo com o modelo de ligação de valência, um arranjo linear 
de domínios de elétrons implica uma hibridização sp. 
 
Para o átomo de berílio no BeF2, podemos escrever o seguinte 
diagrama de orbitais para a formação de dois orbitais híbridos sp: 
 
ORBITAIS HIBRIDOS sp2 E sp3 
 
Quando misturamos certo número de orbitais atômicos, obtemos o 
mesmo número de orbitais híbridos. Cada um desses orbitais híbridos é 
equivalente aos outros, mas apontam em direções diferentes. 
 
Ex. Em BF3, um elétron 2s no átomo de B pode ser promovido para 
um orbital 2p vazio. Misturando o orbital 2s com dois orbitais 2p, há o 
resultado de três orbitais híbridos sp2 equivalentes. 
 
 
 
 
 
 
 
Um orbital s pode também se misturar com os três orbitais p no 
mesmo subnível. 
Ex. CH4 forma quatro ligações equivalentes com os quatro átomos de 
hidrogênio. Imaginamos este processo como resultante da mistura dos 
orbitais atômicos 2s e os três 2p do carbono para criar quatro orbitais 
híbridos equivalentes sp3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
HIBRIDIZAÇÃO ENVOLVENDO ORBITAIS d 
 
Os átomos no terceiro período e períodos subseqüentes podem usar 
orbitais d para formar orbitais híbridos. 
 
A mistura de um orbital s, três orbitais p e um orbital d leva a cinco 
orbitais híbridos sp3d. Esses orbitais híbridos estão direçionados para os 
vértices de uma bipirâmide trigonal. 
 
A formação de orbitais híbridos sp3d é exemplificada pelo átomo de 
fósforo no PF5: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Similarmente, a mistura de um orbital s, três orbitais p e dois orbitais 
d fornece seis orbitais híbridos sp3d2, que estão direcionados para os vértices 
de um octaedro. 
 
O uso de orbitais d na construção de orbitais híbridos corresponde 
perfeitamente a noção de um nível de valência expandido. 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1 A: QUI02233 
 
 
AULA 03 
 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
As forças nas moléculas que originam as ligações covalentes 
influenciam a forma espacial molecular, as energias de ligação e muitos 
aspectos do comportamento químico. 
 
Entretanto, as propriedades físicas de líquidos e sólidos moleculares 
são relativas em grande parte as Forças Intermoleculares, as forças que 
existem entre as moléculas. 
 
 
ESTADO OU A FASE FÍSICA DOS COMPOSTOSGÁS: Assume tanto o volume quanto a forma de seu recipiente. 
 É compressível. 
 Flui rapidamente. 
 A difusão em um gás ocorre rapidamente. 
 
LÍQUIDO: Assume a forma no recipiente. 
 Não se expande ao encher um recipiente. 
 É virtualmente não-compressível. 
 Flui rapidamente. 
 A difusão em líquido ocorre lentamente. 
 
SÓLIDO: Retém sua própria forma e volume. 
 É virtualmente incompressível. 
 Não flui. 
 A difusão em um sólido ocorre de maneira extremamente lenta. 
 
 
COMPARAÇÃO ENTRE GASES, LÍQUIDOS E SÓLIDOS 
 
 AS ATRAÇÕES ENTRE AS PARTÍCULAS: Tendem a deixá-las juntas. 
 
ATRAÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS: GASOSA ‹ LÍQUIDAS ‹ SÓLIDAS 
 
Nos LÍQUIDOS as FORÇAS ATRATIVAS INTERMOLECULARES 
são fortes o suficiente para manter as moléculas juntas. 
 
Nos SÓLIDOS as FORÇAS ATRATIVAS INTERMOLECULARES são 
fortes o suficiente não apenas para manter as moléculas juntas, mas para 
prênde-las no lugar. Os SÓLIDOS possuem estruturas altamente ordenadas e 
são ditos serem CRISTALINOS. 
 
FASES CONDESADAS: Ocorrem em SÓLIDOS e LÍQUIDOS, 
devido a possuírem as partículas razoamente juntas. 
 
Os líquidos e os sólidos são muito mais densos e muito menos 
compressíveis que os GASES, porque as moléculas têm pouco espaço livre 
entre elas. 
 
 
TRANSIÇÕES ENTRE AS FASES 
 
 Propriedades físicas: Pontos de fusão (pf) e Pontos de ebulição (pe). 
 
AS ENERGIAS CINÉTICAS: Dependentes da temperatura e tendem a manter 
as partículas separadas e em movimento. 
 
 Uma substância pode mudar de um estado para outro por aquecimento 
ou resfriamento, variando a ENERGIA CINÉTICA DAS PARTÍCULAS. 
FORÇAS ÍON-ÍON 
 
 As forças que mantêm os íons unidos no estado cristalino são as 
forças eletrostáticas de rede fortes que agem entre os íons positivos e 
negativos na estrutura cristalina ordenada. Uma grande quantidade de 
energia térmica é necessária para quebrar a estrutura ordenada do cristal em 
estrutura aberta desordenada de um líquido. 
 
 
 
 
FORÇAS ÍON-DIPOLO 
 
Força existente entre um íon e a carga parcial em certo lado de uma 
molécula polar. As moléculas polares são dipolos, elas têm um lado positivo 
e outro negativo. Ex: NaCl em H2O. 
 
 
 
 
FORÇAS DIPOLO-DIPOLO 
 
Moléculas neutras polares se atraem quando o lado positivo de uma 
molécula está próximo do lado negativo da outra. 
Essas forças dipolo-dipolo são efetivas somente quando moléculas 
polares estão muito próximas, sendo elas geralmente mais fracas que as 
forcas íon-dipolo. 
 
VÁRIOS LÍQUIDOS: Para moléculas de massas e tamanhos 
aproximadamente iguais, a força das atrações intermoleculares aumenta com 
o aumento da polaridade. 
 
 
 
 
LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO 
 
Atrações muito fortes dipolo-dipolo ocorrem entre os átomos de 
hidrogênio ligados a átomos pequenos e muito eletronegativos (O, N ou F) e 
os pares de elétrons não-ligantes em outros átomos eletronegativos. Esse tipo 
de força intermolecular é chamado uma ligação de hidrogênio. A ligação de 
hidrogênio é mais fraca do que uma ligação covalente ordinária, mas é muito 
mais forte do que as interações dipolo-dipolo. 
 
 
 
 A ligação de hidrogênio explica o fato de o álcool etílico ter um ponto 
de ebulição (+78,5°C) mais alto do que o éter dimetílico (-24,9°C), embora 
os dois compostos tenham a mesma massa molecular. 
 
 
 
 
FORÇAS DE VAN DER WAALS (FORÇAS DE LONDON OU FORÇAS 
DE DISPERSÃO) 
 
Não pode haver forças dipolo-dipolo entre átomos e moléculas 
apolares. Entretanto, deve existir algum tipo de interação atrativa porque 
gases apolares podem ser liquefeitos. 
 
FORÇAS DE VAN DER WAALS: A distribuição média de carga 
em uma molécula apolar em um determinado espaço de tempo é uniforme. 
Entretanto, a qualquer dado instante, uma vez que os elétrons se movem, os 
elétrons e conseqüentemente a carga podem não estar uniformemente 
distribuídos. Os elétrons podem, em um instante, estar ligeiramente 
acumulados em uma parte da molécula e, como conseqüência, ocorrerá um 
pequeno dipolo temporário. Esse dipolo temporário em uma molécula pode 
induzir dipolos opostos nas moléculas vizinhas. Esses dipolos temporários 
variam constantemente, mas o resultado líquido da existência deles é 
produzir forças atrativas entre moléculas apolares e assim tornar possível a 
existência dos estados líquido e sólido. 
 
 
 
Polarizabilidade: A facilidade com que a distribuição de cargas em 
uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo. A 
polarizabilidade relativa depende de quão soltos ou presos os elétrons são 
mantidos. Na família dos halogênios, por exemplo, a polarizabilidade 
aumenta na ordem F < Cl < Br < I. Os átomos com pares não-
compartilhados são geralmente mais polarizáveis do que aqueles com apenas 
elétrons ligantes. 
 
