apostila - quimica orgânica - IFRO

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QUÍMICA ORGÂNICA 
 
Principais fontes de pesquisa utilizadas: 
Química Orgânica - Robert T. Morrison / Robert N. Boyd 
Edições Cardoso - São Paulo, 1961 
Enciclopédia Ciência Ilustrada 
Editora Abril - São Paulo, 1971 
Química Orgânica vol. 4 - Ricardo Feltre / Setsuo Yoshinaga 
Editora Moderna ltda - São Paulo, 1973 
E.D.Q.O. (Estudo Dirigido de Química Orgânica) - Geraldo Camargo de 
Carvalho 
São Paulo Editora S.A. - São paulo, 1976 
Química vol. 3 - Antônio Lembo / Antônio Sardella 
Editora Ática S.A. - São Paulo, 1977 
Química vol. 3 química orgânica - Carmo Gallo Netto 
Editora Scipione ltda. - São Paulo, 1991 
 
 
 
 
 
 
2013 
INSTITUTO FEDERAL DE RONDÔNIA 
CÂMPUS JI-PARANÁ 
PROF. MS. VONIVALDO GONÇALVES LEÃO 
 
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1. INTRODUÇÃO AO ESTUDO DA QUÍMICA ORGÂNICA 
1.1. Histórico 
1.2. Teoria das ligações e hibridação 
1.3. Ligações inermoleculares nos compostos e solubilidade 
1.4. Efeito indutivo na cadeia carbônica 
1.5. Algumas conseqüências do efeito indutivo 
 1.5.1. A estabilidade dos carbocátions 
1.6. Efeito mesomérico na cadeia carbônica 
 1.6.1. Efeito mesomérico em fenóis e aminas aromáticas 
1.7. Comparação da força ácida 
 
 
2. O ÁTOMO DE CARBONO E AS CADEIAS CARBÔNICAS 
2.1. Modelos moleculares estruturais 
2.2. Classificação das cadeias carbônicas 
2.2.1. Cadeias acíclicas ou cadeias abertas ou cadeias 
alifáticas 
2.2.1.1. Quanto à disposição dos átomos 
2.2.1.2. Quanto às ligações entre os átomos 
2.2.1.3. Quanto à natureza dos átomos 
2.2.2. Cadeias cíclicas ou fechadas ou alicíclicas 
2.2.2.1. Quanto à disposição dos átomos 
2.2.2.2. Quanto às ligações entre os átomos 
2.2.2.3. Quanto à natureza dos átomos 
 
 
3. REAÇÕES ORGÂNICAS 
3.1. Rupturas de ligações 
3.1.1. Ruptura homolítica 
3.1.2. Ruptura heterolítica 
3.2. Classificação dos reagentes 
3.3. Mecanismos de reações orgânicas 
3.4. Classificação das reações orgânicas 
3.4.1. Reações de adição 
3.4.2. Reações de substituição 
3.4.3. Reações de eliminação 
3.4.4. Substituição x Eliminação 
 
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HIDROCARBONETOS 
1- Nomenclatura 
2- Radicais livres 
3- A cadeia principal 
4- Sub funções 
ALCANOS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- As conformações moleculares 
3- Algumas fontes naturais e aplicações dos alcanos 
4- Propriedades físicas 
5- Métodos de obtenção 
6- Propriedades químicas 
ALCENOS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- A dupla ligação 
3- Isomeria geométrica 
4- Propriedades físicas 
5- Métodos de obtenção 
6- Propriedades químicas 
DIENOS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Classificação dos dienos 
3- Propriedades físicas 
4- Métodos de obtenção 
5- Propriedades químicas 
ALCINOS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- A ligação tripla 
3- Propriedades físicas 
4- Métodos de obtenção 
5- Propriedades químicas 
HIDROCARBONETOS ALICÍCLICOS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Teoria das tensões de Baeyer 
3- As ligações no ciclohexano 
4- Isomeria geométrica 
5- Propriedades físicas 
6- Métodos de obtenção 
7- Propriedades químicas 
 