As forças de dispersão ocorrem entre todas as moléculas, não importa 
se elas são polares ou apolares. Tal força, como as dipolo-dipolo, é 
significativa tão somente quando as moléculas estão próximas. 
 
 
 
 Fluorocarbonos (compostos contendo apenas carbono e flúor): 
Têm pontos de ebulição extraordinariamente baixos quando comparados aos 
hidrocarbonetos de mesma massa molecular. O fator importante na 
explicação desse comportamento é a polarizabilidade muito baixa dos 
átomos de flúor, resultando em forças de van de Waals muito pequenas. 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES são muito mais fracas que ligações 
iônicas e covalentes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SOLUBILIDADES 
 
 As forças intermoleculares são de importância primordial na 
explicação das solubilidades das substâncias. No processo de dissolução, as 
moléculas devem ser separadas umas das outras e deve-se fornecer energia 
para as mudanças. A energia necessária para superar as energias de rede e as 
atrações intermoleculares ou interiônicas é proveniente da formação de 
novas forças de atração entre o soluto e o solvente. 
 
 Uma regra prática para prever as solubilidades é que semelhante 
dissolve semelhante. 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233 
 
 
AULA 04 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA: CONCEITO E HISTÓRICO 
 
 
 QUÍMICA ORGÂNICA: É a química dos compostos de carbono 
(C). Os compostos de carbono são centrais para a vida neste planeta (DNA; 
Proteínas; Carboidratos). 
 
 VITALISMO: Os compostos orgânicos foram definidos como 
compostos que podiam ser obtidos de organismos vivos. Os compostos 
inorgânicos eram aqueles que vinham de fontes não-vivas. 
 
 URÉIA: Primeiro composto sintetizado a partir de fonte inorgânica. 
O composto orgânico uréia poderia ser produzido evaporando-se uma 
solução aquosa contendo o composto inorgânico cianeto de amônio. 
 
NH4+NCO-
calor O
NH2H2N 
 
 
CARACTERÍSTICAS GERAIS DAS MOLÉCULAS ORGÂNICAS 
 
 CARBONO: Quatro elétrons de valência ([He]2s22p2). Forma quatro 
ligações em praticamente todos os compostos. 
 
 Quatro Ligações Simples: Os pares de elétrons são dispostos em um 
arranjo Tetraédrico. No modelo de hibridização os orbitais 2s e 2p são 
hibridizados em sp3. 
 
 Uma Ligação Dupla: O arranjo é Trigonal Plano (hibridização sp2). 
As ligações duplas são mais fortes que as ligações simples. 
 
 Duas Ligações Duplas ou uma Tripla: O arranjo é Linear 
(hibridização sp). As ligações triplas são mais fortes que as ligações duplas. 
O aumento da força da ligação é acompanhado por um encurtamento da 
ligação: C-C > C=C > C≡C. 
 
 
 
 CARBONO: Forma ligações fortes, especialmente com H, O, N e 
Halogênios. 
 
Ligações C-H: Ocorrem em quase toda molécula orgânica. O H 
forma apenas uma ligação covalente, pois o nível de valência de H comporta 
apenas 2 elétrons. 
 
 LigaçõesC-C formam a espinha dorsal ou o esqueleto da molécula, 
enquanto os átomos de Hidrogênio estão na superfície das moléculas 
orgânicas. O carbono é o único elemento capaz de formar cadeias 
estendidas e estáveis de átomos unidos por ligações simples, duplas e triplas. 
 
 
REPRESENTAÇÃO DAS FÓRMULAS ESTRUTURAIS 
 
 Fórmulas estruturais para o álcool propílico: Estas fórmulas 
estruturais indicam a maneira como os átomos estão unidos (conectividade) 
entre si e não são representações das geometrias reais da molécula. 
 
 
 
 
Estrutura de ponto (Estrutura de Lewis): Exibe todos os elétrons 
de valência. 
 
 
 
 Fórmulas Estruturais de Traços: Fórmulas de traço equivalentes 
para o álcool propílico. Os átomos unidos por ligações simples podem rodar 
relativamente livremente uns em relação aos outros. 
 
 
 
 
 
 Fórmulas Estruturais Condensadas: Em fórmulas totalmente 
condensadas, todos os átomos que estão ligados ao carbono são geralmente 
escritos imediatamente após aquele carbono, listando os hidrogênios 
primeiro. 
 
 
 A fórmula condensada para o álcool isopropílico pode ser escrita de 
quatro maneiras diferentes: 
 
 
 
 Fórmulas de Linhas de Ligação: Uma fórmula muito simplificada, 
porque ela mostra apenas o esqueleto de carbono. 
 
 
 
 Compostos cíclicos: 
 
 
 
 Ligações múltiplas: 
 
 
 Fórmulas Tridimensionais: Informação sobre como os átomos de 
uma molécula estão arranjados no espaço. Nessa representação, as ligações 
que se projetam para fora do plano do papel são indicadas por uma cunha 
( ), aquelas que se localizam atrás do plano da página são indicadas com 
uma cunha tracejada ( ), e aquelas ligações que se encontram no plano da 
página são indicadas por uma linha ( ). 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233 
 
 
AULA 05 
 
 
HIDROCARBONETOS 
 
 
 A classe de compostos orgânicos mais simples é a dos 
hidrocarbonetos, compostos constituídos apenas de carbono e hidrogênio 
(Compostos apolares: Ligações que tem pequena ou nenhuma diferença na 
eletronegatividade). Os hidrocarbonetos podem ser divididos em quatro 
grupos gerais dependendo do tipo de ligações carbono-carbono em suas 
moléculas: 
 
 
1) Alcanos: Não têm ligações múltiplas entre os átomos de carbono. 
2) Alcenos: Têm ligação dupla carbono-carbono. 
3) Alcinos: Têm ligação tripla carbono-carbono. 
4) Hidrocarbonetos aromáticos: Contêm um anel especial. 
 
 
 Alcanos, cujas moléculas contêm apenas ligações simples, são 
chamados de hidrocarbonetos saturados porque esses compostos contêm o 
número máximo de átomos de hidrogênio que o composto de carbono pode 
possuir. Os hidrocarbonetos com ligações múltiplas são chamados de 
compostos insaturados porque eles possuem menos que o número máximo 
de átomos de hidrogênio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ALCANOS 
 
Frações típicas obtidas através da destilação do petróleo. 
 
 
 O composto altamente ramificado 2,2,4-trimetilpentano (isooctano: 
octanagem de 100) é usado como um dos padrões pelos quais a octanagem 
das gasolinas é estabelecida. 
 
 
 
 FÓRMULA GERAL: CnH2n+2 
 
 ARRANJOS DOS ALCANOS: Uma orientação tetraédrica geral dos 
grupos – e portanto hibridização sp3 – é a regra para os átomos de carbono 
de todos os alcanos e cicloalcanos. 
 
 O butano e pentano são chamados de alcanos de cadeia linear. Uma 
melhor descrição é não-ramificado. Isso significa que cada átomo de 
carbono na cadeia está ligado a não mais do que dois outros átomos de 
carbono. 
 
 
 
 O isobutano, o isopentano e o neopentano são exemplos de alcanos de 
cadeias ramificadas. 
 
 
 
 ISÔMEROS CONSTITUCIONAIS: Moléculas com a mesma 
fórmula molecular mas com diferentes estruturas. Os isômeros 
constitucionais têm diferentes propriedades físicas. 
 
1) C4H10: butano e isobutano. 
2) C5H12: pentano, isopentano e neopentano. 
 
Número de isômeros de alcano. 
 
 
 
NOMENCLATURA IUPAC DE ALCANOS 
 
 Nomes antigos são chamados de nomes comuns ou triviais. O 
sistema formal de nomenclatura utilizado atualmente é aquele proposto pela 
União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). Princípio 
fundamental: 
 
CADA COMPOSTO DIFERENTE DEVE TER 
UM NOME NÃO-AMBÍGUO 
 
 ALCANOS NÃO-RAMIFICADOS: A terminação dos nomes de 
todos os alcanos é –ANO. As raízes dos nomes é como aprender a contar na 
química orgânica. Assim, um, dois, três, quatro e cinco transformam-se em 
MET-, ET-, PROP-, BUT- e PENT-. 
 
 
 
 
 
 
Os alcanos não-ramificados. 
 
 
 GRUPOS ALQUILA NÃO-RAMIFICADOS: Se removermos um 
átomo de hidrogênio de um alcano, obtemos um grupo alquila. Esses 
grupos alquilas têm nomes que terminam em –ila. 
 
 
 
 NOMENCLATURA DE ALCANOS RAMIFICADA: Recebem 
seus nomes de acordo com as seguintes regras: 
 
1) Localize a cadeia contínua mais longa de átomos de carbono. Essa cadeia 
determina o nome principal para o alcano. 
 
 
 
 
 
2) Numere a cadeia mais longa começando da ponta de cadeia mais próxima 
do substituinte. 
 
 
 
3) Use os números obtidos pela aplicação da regra 2 para designar a 
localização do grupo substituinte. 
 
 
 
4) Quando dois ou mais substituintes estão presentes, dê a cada substituinte 
um número correspondente para a sua localização na cadeia mais longa. Os 
grupos substituintes devem ser listados alfabeticamente. Ao decidir sobre a 
ordem alfabética, não leve em consideração os prefixos multiplicadores tais 
como di e tri. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5) Quando dois substituintes estão presentes no mesmo átomo de carbono, 
use aquele número duas vezes. 
 
 
 
6) Quando dois ou mais substituintes são idênticos, indique isso através do 
uso dos prefixos di-, tri-, tetra-, e assim diante. 
 
 
 
7) Quando duas cadeias de comprimentos iguais competem para a seleção da 
cadeia principal, escolha a cadeia com o maior número de substituintes. 
 
 
 
8) Quando a ramificação ocorre primeiro a uma distância igual de qualquer 
lado da cadeia mais longa, escolha o nome que forneça o número mais baixo 
no primeiro ponto que difere. 
 
 
 
 NOMENCLATURA DE GRUPOS ALQUILA RAMIFICADOS: 
Para os alcanos com mais que dois átomos de carbono, mais de um grupo 
derivado é possível. 
GRUPOS DE TRÊS CARBONOS 
 
 
 
 1-METILETILA: Nome sistemático. A nomenclatura sistemática 
para os grupos alquila é similar àquela para alcanos de cadeia ramificada, 
com a condição de que a numeração sempre comece no ponto onde o 
grupo está ligado à cadeia principal. 
 
 ISOPROPILA: Nome comum. 
 
GRUPOS DE QUATRO CARBONOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os dois exemplos seguintes mostram como o nome desses grupos são 
empregados: 
 
 
 
 Os nomes comuns isopropila, isobutila, sec-butila e tert-butila são 
aprovados pela IUPAC para grupos não-substituídos. Ao decidir sobre a 
ordem alfabética para esses grupos você deve desconsiderar os prefixos 
definidores da estrutura que estão escritos em itálico e separados dos nomes 
por um hífen. Assim o tert-butila precede o etila, mas o etil precede o 
isobutila. 
 
Grupo Neopentila 
 
 
 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233 
 
 
AULA 06 
 
 
HIDROCARBONETOS - CICLOALCANOS 
 
 
 Os cicloalcanos são alcanos nos quais todos ou alguns dos átomos de 
carbono estão arranjados em um anel. Os cicloalcanos contendo um único 
anel têm dois átomos de hidrogênio a menos e portanto têm a fórmula geral 
CnH2n. 
 
 CICLOALCANOS MONOCÍCLICOS: Os cicloalcanos com 
apenas um anel recebem os nomes adicionando-se o prefixo ciclo- aos 
nomes dos alcanos possuindo o mesmo número de átomos de carbono. 
 
 
 
 Cicloalcanos Substituídos: Damos nome a eles como 
alquilcicloalcanos, halocicloalcanos, alquilcicloalcanóis.1) Um único substituinte: Não é necessário designar a posição. 
 
2) Dois substituintes: Numeramos o anel iniciando com o substituinte que 
aparece no alfabeto primeiro e no sentido que forneça ao próximo 
substituinte o menor número possível. 
 
3) Três ou mais substituintes: Começamos no substituinte que leva ao 
conjunto de localizadores mais baixos. 
 
 
 
 Quando um único sistema de anel está ligado a uma única cadeia com 
um número maior de átomos de carbono, ou quando mais de um sistema de 
anel está ligado a uma única cadeia, então é apropriado dar nome aos 
compostos como cicloalquilalcanos. 
 
 
 
 COMPOSTOS BICÍCLICOS: Damos nomes aos compostos 
contendo dois áneis unidos ou em ponte como bicicloalcanos, e usamos o 
nome do alcano correspondente ao número total de átomos nos anéis como o 
nome principal. Os átomos de carbono comuns a ambos os áneis são 
chamados de cabeças-de-ponte, e cada ligação, ou cada cadeia de átomos 
conectando os átomos da cabeça-de ponte é chamada de ponte. 
 
 
 
 Então interpomos no nome uma expressão entre colchetes que denota 
o número de átomos de carbono em cada ponte (em ordem decrescente de 
comprimento). 
 
 
 
 Substituintes: Numeramos o sistema de anel em ponte começando 
em uma cabeça-de-ponte, prosseguindo primeiramente através da ponte mais 
longa para a outra cabeça-de-ponte, e então ao longo da próxima ponte mais 
longa de volta para a primeira cabeça-de-ponte. A ponte mais curta é 
numerada por último. 
 
 
 
 
HIDROCARBONETOS – ALCENOS E CICLOALCENOS 
 
 Fórmula Geral Alcenos: CnH2n. 
 
 Fórmula Geral Cicloalcenos: CnH2n-2. 
 
1) Determine o nome principal selecionando a cadeia mais longa que 
contenha a ligação dupla e troque a terminação do nome do alcano de 
comprimento idêntico de –ano para –eno. 
 
2) Numere a cadeia de tal forma que inclua ambos os átomos de carbono da 
ligação dupla e comece a numerá-la na ponta da cadeia mais próxima á 
ligação dupla. Designe a localização da ligação dupla usando o número do 
primeiro átomo da ligação dupla como um prefixo. 
 
 
 
3) Indique as localizações de grupos substituintes pelos números de carbono 
aos quais eles estão ligados. 
 
 
 
4) Numere os cicloalcenos substituídos de forma que dê aos átomos de 
carbono da ligação dupla os menores números no primeiro ponto da 
diferença. Com cicloalcenos substituídos não é necessário especificar a 
posição da ligação dupla. 
 
 
 
5) Dê nome aos compostos contendo uma ligação dupla e um grupo 
alcoólico como alcenóis (ou cicloalcenóis) e dê ao carbono do álcool o 
menor número. 
 
 
 
6) Dois grupos alcenila freqüentemente encontrados são o grupo vinila e o 
grupo alila. 
 
 
 
Esses grupos são chamados etenila e prop-2-en-1-ila, respectivamente. 
 
 
 
7) Se dois grupos idênticos estão no mesmo lado da ligação dupla, o 
composto pode ser designado cis; se eles estão em lados opostos, o 
composto pode ser designado trans. 
 
 
 
 
HIDROCARBONETOS – ALCINOS 
 
 Fórmula Geral Alcinos: CnH2n-2. 
 
 Fórmula Geral Cicloalcinos: CnH2n-4. 
 
 
 Os alcinos não-ramificados recebem os nomes trocando-se o –ano do 
nome do alcano correspondente com a terminação –ino. 
 
 
 
 As localizações dos grupos substituintes de alcinos ramificados e 
alcinos substituídos também são indicadas com números. Um grupo –OH 
tem prioridade sobre a ligação tripla quando se numera a cadeia de um 
alcinol. 
 
 
 
 
DIENOS E DIINOS 
 
 São hidrocarbonetos que possuem duas duplas ou duas triplas 
ligações C-C. 
 