 
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HIDROCARBONETOS AROMÁTICOS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Estrutura e estabilidade do benzeno 
3- A aromaticidade 
4- Propriedades físicas 
5- Métodos de obtenção 
6- Propriedades químicas 
7- Orientação da segunda substituição no benzeno 
CARBENOS 
 
 
ISOMERIA ÓPTICA 
Parte 1 
1- A luz polarizada 
2- A atividade óptica 
3- Assimetria e Quiralidade molecula 
4- Rotação específica 
5- Elementos de simetria molecular 
 - Plano de simetria 
 - Eixo de simetria 
 - Centro de simetria 
Parte 2 
6- Moléculas com mais de um carbono assimétrico 
7- Configuração relativa 
8- Configuração absoluta 
 - Configuração absoluta na representação de Fischer 
9- Estereoquímica de reações 
 - Reação no carbono assimétrico 
 - Reação em carbono não-assimétrico 
10- Resolução de racematos 
 
 
HALETOS DE ALQUILA/ARILA 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Aplicações dos haletos 
 
 
 
5 
 
 
 
ÁLCOOIS 
1- Nomenclatura, classificação e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Aplicações dos álcoois 
 
 
FENÓIS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Sais de fenóis 
6- Aplicações dos fenóis 
 
 
ÉTERES 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Aplicações dos éteres 
 
 
ALDEÍDOS E CETONAS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Aplicações dos aldeídos e cetonas 
 
 
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ÁCIDOS CARBOXÍLICOS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Sais de ácidos carboxílicos 
6- Aplicações dos ácidos carboxílicos 
 
 
ÉSTERES 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- As gorduras e o sabão 
6- Aplicações dos ésteres 
 
 
ANIDRIDOS E HALETOS DE ÁCIDOS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Aplicações dos anidridos e dos cloretos de ácidos 
 
 
AMINAS 
1- Nomenclatura, classificação e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Sais e hidróxidos de amina quaternária 
6- Sais de diazônio 
7- Aplicações das aminas 
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AMIDAS 
1- Nomenclatura, classificação e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Aplicações das amidas 
 
 
NITRILAS E ISONITRILAS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Aplicações das nitrilas e isonitrilas 
 
 
NITROCOMPOSTOS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Aplicações dos nitrocompostos 
 
 
ÁCIDOS SULFÔNICOS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Aplicações dos ácidos sulfônicos 
 
 
 
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TIO-COMPOSTOS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- Propriedades físicas 
3- Métodos de obtenção 
4- Propriedades químicas 
5- Aplicações dos tio-compostos 
 
 
COMPOSTOS HETEROCÍCLICOS 
1- Nomenclatura e exemplos 
2- A estabilidade dos compostos heterocíclicos 
3- Propriedades físico-químicas 
4- Principais ocorrências dos compostos heterocíclicos 
5- Algumas aplicações dos compostos heterocíclicos 
6- Os Alcalóides 
 
 
A ESPECTROMETRIA 
Parte 1 
1- Definição e conceitos importantes 
2- A absorção de energia 
3- Espectrometria no Ultravioleta 
 - O gráfico de absorção 
 - Cálculos teóricos de absorção 
Parte 2 
4- Espectrometria no Infravermelho 
 - Os picos de absorção no Infravermelho 
 - Identificação de bandas caracteríticas 
5- Espectrometria de Massa 
Parte 3 
6- Espectrometria de Ressonância Magnética Nuclear (RMN) 
 - A origem do sinal 
 - O deslocamento químico 
 - Identificação dos tipos de hidrogênio 
 - O desdobramento do sinal 
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Parte 4 
6- Espectrometria de RMN do carbono 13 
 - Os sinais do espectro de RMN 13C 
 - O deslocamento químico do 13C 
 - Cálculos teóricos de deslocamento químico do 13C 
 