1,3-butadieno 1,3-butadiino 
 
 
HIDROCARBONETOS AROMÁTICOS 
 
 Os anéis aromáticos são representados por um hexágona com um 
círculo inscrito para denotar o caráter aromático. Não existe uma regra de 
nomenclatura para os hidrocarbonetos aromáticos. Deve-se saber o nome 
usual de cada composto base. 
CH3
benzeno naftaleno antraceno tolueno oumetilbenzeno 
 
 
 
 
 BENZENOS MONOSSUBSTITUÍDOS: 
 
1) O benzeno é o nome-pai e o substituinte é simplesmente indicado por um 
prefixo. 
 
 
 
2) Para outros compostos, o substituinte e o anel de benzeno tomados 
conjuntamente podem formar um novo nome-pai. 
 
 
 
 DOIS SUBSTITUINTES: As suas posições relativas são indicadas 
pelos prefixos orto, meta e para ou através do uso de números. 
 
 
 
 Os dimetilbenzenos são normalmente chamados de xilenos: 
 
 
 
 Se mais de dois grupos estão presentes no anel benzênico, suas 
posições devem ser indicadas através do uso de números. O anel benzênico 
é numerado de forma a fornecer os menores números possíveis para os 
substituintes. 
 
 
 
 Quando um substituinte é aquele que, quando tomado junto com o 
anel benzênico fornece um novo nome-base, supõe-se que aquele 
substituinte está na posição 1 e o novo nome-pai é utilizado. 
 
 
 
 GRUPO FENILA: Quando o anel de benzeno está ligado a algum 
grupo de átomos em uma molécula. 
 
C6H5- Ph- Ar- (se houver substituintes no anel) 
 
 
 
 GRUPO BENZILA: A combinação de um grupo fenila e um grupo 
-CH2. 
 
H2
C
H2
C Bn-C6H5CH2- 
 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233 
 
 
AULA 07 
 
 
GRUPOS FUNCIONAIS 
 
 
 As moléculas de compostos em uma família em particular são 
caracterizadas pela presença de um determinado arranjo de átomos 
denominados grupo funcional. Um grupo funcional é a parte de uma 
molécula onde as suas reações químicas ocorrem. É a parte que efetivamente 
determina as propriedades químicas do composto (e muitas das suas 
propriedades físicas também). 
 
 
HALETOS DE ALQUILA (HALOALCANOS) 
 
 
 Os haletos de alquila são compostos nos qual um átomo de halogênio 
substitui um átomo de hidrogênio de um alcano. 
 
 CLASSIFICAÇÃO DOS HALETOS DE ALQUILA: Primários 
(1°), Secundários (2°) ou Terciários (3°). Essa classificação é baseada no 
átomo de carbono ao qual o halogênio está diretamente ligado. 
 
 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS CARBONOS 
 
Carbono Primário: É o carbono ligado a apenas um outro carbono. Grupo 
alquila: Têm um hidrogênio removido de um carbono primário. 
 
Carbono Secundário: É o carbono ligado a dois outros carbonos. Grupo 
alquila: Um grupo sec-butila têm um hidrogênio removido de um carbono 
secundário. 
 
Carbono Terciário: É o carbono que está ligado a três outros carbonos. 
Grupo alquila: Um grupo tert-(terc-)butila têm um hidrogênio removido de 
um carbono terciário. 
 
 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS HIDROGÊNIOS 
 
 Os átomos de hidrogênio de um alcano são classificados com base no 
átomo de carbono ao qual eles estão ligados. 
 
 
 
NOMENCLATURA DE HALETOS DE ALQUILA 
 
 Os alcanos contendo substituintes de halogênios recebem os nomes no 
sistema substitutivo da IUPAC como haloalcanos. 
 
 
 
 Quando a cadeia principal tem tanto um substituinte halo quanto um 
alquila ligado a ela, numere a cadeia a partir da ponta mais próxima do 
primeiro substituinte independentemente de ele ser o halo ou o alquila. Se 
dois substituintes estão a distâncias iguais da ponta da cadeia, então numere 
a cadeia a partir da ponta mais próxima do substituinte que tem precedência 
alfabética. 
 
 
 
 Os nomes comuns como haletos de alquila. 
 
 
 
 
ÁLCOOIS 
 
 
 O grupo funcional característico para esta família de compostos 
orgânicos e a hidroxila “OH”, ligada a um átomo de carbono com 
hibridização sp3. 
 
 CLASSIFICAÇÃO DOS ÁLCOOIS: Os álcoois são classificados 
como primário, secundário ou terciário, dependendo se o grupo OH está 
ligado a um carbono primário, secundário ou terciário- da mesma forma que 
os haletos de alquila são classificados. 
 
 
 
NOMENCLATURA DE ÁLCOOIS 
 
 Nomenclatura substitutiva IUPAC: Um nome pode ter as quatro 
seguintes características: localizador, prefixos,composto principal e 
sufixos. 
 
 
 
 O localizador para o sufixo (independentemente se ele é um álcool ou 
outro grupo funcional) pode ser colocado antes do nome principal ou 
imediatamente antes do sufixo (4-metilexano-1-ol). 
 
Procedimento ao dar nomes substitutivos aos álcoois: 
 
1) Selecione a cadeia contínua mais longa à qual o grupo hidroxila está 
diretamente ligado. Troque o nome do alcano correspondendo a essa cadeia 
retirando a terminação o e adicionando o sufixo –ol. 
 
2) Numere a cadeia contínua mais longa de carbono de maneira a fornecer 
ao átomo de carbono contendo o grupo hidroxila o menor número. 
Indique a posição do grupo hidroxila usando esse número como um 
localizador; indique as posições dos outros substituintes (como prefixos) 
usando os números correspondentes às suas posições ao longo da cadeia de 
carbono como localizadores. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NOMES COMUNS DOS ÁLCOOIS 
 
 
 
 DOIS GRUPOS HIDROXILA: São comumente chamados de 
glicóis. No sistema substitutivo da IUPAC eles recebem os nomes de dióis: 
 
 
 
 
ÉTERES 
 
 
 Os éteres têm a fórmula geral R-O-R (éter simétrico) ou R-O-R´ 
(éter assimétrico), onde R´ pode ser um grupo alquila (ou fenila) diferente 
de R. 
 
 
 
NOMENCLATURA DE ÉTERES 
 
Nomes comuns: Os dois grupos que estão ligados ao átomo de oxigênio são 
simplesmente listados (em ordem alfabética), adicionando-se o sufixo ico ao 
último, precedidos pela palavra éter. 
 
 
 
Nomes substitutivos da IUPAC: Devem ser utilizados para éteres 
complicados e para compostos com mais de uma ligação de éter. Os éteres 
recebem nomes como alcoxilalcanos. O grupo RO- é um grupo alcoxila. 
 
 
 
Éteres cíclicos: 
 
 
 
 
 
 
 
AMINAS 
 
 
 As aminas podem ser consideradas como derivados da amônia. 
 
 
 
 As aminas são classificadas como aminas primárias, secundárias ou 
terciárias. Esta classificação é baseada no número de grupos orgânicos que 
estão ligados ao átomo de nitrogênio. 
 
 
 
NOMENCLATURA DE AMINAS 
 
Nomes comuns: O nome comum de uma amina consiste no nome do grupo 
alquila ligado ao nitrogênio, em ordem alfabética, seguido por “amina”. 
 
NH2 H
N
CH3
Metilamina Metilpropilamina
N
Etilmetilpropilamina 
 
Nomes substitutivos da IUPAC: O final –o do nome da cadeia principal é 
substituido por –amina. Um número identifica o carbono ao qual o 
nitrogênio está ligado. 
 
 O nome de qualquer grupo alquila ligado ao nitrogênio é precedido 
por “N” (em itálico) para indicar que o grupo está ligado ao nitrogênio em 
vez de a um carbono. 
 
 
 
 Os substituintes: Independentemente de quando estão ligados ao 
nitrogênio ou a cadeia principal, são listados em ordem alfabética e depois 
um número ou um “N” é designado para cada um. A cadeia é numerada na 
direção que dê o menor número possível para o sufixo do grupo funcional. 
 
 
 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS DE ALCANOS, HALETOS DE 
ALQUILA, ÁLCOOIS, ÉTERES E AMINAS 
 
 
PONTO DE EBULIÇÃO 
 
Os pontos de ebulição de substâncias de qualquer série homóloga 
aumentam com o peso molecular por causa do aumento nas forças de van 
der Waals. 
 
 
 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO: 
 
 
 
Aminas-Alcanos: Aminas primárias e secundárias formam ligações 
de hidrogênio, as aminas têm pontos de ebulição maiores que os alcanos 
com peso similar. 
 
 Aminas-Alcoóis: O nitrogênio não é tão eletronegativo quanto o 
oxigênio, de modo que as ligações de hidrogênio entre as moléculas de 
aminas são mais fracas que as ligações de hidrogênio entre moléculas de 
álcool. Uma amina, dessa forma, tem ponto de ebulição menor que um 
álcool com peso molecular semelhante. 
 
 Aminas: Aminas primárias têm maiores pontos de ebulição que as 
secundárias, que tem maiores pontos de ebulição que as aminas terciárias. 
 
 
 POLARIZIBILIDADE: 
 
 
 
Haletos de alquila: Tanto as forças de van der Waals quanto as 
interações dipólo-dipólo precisam ser superadas. Quando o átomo de 
halogênio aumenta em tamanho, a nuvem eletrônica também aumenta. 
Quanto mais polarizado o átomo, mais forte são as interações de van der 
Waals. 
 
 
PONTO DE FUSÃO 
 
Os pontos de fusão de alcanos aumentam (com poucas excessões) em 
uma série homóloga quando o peso molecular aumenta. 
 
Pontos de fusão de alcanos linear: Alcanos com número par de 
átomos de carbono caem em uma curva de ponto de fusão que é maior que a 
curva de ponto de fusão de alcanos com número ímpar de átomos de 
carbonos. 
 
 
 
 Empacotamento: É a propriedade que determina quanto uma 
molécula individual é bem acomodada em uma rede cristalina. Quanto mais 
compacta a acomodação, maior é a energia necessária para quebrar a rede 
cristalina e fundir a substância. 
 
 
SOLUBILIDADE 
 
Alcanos: São apolares, oque os levam os seres solúveis em solventes 
apolares e insolúveis em solventes polares como a água. 
 
 Álcool: Tem tanto um grupo alquila apolar quanto um grupo OH 
polar. Quando o grupo alquila aumenta em tamanho, o álcool se torna a 
fração mais significativa da molécula, e a substância se torna cada vez 
menos solúvel em água. Álcoois com menos de quatro átomos de carbono 
são solúveis em água, mas álcoois com mais de quatro átomos de carbono 
são insolúveis. 
 
 Álcoois com grupo alquila ramificados são mais solúveis em água 
que álcoois com grupos alquila sem ramificações com o mesmo número de 
carbonos, uma vez que as ramificações reduzem ao mínimo a superfície de 
contato da porção apolar da molécula. 
 
 Éter dietílico: Um éter com quatro átomos de carbono não é solúvel 
em água. 
 
 
 Aminas com baixo peso molecular são solúveis em água porque 
podem formar ligações de hidrogênio com a água. 
 
 As aminas primárias são mais solúveis que as secundárias porque 
as primárias têm dois hidrogênios que podem fazer ligações de hidrogênio. 
As aminas terciárias são menos solúveis em água que as aminas 
secundárias com o mesmo número de carbonos. 
 
 Os haletos de alquila tem algum caráter polar, porém apenas o 
fluoreto de alquila tem um átomo que pode formar uma ligação de 
hidrogênio com a água. Isso significa que fluoretos de alquila são os 
haletos mais solúveis em água. 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233 
 
 
AULA 08 
 
 
ALDEÍDOS E CETONAS 
 
 
 Tanto os aldeídos quanto as cetonas contêm o GRUPO 
CARBONILA – um grupo no qual um átomo de carbono tem uma ligação 
dupla com o oxigênio: 
 
 
 
 ALDEÍDOS: O grupo carbonila nos aldeídos está ligado no mínimo a 
um átomo de hidrogênio. 
 
 
 
 Nomenclatura IUPAC: Trocando-se a terminação –o do nome do 
alcano correspondente por –al. Quando outros substituintes estão presentes, 
ao carbono do grupo carbonila é atribuída a posição 1. 
 
 
 
 Os aldeídos, nos quais o grupo –CHO está ligado a um sistema de 
anel, recebem o nome substitutivamente adicionando-se o sufixo 
carbaldeído. 
 
 
 
 Alguns aldeídos aromáticos obtidos de fontes naturais têm fragrâncias 
muito prazerosas. 
 
 
 
 CETONAS: O grupo carbonila nas cetonas está ligado a dois átomos 
de carbono. 
 
 
 
 
 Nomenclatura IUPAC: Trocando-se o final –o do nome do alcano 
correspondente por –ona. A cadeia é, então, numerada de maneira que 
forneça ao átomo de carbono da carbonila o menor número possível, e esse 
número é utilizado para designar a sua posição. 
 
 
 
 
 
 
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS, ÉSTERES E AMIDAS 
 
 
 Os ácidos carboxílicos, os ésteres e as amidas contêm um grupo 
carbonila que está ligado a um átomo de oxigênio ou nitrogênio. 
 
 ÁCIDOS CARBOXÍLICOS: Têm um grupo hidroxila ligado a um 
grupo carbonila. O grupo funcional, -COOH, é chamado de grupo carboxila 
(carbonila + hidroxila).Nomenclatura IUPAC: Os nomes sistemáticos da IUPAC são 
obtidos retirando-se o final –o do nome do alcano correspondente à cadeia 
mais longa no ácido e adicionando-se a terminação –óico precedida da 
palavra ácido. Ao átomo de carbono da carboxila é atribuído o número 1. 
 
 
 
Ácido Fórmico é um líquido irritante produzido por formigas (a dor 
da picada da formiga é causada, em parte, pela injeção de ácido fórmico sob 
a pele). 
 
 Ácido Acético é a substância responsável pelo sabor azedo do 
vinagre, e produzido quando certas bactérias atuam sobre o álcool etílico do 
vinho, causando a oxidação do álcool pelo ar. 
 
 ÉSTERES: Têm a fórmula geral RCO2R’, onde um grupo carbonila 
está ligado ao grupo alcoxila. 
 
 
 
 Os ésteres podem ser preparados a partir de um ácido carboxílico e 
um álcool através da perda catalisada por ácido de uma molécula de água. 
 
 
 
 Nomenclatura IUPAC: São derivados dos nomes do ácido (com a 
terminação –ato ou –oato) e do álcool (com a terminação –ila). A parte do 
nome derivado do ácido vem primeiro seguida da preposição de. 
 
 
 
 Os ésteres normalmente têm odores prazerosos, alguns lembrando o 
cheiro de frutas. 
 
 
 
 AMIDAS: As amidas têm as fórmulas RCONH2, RCONHR’ ou 
RCONR’R’’, onde um grupo carbonila está ligado a um átomo de nitrogênio 
sustentando hidrogênio(s) e/ou grupo(s) alquila. 
 
 
 
 Nomenclatura: As amidas que não têm substituintes no nitrogênio 
recebem seus nomes trocando-se a palavra ácido e a terminação –ico do 
nome comum (ou –óico do nome substitutivo) pela terminação –amida. Os 
grupos alquila do átomo de nitrogênio das amidas recebem seus nomes como 
substituintes, e o nome do substituinte é precedido por N- ou N,N-. 
 
 
 
 
NITRILAS 
 
 
 Uma nitrila tem a fórmula R-CN. O carbono e o nitrogênio de uma 
nitrila são hibridizados sp. Na nomenclatura sistemática da IUPAC, as 
nitrilas acíclicas são nomeadas adicionando-se o sufixo nitrila ao nome do 
hidrocarboneto correspondente. O átomo de carbono do grupo –CN recebe o 
número 1. 
 
 
 
 As nitrilas cíclicas são nomeadas adicionando-se o sufixo 
carbonitrila ao nome do sistema cíclico ao qual o grupo –CN está ligado. 
 