 
POLÍMEROS 
1- Introdução 
2- Classificação dos polímeros 
 - Quanto à ocorrência - Quanto à natureza da cadeia - 
Quanto à estrutura final do polímero 
3- As reações de polimerização- Polímeros de Adição - Copolímeros - Polímeros de 
Condensação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO AO ESTUDO DA QUÍMICA ORGÂNICA 
1.1- Histórico 
As substâncias encontradas na natureza eram divididas na 
antiguidade, em três grandes reinos: 
 - o vegetal, 
 - o animal e o mineral. 
 Tanto o reino vegetal como o reino animal são constituídos por 
seres vivos ou orgânicos. 
 Apesar de serem conhecidas várias substâncias extraídas de 
produtos naturais, a Química como ciência, teve início no fim da 
Idade Média com o nome de "alquimia". 
Os alquimistas, como eram chamados os primeiros pesquisadores 
tinham por objetivos: 
- transformar qualquer metal em ouro - princípio chamado de 
"pedra filosofal" e 
- o "elixir da vida", para prolongar a vida. 
 O médico Paracelso (Suiço) que também atuava no campo da 
alquimia, afirmou, que "o homem é um composto químico, cujas 
doenças são decorrrentes das alterações desta estrutura, sendo 
necessários medicamentos para combater as enfermidades." 
Foi o início do uso de medicamentos para curar as enfermidades 
da época (séculos XVI e XVII). 
Somente no século XVIII foram extraídas várias substâncias a 
partir de produtos naturais, além daquelas anteriormente 
conhecidas (vinho, fermentação da uva e os produtos obtidos pela 
destilação de várias outras substâncias). 
Neste mesmo século, no ano de 1777, a química foi dividida em 
duas partes de acordo com Torben Olof Bergmann: 
- a Química Orgânica que estudava os compostos obtidos 
diretamente dos seres vivos; 
- a Química Inorgânica que estudava os compostos de origem 
mineral. 
Entretanto, o desenvolvimento da Química Orgânica era 
prejudicado pela crença de que, somente a partir dos organismos 
vivos - animais e vegetais - era possível extrair substâncias 
orgânicas. Tratava-se de uma teoria, conhecida pelo nome de "Teoria 
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da Força Vital, formulada por Jöns Jacob Berzelius, que afirmava: a 
força vital é inerente da célula viva e o homem não poderá criá-la 
em laboratório". 
John Jacob Berzelius (1779-1848): Químico sueco, foi professor 
de Química em Estocolmo e Secretário da Academia de Ciências de seu 
país. Importante cientista de sua época, dentre inúmeras 
contribuições para a ciência, foi quem introduziu, em 1811, os 
símbolos que usamos atualmente para nomear os elementos químicos. 
Em 1828, após várias tentativas, um dos discípulos de 
Berzelius, mais precisamente Friedrich Wöhler, conseguiu por acaso 
obter uma substância encontrada na urina e no sangue, conhecida 
pelo nome de uréia. 
Estando no laboratório, Wöhler aqueceu o composto mineral 
"cianato de amônio" e obteve a "uréia", composto orgânico, 
derrubando assim, a Teoria da Força Vital. 
 
(Aquecimento do cianato de amônio para obtenção da uréia: Síntese 
de Wöhler – 1828.) 
 Friedrich Wöhler (1800 – 1882): Químico alemão e discípulo de 
Berzelius, teve um papel muito importante no desenvolvimento da 
Química Orgânca ( e em algumas áreas da Química Inorgânica) no 
século passado. 
Após o êxito desta experiência vários cientistas voltaram ao 
laboratório para obter outras substâncias orgânicas e verificaram 
que o elemento fundamental era o carbono. 
Em 1858 Friedrich A. Kekulé definiu a Química Orgânica como 
sendo a parte da química dos compostos do carbono. 
Friedrich August Kekulé (1829-1896): Antes de se dedicar ao 
estudo da estrutura molecular de compostos orgânicos, Kekulé 
estudou arquitetura. Suas publicações teóricas sobre as ligações do 
carbono foram de fundamental importância para o desenvolvimento da 
Química Orgânica. 
Dentre os vários postulados de Kekulé, estão: 
• Tetravalência do carbono; 
• O carbono com capacidade de formar cadeias bem como o 
silício; 
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1.2- Teoria das ligações e hibridização 
 
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Uma ligação sigma é formada pelo compartilhamento de spins de 
elétrons em dois orbitais 2p de dois átomos vizinhos. Até o 
momento, estamos ignorando as interações de qualquer orbital 2py e 
2pz que também contém elétrons desemparelhados, mas que não podem 
formar ligações sigma. 
 
 
Quando os elétrons de dois 
hidrogênios se emparelham e os 
orbitais s se sobrepõem, formam uma 
ligação sigma que é aqui 
representada pela superfície 
limitante da nuvem eletrônica. A 
nuvem tem simetria cilíndrica ao 
redor do eixo internuclear 
espalhando-se sobre os dois 
núcleos. 
Uma ligação sigma também pode ser 
formada pelo emparelhamento de 
elétrons de orbitais 1s e 2p (onde 
z é a direção ao longo do eixo 
internuclear). Os dois elétrons da 
ligação se espalham sobre toda a 
região ou espaço ao redor da 
superfície limitante. 
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Orbitais Moleculares e Hibridização do Carbono 
 
Distribuicão Eletrônica em orbitais 
 Os elétrons se distribuem em orbitais seguindo duas regras : o 
Princípio da exclusão de Pauli e a Regra de Hund ou Regra de máxima 
multiplicidade. 
• Princípio da exclusão de Pauli : num orbital existem no máximo 
2 elétrons com spins opostos 
• Regra de Hund ou Regra de máxima multiplicidade : o 
preenchimento dos orbitais de um mesmo subnível deve ser feito 
de modo que tenhamos o maior número possível de elétrons, ou 
seja, desemparelhados. 
Exemplo : 
 
1H ==> 
1s1 
 
3Li ==> 1s2 2s1 
 
6C ==> 1s2 2s2 2p2 
Temos 2 elétrons desemparelhados nos orbitais p
 
 
 De acordo com Pauling, a formação dos pares eletrônicos, 
característicos da ligação covalente, corresponde a uma 
interpretação de orbitais atômicos incompletos, ou seja, que 
possuem só um elétron, sendo que esses elétrons devem apresentar 
spins opostos. Dessa interpenetração resulta um novo orbital, 
denominado orbital molecular, contendo um par eletrônico. Desta 
maneira, cada orbital incompleto de um átomo correspondente à 
possibilidade de uma ligação covalente. Se um átomo, no seu estado 
fundamental, apresentar x orbitais incompletos, ele poderá efetuar 
 x ligações covalentes. 
 
Orbitais Moleculares 
• Orbitais : 
 A região do espaço onde o elétron possivelmente se 
encontra é denominada orbital. Na verdade, o orbital não tem 
significado físico; é mais uma probabilidade matemática. Podemos 
representar o orbital simplificadamente através da linha cheia 
que delimita a região onde o elétron "está a maior parte do 
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tempo". Comumente os estudos demonstram os orbitais s e p, 
presentes em todos os níveis). 
 
 
• Orbitais moleculares são o resultado do entrosamento de 
orbitais atômicos segundo o mesmo eixo são denominados 
s(sigma) , os resultantes de entrosamento paralelo, p (pi). 
 Exemplos da formação de orbitais moleculares. 
 Exemplo 1 : Formação de H2 
Ao formar-se a molécula de H2, ocorre o entrosamento dos orbitais 1s 
dos respectivos átomos. 
 