 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233 
 
 
ANEXO 
 
 
GRUPOS FUNCIONAIS 
 
 
LIGAÇÕES CARBONO-OXIGÊNIO 
 
SAL DE ÁCIDO CARBOXÍLICO: Derivado de ácido carboxílico, onde o 
hidrogênio do grupo OH foi substituído por um cátion. 
 
Mg2+ C CH3
O
O
2
etanoato de magnésio 
 
HALETO DE ÁCIDO: Derivado de ácido carboxílico, onde o grupo OH 
foi substituído por um atômo de halogênio. 
 
cloreto de metanoila
O
ClH
 
 
ANIDRIDO DE ÁCIDO CARBOXÍLICO: Obtido pela retirada de 1 
molécula de água de dois grupos carboxilas, com simultânea união desses 
grupos (desidratação de ácido carboxílico). 
 
anidrido etanóico propanóico
O
OH3C CH2CH3
O
 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES CARBONO-NITROGÊNIO 
 
ISONITRILO(A): Derivado do isocianeto de hidrogênio (HNC) pela 
substituição do hidrogênio por uma cadeia carbônica. 
 
H C NC
H
H
metilcarbamila 
 
NITROCOMPOSTO: Apresenta o grupo nitro –NO2 ligado a uma cadeia 
carbônica. 
 
nitrometano
H3C NO2
 
 
IMINA: Possui o grupo =N-H ligado a um radical bivalente alquileno ou 
alquilideno. 
 
etilidenoimina
H3C CH
N H
 
 
IMIDA: São amidas secundárias, isto é, com o nitrogênio ligado a dois 
grupos –C=O, de cadeia carbônica cíclica. Não segue a nomenclatura 
IUPAC. 
 
italimida
N
O
O
H
 
 
 
 
 
 
HIDRAZINA: Possui o grupo N-N ligado a hidrogênio ou a uma cadeia 
carbônica. 
 
metil-hidrazina
N N
H
H3C H
H
 
 
HIDRAZONA: Obtido da reação entre um aldeído ou uma cetona com a 
hidrazina. 
 
etil-hidrazona
H3C CH
N NH2
 
 
 
LIGAÇÕES CARBONO-ENXOFRE 
 
ÁCIDO SULFÔNICO: Apresenta o grupo sulfônico (-SO3H) ligado a uma 
cadeia carbônica. 
 
ácido metano-sulfônico
H3C S
O
O
OH S
O
O
OH
ácido benzeno-sulfônico 
 
TIO-ÁLCOOIS: Apresentam o grupo –SH ligado a carbono saturado. 
 
metanotiol
H3C SH
 
 
TIO-ÉTERES: Apresentam o enxofre como heteroátomo, isto é, entre dois 
carbonos. 
 
metil-tio-etano
H2
C SH3C CH3
 
 
 
DISSULFETOS: 
 
dissulfeto de alila
S S
 
 
 
LIGAÇÕES CARBONO-FÓSFORO 
 
FOSFINAS: 
 
etilfosfina
CH3CH2PH2 (CH3CH2CH2CH2)2PH (C6H5)3P
di-n-butilfosfina trifenilfosfina 
 
 
LIGAÇÕES CARBONO-SILÍCIO 
 
SILANOS: 
 
tetrametilsilano
Si
H3C CH3
CH3H3C
 
 
 
LIGAÇÕES CARBONO-BORO 
 
BORANOS: 
 
trietilborano
B
 
 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES CARBONO-METAL 
 
ORGANOLÍTIO: 
 
t-butillítio
Li
δ− δ+
 
 
COMPOSTOS DE GRIGNARD: Possui um carbono saturado ligado a um 
átomo de magnésio, que por sua vez encontra ligado a um halogeneto: 
cloreto, brometo ou iodeto. 
 
cloreto de metilmagnésio
H3C MgCl
δ− δ+
 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233 
 
 
AULA 09 
 
 
REAÇÕES E SEUS MECANISMOS 
 
 
 Substituições: 
 
 
 
 Adições: 
 
 
 
 Eliminações: 
 
 
 
 Arranjo: 
 
 
 
 
CISÃO DAS LIGAÇÕES COVALENTES, INTERMEDIÁRIOS E 
ESTABILIDADE 
 
 
 HETERÓLISE: Um fragmento retira ambos os elétrons da ligação, 
deixando o outro fragmento com um orbital vazio. Esse tipo de quebra 
produz fragmentos carregados ou íons. 
 
 
 
 A heterólise de uma ligação normalmente requer que a ligação seja 
polarizada. 
 
 
 
 Freqüentemente, a heterólise é assistida por uma molécula com um 
par de elétrons não-compartilhado que pode formar uma ligação com um dos 
átomos. 
 
 
 
 HOMÓLISE: A ligação quebra-se de forma que cada fragmento 
retira um dos elétrons da ligação. Esse processo produz fragmentos com 
elétrons desemparelhados chamados de radicais. A separação dos dois 
elétrons é simbolizada por meias-setas que se dirigem da ligação para cada 
átomo. 
 
 
 
 O radical livre: Devido aos elétrons desemparelhados, os radicais e 
os átomos livres são muito reativos e, em geral, não são isolados. Eles 
ocorrem, entretanto, em baixa concentração como intermediários não 
observados em muitas reações. 
 
LIGAÇÃO NO CÁTION METILA, NO RADICAL METILA E NO 
ÂNION METILA 
 
 
 Nem todos os átomos de carbono formam quatro ligações. Um 
carbono com uma carga positiva, uma carga negativa, ou um elétron 
desemparelhado formam apenas três ligações. 
 
 O CÁTION METILA: 
 
 O carbono carregado positivamente no cátion metila é ligado a três 
átomos, de modo que ele hibridiza três orbitais – um s e dois p (sp2). Seu 
orbital p não hibridizado fica vazio. O carbono carregado positivamente e os 
três átomos ligados a ele ficam no plano. O orbital p fica perpendicular ao 
plano. 
 
 
 
 Estabilidades relativas dos carbocátions: Os carbocátions são 
classificados de acordo com o número de substituintes que estão ligados ao 
carbono carregado positivamente: um carbocátion primário tem apenas um 
substituinte, um carbocátion secundário tem dois, e um carbocátion 
terciário tem três substituintes. 
 Quando falamos em estabilidade de carbocátions, falamos de suas 
estabilidades relativas: carbocátions não são estáveis. Os carbocátions são 
estabilizados por grupos doadores de elétrons. Os grupos alquila são mais 
doadores de elétrons do que um hidrogênio. 
 
 
 
 Hiperconjugação: No cátion etila, o orbital de uma ligação σ C-H 
adjacente pode se sobrepor ao orbital p vazio. Esta dispersão da carga 
positiva estabiliza o carbocátion porque a espécie carregada é mais estável se 
a carga está dispersa (deslocalizada) sobre mais de um átomo. Isto é 
chamada hiperconjugação. 
 
 
 
 O ÂNION METILA: 
 
 O carbono carregado negativamente no ânionmetila tem três pares de 
elétrons ligantes e um par livre. Um carbono carregado negativamente é 
hibridizado em sp3. No ânion metila, três dos orbitais sp3 do carbono se 
sobrepõem cada um ao orbital s de um hidrogênio, e o quarto orbital sp3 
segura o par livre. 
 
 
 
 Estabilidades relativas dos carbânions: Os carbânions são 
carregados negativamente, por essa razão são desestabilizados pelos grupos 
alquila. 
 
 
 
 O RADICAL METILA: 
 
 O átomo de carbono no radical metila também é hibridizado em sp2. O 
radical metila difere do cátion metila por um elétron desemparelhado. Tal 
elétron está no orbital p. 
 
 
 
 Estabilidades relativas de radicais alquila: As estabilidades 
relativas de radicais alquila primário, secundário e terciário apresentam a 
mesma ordem de estabilidade relativa dos carbocátions primário, 
secundário e terciário. Entretanto, as diferenças energéticas entre os 
radicais são bem menores do que entre os carbocátions. 
 
 
SELETIVIDADE NAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
 REAÇÕES DE ADIÇÃO ELETROFÍLICA – ADIÇÃO 
MARKOVNIKOV: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ADIÇÃO DE RADICAIS – ADIÇÃO ANTI-MARKOVNIKOV: 
 
 A adição de HBr ao 1-buteno forma 2-bromobutano. A formação de 
1-bromobutano requer uma adição anti-Markovnikov de HBr. Caso, um 
peróxido de alquila (ROOR) for adicionado ao meio reacional, o produto da 
reação será o 1-bromobutano desejado. 
 
 
 
Um peróxido reverte a ordem de adição porque altera o mecanismo da 
reação uma vez que leva a um radical Br, que é um eletrófilo. A regra de 
Markovnikov não é seguida porque se aplica somente quando o 
eletrófilo for um hidrogênio. 
 
 
 
 Um radical é altamente reativo porque necessita de um elétron para 
completar seu octeto. O radical alcoxila completa seu octeto ao remover um 
elétron da molécula de HBr, formado um radical bromo. 
 
 
 
 
 
 
Reação de adição radicalar: 
 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233 
 
 
AULA 10 
 
 
ÁCIDOS E BASES 
 
 
A Definição de Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry 
 
ÁCIDO: Uma espécie que pode doar (ou perder) um próton. 
BASE: Uma espécie que pode receber (ou remover) um próton. 
 
 
 
BASE CONJUGADO: A molécula ou íon que se forma quando um ácido 
perde seu próton. 
ÁCIDO CONJUGADO: A molécula ou íon que se forma quando uma base 
recebe um próton. 
 
A Definição de Ácidos e Bases de Lewis 
 
ÁCIDOS: Definidos como receptores de par de elétrons. Inclui todos os 
ácidos doadores de prótons e alguns ácidos adicionais que não tem prótons. 
Um átomo deficiente em elétrons (elementos do Grupo 3A) pode agir 
como um ácido de Lewis. 
BASES: Definidas como doadores de par de elétrons. 
 
 
 
A Força de Ácidos e Bases: Ka e pKa 
 
ACIDEZ: É a medida da tendência de uma substância doar um próton. 
BASICIDADE: É a medida da afinidade da substância por um próton. 
 
Ácido forte como cloreto de hidrogênio: Quase toda a molécula se 
dissocia, o que significa que os produtos são favorecidos no equilíbrio. 
Ácido muito fraco como ácido acético: Poucas moléculas se dissociam, 
então os reagentes são favorecidos no equilíbrio. 
 
Duas setas com meia farpa são usadas para designar equilíbrios de reação. 
Uma seta longa é desenhada para as espécies favorecidas no equilíbrio. 
 
 
 
A Constante de Acidez, Ka: A constante de equilíbrio da reação, Keq, 
indica se uma reação reversível favorece reagentes ou produtos no 
equilíbrio. O grau ao qual um ácido (HA) se dissocia é normalmente 
determinado em uma solução diluída, de modo que a concentração da água 
fica praticamente constante. A expressão de equilíbrio, portanto, pode ser 
reescrita usando uma nova constante chamada constante de dissociação 
ácida, Ka. Quanto maior a constante de dissociação do ácido, mais forte é o 
ácido. 
 
 
 
 
A Acidez e o pKa: A força de um ácido é geralmente indicado pelo seu valor 
de pKa no lugar de seu valor de Ka, onde: 
 
pKa = -log Ka 
 
 
 
Quanto menor o pKa, mais forte é o ácido. Força do ácido em água. 
 
ácido muito forte pKa < 1 
ácidos moderatamente fortes pKa = 1 – 5 
ácidos fracos pKa = 5 – 15 
ácidos extremamente fracos pKa > 15 
A Acidez e o pH: O pH de uma solução indica a concentração de íons 
hidrogênio carregados positivamente na solução. A concentração pode ser 
indicado com [H+] ou, como um íon hidrogênio solvatado em água, como 
[H3O+]. Quanto menor o pH, mais ácida é a solução. Soluções ácidas têm 
valores de pH menores que 7; soluções básicas têm pH maior que 7. A 
escala de pH é usada para descrever a acidez de uma solução; o pKa é 
característico de uma substância particular. 
 
pH = -log [H3O+] 
 
 
 
Prevendo a Força das Bases: Quanto maior o pKa do ácido conjugado, 
mais forte é a base. 
 
 
 
 
Prevendo o Resultado de Reações Ácido-Base 
 
 As reações ácido-base sempre favorecem a formação do ácido mais 
fraco e da base mais fraca. 
 
 
 
A Solubilidade em Água como Resultado da Formação de Sal: Por causa 
de sua acidez, os ácidos carboxílicos insolúveis em água dissolvem-se em 
hidróxido de sódio aquosa; eles se dissolvem ao reagirem para formar sais 
de sódio solúveis em água. 
 
 
 
A RELAÇÃO ENTRE ESTRUTURA E ACIDEZ 
 
 A força de um ácido de Brønsted-Lowry depende da extensão na qual 
um próton pode ser separado dele e transferido para uma base. Quanto mais 
fraca a base, mais forte é seu ácido conjugado, ou quanto mais estável a 
base, mais forte é seu ácido conjugado. 
 
Compostos em uma mesma família da tabela periódica: A força da 
ligação com o próton é o efeito dominante. Quanto menos efetiva a 
superposição de orbital, mais fraca é a ligação e mais forte é o ácido. 
 
 
 
 
 
Compostos em um determinado período da tabela periódica: A acidez 
aumenta da esquerda para a direita. As forças de ligação variam um pouco, 
mas o fator predominante torna-se a eletronegatividade do átomo ligado ao 
hidrogênio. A eletronegatividade do átomo afeta a polaridade da ligação ao 
próton e afeta a estabilidade relativa do ânion (base conjugada) que se forma 
quando o próton é perdido. 
 
 
 
 
 
 Uma vez que o H-F é o ácido mais forte nessa série, sua base 
conjugada, o íon fluoreto (F-), será a base mais fraca. 
 
 
 
O Efeito da Hibridização: 
 
 
 
 Ter mais caráter s significa que os elétrons do ânion serão, em média, 
mais baixos em energia e o ânion será mais estável. 
 
Eletronegatividades relativas dos átomos de carbono: sp > sp2 > sp3. 
 
Basicidade Relativa dos Carbânions: 
 
 
 
Efeito Indutivo por Retirada de Elétrons: Significa puxar elétrons por 
meio de uma ligação sigma. 
 
 
 
 O efeito de um substituinte na acidez de uma substância diminui 
quando a distância entre os substituintes e o átomo de oxigênio aumenta. 
 
 
A ACIDEZ DOS ÁCIDOS CARBOXÍLICOS 
 
 
 
 
Efeitos de Ressonância: Duas estruturas de ressonância podem ser escritas 
para um ácido carboxílico e duas para o ânion, e pode-se supor que a 
estabilização de ressonância do ânion é maior porque as estruturas de 
ressonância para o ânion são equivalentes e porque não ocorre separação de 
cargas opostas nelas. 
 
 
 
 Nenhuma estrutura de ressonância estabilizante é possível para um 
álcool ou seu ânion. 
 
 
 
 
 
 
Efeito Indutivo: A atração de elétrons do grupo carbonila quando 
comparado com o grupo CH2 na posição correspondente do etanol. 
 
 
 
 O próton do ácido carboxílico é mais positivo do que o próton do 
álcool. Essa maior carga positiva no próton do ácido carboxílico ajuda a 
explicar por que o próton separe-se mais facilmente. 
 
 O efeito indutivo de atração de elétrons do grupo carbonila estabiliza 
o íon acetato que se forma do ácido acético, econseqüentemente o íon 
acetato é uma base mais fraca do que o íon etóxido: 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233 
 
 
AULA 11 
 
 
ESTRUTURAS COM DESLOCALIZAÇÃO ELETRÔNICA E 
RESSONÂNCIA 
 
 
Elétrons localizados: Elétrons restritos a uma região particular, pertencem a 
um único átomo ou são limitados a uma ligação entre dois átomos. 
 
 
 
Elétrons deslocalizados: Não pertencem a um único átomo nem são 
confinados a uma ligação entre dois átomos. 
 
 
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS 
 
 
Deslocalização de elétrons: A carga negativa é compartilhada por ambos os 
átomos de oxigênio porque os elétrons são “deslocalizados”. 
 