 
 Note-se que a densidade eletrônica entre os núcleos aumenta 
consideravelmente. Isto significa que uma vez formada a ligação a 
probabilidade de se encontrarem os elétrons na região entre os 
núcleos é ainda maior. O orbital molecular formado, que tem a forma 
final de um orbital s distorcido, contém os dois núcleos e está 
completo, pois possui dois elétrons de spins opostos (Princípio de 
Pauli) 
 
 
 
 
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 Exemplo2 : Formação da molécula F2 
 
 
Ao formar-se a molécula F2, ocorre o entrosamento dos orbitais p 
semipreenchidos dos átomos de Flúor : 
 
 O orbital molecular forma-se à custa do entrosamento de dois 
orbitais p e se completa com doiselétrons de spins opostos. Os 
dois orbitais p já completos de cada átomo não admitem ligação. Ao 
tipo de ligação que tem assimetria axial dá-se o nome de ligação 
sigma (s ) – ligação simples. 
 Exemplo3 : Formação da molécula de HF 
 
 
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 Como apenas um orbital p do Flúor está semipreenchido, somente 
ele pode admitir entrosamento com o único orbital s do hidrogênio 
(Ligação s (s-p)) 
 Forma-se assim uma ligação sigma. Observa-se o caráter 
direcional dos orbitais p. 
 Exemplo 4 : Formação da molécula de N2 
 
 Dois orbitais p , um de cada átomo, entrosam-se, dando origem 
a ligação sigma. 
 
 
 
 Estabelecida a ligação, restam em cada átomo dois orbitais p 
semipreenchidos. Eles se aproximam paralelamente segundo um mesmo 
plano, dando origem a um outro tipo de ligação: a ligação pi 
 Como se estabelecem entre os orbitais p situados em um mesmo 
plano, as ligações pi pertencem a planos perpendiculares entre si. 
As ligações sigma são sempre mais fortes que as ligações pi, 
tornando o sistema mais estável com ligações sigma. 
 
• Conceito de Hibridização : 
Sendo o carbono tetravalente como o carbono formaria 4 
ligações??? 
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Esta situação pode ocorrer se houver promoção do elétron do 
orbital 2s para o terceiro orbital 2p 
 
 Haveria alguma diferença entre as 3 ligações p e a única 
ligação sigma ??? 
 Foi comprovado experimentalmente que não há diferença entre 
essas ligações pois sabe-se que no metano as ligações são 
equivalentes. 
 Hibridização – é a redistribuição dos orbitais atômicos em 
orbitais híbridos equivalentes. No caso, corresponderia a 
redistribuição de 3 orbitais p e um s em 4 orbitais híbridos com 3 
partes de p e uma de s, orbitais híbridos sp3 
 
 Hibridização sp3 
 a) Para o metano CH4 
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 Desta forma o metano fica assim distribuído 
 
 As quatro ligações tem em comum no metano: 
• Mesma energia 101k/cal/molde ligação C-H 
• Mesmo comprimento 1,10 Aº 
• Mesmos ângulos de ligação 109º28´ 
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 b) Para o composto C2H6 
Conforme é demonstrado abaixo : 
 
 
 
 Hibridização sp2 
No eteno, cada carbono liga-se a 3 outros átomos 
 
 No caso, os orbitais híbridos formam-se com um orbital s 
e dois orbitais 2p; pôr isso são chamados de híbridos sp2. 
 Na distribuição mais estável de 3 orbitais em torno do 
núcleo, os elétrons estão nos vértices de um triângulo equilátero 
centrado no Carbono 
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 Na formação da molécula C2H4, ocorre entrosamento entre os 
orbitais sp2 dos átomos de carbono, formando um orbital molecular s 
(sp2-sp2) 
 
 O entrosamento lateral dos orbitais p (entrosamento segundo os 
eixos paralelos) dá origem a uma nuvem semelhante ao orbital 
atômico p – é chamado orbital molecular pi, constituído de 2 
lóbulos, um abaixo, o outro acima do plano que contém os núcleos 
dos átomos : 
 
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Hibridização sp 
 No etino, cada átomo de carbono se liga há 3 ligações 
covalentes, teremos uma ligação sigma e duas pi, sendo assim é 
necessário que em cada carbono fiquem dois orbitais p inalterados : 
 
 No caso, os orbitais híbridos formam-se com um orbital 2s e um 
orbitais 2p; pôr isso são chamados de híbridos sp. 
 Na distribuição mais estável de 2 orbitais em torno do núcleo, 
correspondem a um arranjo linear que permite o máximo afastamento 
dos orbitais híbridos sp 
 Na formação da molécula C2H2, para que ocorra o máximo 
entrelaçamento entre os orbitais sp dos carbonos , a aproximação 
tem que ser linear, dando origem a um orbital Molecular s 
 
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1.3- Ligações intermoleculares nos compostos e solubilidade 
 
 
 
 
 
 
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1.4- Efeito Indutivo na cadeia carbônica 
 
 Analise o esquema abaixo: 
 
 
Na ligação C - C numa sucessão só de átomos de carbono os 
elétrons da ligação estão equidistantes de cada átomo. Já numa 
sucessão de carbonos terminada por um elemento muito 
eletronegativo, como o cloro, por exemplo, ocorre uma 
deslocalização de elétrons das ligações C - C por causa do efeito 
da ligação C - Cl. Esse efeito é chamado efeito indutivo. O cloro 
funciona com um ponto de atração eletrônica, "puxando" para si os 
elétrons da ligação com o carbono ligado a ele. É como uma trilha 
de dominó em que as peças caem umas sobre as outras: o cloro atrai 
para si os elétrons da ligação com o carbono ligado a ele; este, 
por sua vez, fica com uma certa "deficiência eletrônica" e, por 
isso, atrai para si os elétrons da ligação com o carbono seguinte, 
tentando compensar essa deficiência, e assim sucessivamente. Isso 
acaba gerando uma polarização na cadeia carbônica. 
 Do ponto de vista do efeito indutivo, existem duas 
espécies de grupos que podem se ligar a uma cadeia carbônica: 
Grupos elétron-atraentes (efeito indutivo -I): São aqueles que 
atraem os elétrons das ligações em sua direção. Os mais importantes 
grupos elétron-atraentes são aqueles que possuem elementos muito 
eletronegativos em relação ao carbono (F, O, N, Cl, Br, I etc.) ou 
radicais insaturados. Os radicais insaturados possuem ligações pi, 
que por efeito de ressonância, irão atrair os elétrons das ligações 
em sua direção. 
 Grupos elétron-repelentes (efeito indutivo +I): São aqueles 
que "empurram" os elétrons das ligações em direção oposta a eles. 
Os mais importantes grupos elétron-repelentes são os radicais 
saturados (alquila) e os que possuem carga elétrica negativa. Nos 
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radicais alquilas, quanto mais átomos de C e H (com simples 
ligações) tiver o radical mais elétron-repelente ele será. 
 
1.5- Algumas consequências do Efeito Indutivo 
 
1.5.1) A estabilidade dos carbocátions: 
 Uma consequência importantíssima do efeito indutivo relaciona-
se com a estabilidade do carbocátion numa reação química em que há 
formação desta espécie como intermediária no processo. O tipo de 
carbocátion formado pode determinar que produtos serão formados e 
em que proporções relativas. O carbocátion é um íon que possui um 
carbono com apenas três ligações (sp2), isto é, possui uma carga 
positiva. Experimentalmente verifica-se uma grande facilidade de se 
formarem carbocátions terciários (cuja carga positiva está num 
carbono terciário) em relação a carbocátions secundários ou 
primários. Essa estabilidade diminui do carbocátion terciário para 
o secundário e deste para o primário. Veja abaixo a possível 
explicação para esse fato: 
 