Contribuintes de ressonância: A seta de duas cabeças é usada para indicar 
que a atual estrutura é um híbrido. Os dois contribuintes de ressonância 
diferem apenas na localização de seus elétrons π e pares de elétrons livres. 
Todos os átomos ficam no mesmo lugar. 
 
Híbrido de Ressonância: É um misto dos dois contribuintes de ressonância. 
A seta de duas cabeças entre os dois contribuintes de ressonância é usada 
para indicar que a atual estrutura é um híbrido. 
 
 
 
 
BENZENO 
 
 
 A fórmula molecular (C6H6) nos diz que o benzeno tem oito 
hidrogênios a menos que um alcano acíclico com seis carbonos (CnH2n+2 = 
C6H14). O benzeno, portanto, têm grau de insaturação de quatro. Isso 
significa que ele pode ser uma substância acíclica com quatro ligações π, 
uma substância cíclica com três ligações π, uma substância bicíclica com 
duas ligações π, uma substância tricíclica com uma ligação π ou uma 
substância tetracíclica. 
 
Características do benzeno: 
1. Quando um dos átomos de hidrogênio do benzeno é substituído por um 
átomo diferente, somente um produto é obtido. 
2. Quando o produto substituído sofre uma segunda substituição, três 
produtos são obtidos. 
 
 
 
 Uma vez que somente um produto é obtido quando qualquer um dos 
átomos de hidrogênio é substituído por outro átomo, sabemos que todos os 
hidrogênios devem ser idênticos. 
 
 
 
 Nenhuma dessas estruturas é coerente com a observação de que três 
substâncias são obtidas se um segundo hidrogênio for substituído com outro 
átomo. 
 
 
 
 
 
 A hidrogenação do benzeno produz ciclohexano. O benzeno possui 
um anel de seis carbonos. 
 
 
 
 Técnicas de raios X: O benzeno é uma molécula planar e as seis 
ligações carbono-carbono têm o mesmo comprimento. O comprimento de 
cada ligação carbono-carbono é 1,39 Å, a qual é menor que uma ligação 
simples (1,54 Å), mas é maior que uma ligação dupla (1,33 Å). Em outras 
palavras, o benzeno não tem ligações duplas e simples alternadas. 
 
AS LIGAÇÕES DO BENZENO 
 
Cada um dos seis átomos de carbono é hibridizado em sp2. Um 
carbono hibridizado em sp2 tem ângulos de ligação de 120° - idêntico ao 
tamanho dos ângulos de um hexágono planar. Cada carbono também tem um 
orbital p em ângulos retos aos orbitais sp2. Pelo fato de o benzeno ser planar, 
os seis orbitais p são paralelos. 
 A sobreposição de orbitais p forma duas nuvens contínuas de elétrons, 
uma acima e outra abaixo do plano do anel. Cada um dos seis elétrons π, 
assim, não está localizado em um único carbono nem em uma ligação entre 
dois carbonos. Ao contrário, cada elétron π é compartilhado por todos os seis 
carbonos. O seis elétrons π estão deslocalizados – eles vagam livremente 
dentro das nuvens eletrônicas que existem acima e abaixo do anel de átomos 
de carbono. 
 
 
CONTRIBUINTES DE RESSONÂNCIA E HÍBRIDOS DE 
RESSONÂNCIA 
 
 A estrutura aproximada com elétrons localizados é chamada 
contribuinte de ressonância, estrutura de ressonância ou estrutura 
contribuinte de ressonância. Contribuintes de ressonância são apenas um 
modo conveniente de mostrar os elétrons π; eles não demonstram nenhuma 
distribuição eletrônica real. A estrutura real com elétrons deslocalizados é 
chamada híbrido de ressonância. 
 
 
 
 A deslocalização eletrônica ocorre somente se todos os átomos que 
compartilham os elétrons deslocalizados estiverem no mesmo plano para que 
seus orbitais p possam se sobrepôr efetivamente. Por exemplo, o 
ciclooctatetraeno não é planar; ele se apresenta com o formato de um bote. 
Uma vez que os orbitais p não se sobrepõem, cada par de elétrons π está 
localizado entre dois carbonos em vez de estar deslocalizado sobre todo o 
anel de oito átomos. 
 
 
 
ENERGIA DE RESSONÂNCIA 
 
 Uma substância com elétrons deslocalizados é mais estável do que 
seria com todos os seus elétrons localizados. A estabilidade extra que uma 
substância ganha tendo elétrons deslocalizados é chamada energia de 
deslocalização ou energia de ressonância. 
 
Benzeno: A energia de ressonância é maior quanto mais estável é o benzeno 
(com três pares de elétrons π deslocalizados) se comparado a uma substância 
desconhecida, irreal, hipotética, o “ciclo-hexatrieno” (com três pares de 
elétrons π localizados). 
 
 O ∆H° para a hidrogenação do ciclo-hexeno é igual a -28,6 kcal/mol. 
Esperaríamos desse modo que o ∆H° para a hidrogenação do “ciclo-
hexatrieno” fosse três vezes o valor encontrado para o ciclo-hexeno, que é -
85,8 kcal/mol. 
 
 
 
 Quando o ∆H° para a hidrogenação do benzeno foi determinado 
experimentalmente, encontrou-se um valor de -49,8 kcal/mol, muito menor 
que o calculado para o “ciclo-hexatrieno” hipotético. 
 
 
 
 O benzeno é 36 kcal/mol mais estável que o “ciclo-hexatrieno”, pois o 
∆H° experimental para hidrogenação do benzeno é 36 kcal/mol menor que o 
calculado para o “ciclo-hexatrieno”. A energia de ressonância nos diz 
quanto mais estável é uma substância com elétrons deslocalizados 
comparado com o que seria se seus elétrons fossem localizados. 
 
 
 
REGRAS PARA DESENHAR OS CONTRIBUINTES DE 
RESSONÂNCIA 
 
 
No desenho dessas estruturas, os elétrons em um contribuinte de 
ressonância são movidos para gerar o próximo contribuinte. Tenha sempre 
em mente as seguintes restrições. 
1- Somente elétrons se movem. O núcleo dos átomos nunca se move. 
2- Os únicos elétrons que podem se mover são elétrons π (elétrons em 
ligações π) e elétrons não-compartilhados. 
3- O número total de elétrons em uma molécula não muda; também não o 
fazem os números de elétrons emparelhados e desemparelhados. 
 
Os elétrons podem ser movidos de acordo com uma das seguintes formas: 
1- Mover elétrons π em direção à carga positiva ou para uma ligação π. 
 
 
 
2- Mover elétrons livres em direção à ligação π. 
 
3- Mover um único elétron não ligante em direção à ligação π. 
 
 
 
IMPORTANTE: Note que, em todos os casos, os elétrons se movem em 
direção a um átomo hibridizado em sp2. Um carbono hibridizado em sp2 é 
também um carbono com uma ligação dupla (podem-se acomodar os novos 
elétrons pela quebra da ligação π) ou um carbono que tem uma carga 
positiva ou um elétron desemparelhado. Os elétrons não se movem em 
direção a um carbono hibridizado em sp3, pois este não pode acomodar mais 
elétrons. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RECONHEÇER SUBSTÂNCIAS COM ELÉTRONS 
DESLOCALIZADOS 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233 
 
 
AULA 12 
 
 
ESTRUTURAS COM DESLOCALIZAÇÃO ELETRÔNICA E 
RESSONÂNCIA 
 
 
ESTABILIDADES PREVISTAS DOS CONTRIBUINTES DE 
RESSONÂNCIA 
 
 Todos os contribuintes de ressonância não contribuem 
necessariamente de modo igual para o híbrido de ressonância. O grau de 
cada contribuição depende da sua estabilidade prevista. A estabilidade 
dos contribuintes de ressonância não pode ser medida, pois estes não são 
reais. Quanto maior a estabilidade prevista do contribuinte de ressonância, 
mais ele contribui para o híbrido de ressonância; e quanto mais ele 
contribui para o híbrido de ressonância, mais o contribuinte é parecido 
com