 Nesse caso, a carga positiva funciona como o centro de atração 
eletrônica na cadeia. Perceba que no carbocátion primário apenas um 
sentido de corrente eletrônica está disponível para compensar a 
deficiência de elétrons do carbono sp2. Já no secundário existem 
dois sentidos de corrente, e no terciário, três sentidos. 
Logicamente, quanto maior a disponibilidade eletrônica para 
compensar a carga positiva, maior a facilidade do carbocátion e 
maior a facilidade de ser formado. Muitas vezes, devido à alta 
instabilidade, os carbocátions primários nem chegam a se formar. A 
não ser que as condições do meio em que ocorre a reação sejam 
favoráveis à sua formação. Maiores detalhes serão vistos adiantenas reações químicas que passam por carbocátions. 
 
 
 
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1.5.2) Força de ácidos e bases: 
 
 
 
 
 
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 Outra consequência interessante do efeito indutivo relaciona-
se com a força de ácidos e bases orgânicos. 
 Caráter ácido - Vejamos um ácido carboxílico que possui um 
grupo de indução ligado à cadeia. Esse grupo pode ser elétron-
atraente ou elétron-repelente: 
 
 No primeiro caso (a) o grupo X é elétron-atraente. O efeito 
indutivo é -I e, portanto, deixa a carbonila com déficit 
eletrônico, o que leva a um enfraquecimento da ligação com o 
hidrogênio ácido. Logo, será mais fácil a liberação do próton. 
Assim, o caráter ácido aumenta. 
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 No segundo caso (b) o grupo X é elétron-repelente. O efeito 
indutivo é +I e, portanto, deixa a carbonila com superávit 
eletrônico, o que leva a um aumento da força de ligação com o 
hidrogênio ácido. Logo, será mais difícil a liberação do próton. 
Assim, o caráter ácido diminui. 
 Caráter básico - Vejamos agora o que ocorre com uma amina 
(base orgânica): 
 
 Segundo a teoria de Lewis, base é uma espécie química que 
possui um ou mais pares eletrônicos não-ligantes, ou seja, é capaz 
de coordenar pares eletrônicos. Dessa forma, assim como a força de 
um ácido está relacionada com a sua capacidade de receber elétrons, 
a "força" de uma base relaciona-se com sua capacidade de coordenar 
elétrons. Logo, quanto maior a disponibilidade eletrônica em uma 
espécie química, maior será seu caráter básico. 
 No primeiro caso (a) o grupo X é elétron-atraente. O efeito 
indutivo é -I e, portanto, deixa o grupo amino com déficit 
eletrônico, o que leva a uma diminuição do seu caráter básico. 
 No segundo caso (b) o grupo X é elétron-repelente. O efeito 
indutivo é +I e, portanto, deixa o grupo amino com superávit 
eletrônico, o que leva a um aumento do seu caráter básico. 
 
1.6- Efeito Mesomérico na cadeia carbônica 
 O efeito mesomérico está diretamente relacionado com o fenômeno 
da ressonância. Para que exista ressonância é preciso que haja na 
espécie química uma movimentação de elétrons que resulte em duas ou 
mais estruturas equivalentes, isto é, estruturas idênticas, mas que 
possuem arranjos eletrônicos diferentes. E sempre que essas 
estruturas tiverem aproximadamente o mesmo conteúdo energético, a 
ressonância será muito importante na estabilidade da espécie 
química. Veja o esquema abaixo: 
 
 
 Com o deslocamento do par de elétrons da ligação pi, aparece 
uma carga positiva em um carbono e uma carga negativa no outro. 
Embora a estrutura carregada eletricamente (da direita) não 
36 
 
contribua para a estabilidade da molécula, ela é possível, e a 
estrutura real da molécula seria um híbrido das duas estruturas 
acima - uma estrutura parcialmente ionizada. As setas indicam 
apenas uma movimentação de elétrons e não a transformação de uma 
estrutura na outra. Essa polarização foi provocada pelo fenômeno da 
ressonância. Se a carbonila estiver ligada a outros átomos ela 
poderá transmitir essa polarização através da cadeia. Esse fenômeno 
é chamado efeito mesomérico ou efeito mesômero. 
 
1.6.1) Efeito mesomérico em fenóis e aminas aromáticas: 
 Uma consequência muito interessante do efeito mesômero 
relaciona-se com a força ácido-básica dos fenóis e das aminas 
aromáticas. Por efeito de ressonância, o anel aromático é um 
híbrido de várias estruturas equivalentes. Esse fenômeno irá 
acarretar algumas consequências nestes compostos. O esquema abaixo 
mostra um exemplo de cada um destes compostos (fenol e anilina), 
descrevendo as possíveis estruturas de ressonância em cada um 
deles: 
 
 
 No primeiro caso (a) os pares eletrônicos não-ligantes do 
oxigênio participam da ressonância do anel aromático. O efeito 
mesomérico é +M, porque "empurra" os elétrons para o anel e, 
portanto, deixa a hidroxila com déficit eletrônico. Isso leva a um 
enfraquecimento da ligação O-H, dando assim um caráter ligeiramente 
ácido aos fenóis. 
 O segundo caso (b) é semelhante ao primeiro: o par 
eletrônico não-ligante do nitrogênio também participa da 
ressonância do anel, porém, a consequência disso é diferente, por 
se tratar de uma base. O efeito +M diminui a capacidade do grupo 
amino de coordenar elétrons. Assim, seu caráter básico é baixo. 
 
 
 
37 
 
1.4- Comparação da força ácida 
 Façamos agora uma comparação do caráter ácido entre algumas 
espécies químicas. Vejamos as bases conjugadas do fenol, do ácido 
acético e do etanol: 
 
 
 Veja que, para o fenol existem três estruturas de ressonância 
possíveis para estabilizar o ânion. Para o ácido acético existem 
apenas duas estruturas, e para o álcool, não há estruturas de 
ressonância. Sabemos que a ressonância é um importante fator de 
estabilidade química. Logo, quanto maior o número de estruturas 
possíveis de ressonância, mais estável deverá ser a espécie. Assim, 
a força ácida do fenol é realmente maior que a do etanol, porém, 
menor do que a do ácido acético. Ora, pelo número de estruturas, 
deveríamos esperar justamente o contrário, ou seja, que o fenol 
fosse mais ácido que o ácido acético. no entanto, um outro fator 
predomina nessa disputa: a semelhança canônica - quando as 
estruturas de ressonância são equivalentes (como no caso do ácido 
acético), a espécie adquire uma incrível estabilidade se comparada 
a uma espécie cujas estruturas canônicas apresentam diferenças 
(como no fenol). 
 É claro que, numa espécie química, a presença ou ausência de 
grupos de indução poderá determinar uma força ácida mais ou menos 
intensa. Um bom exemplo é o 2,4,6 - trinitrofenol (ácido pícrico): 
seu caráter ácido é tão forte quanto os ácidos inorgânicos. 
Normalmente, porém, em espécies mais simples, pode-se generalizar: 
 força ácida: ácido carboxílico > fenol > álcool 
 
 
 
 
 
38 
 
Outro exemplo: 
 
Como o valor de Ka do p-nitrofenol é o maior, este é o mais 
ácido. Sendo o valor de Ka do p-metilfenol o menor de todos, este é 
o menos ácido. Observe que o grupo nitro (NO2) exerce um efeito 
retirador de elétrons, enfraquecendo a ligação O-H fenólica e 
aumentando a acidez enquanto o grupo metil (CH3) exerce um efeito 
doador de elétrons, fortalecendo a ligação O-H fenólica e 
diminuindo a acidez. 
Partindo-se dos valores de Ka podemos perceber que o ácido o-
nitrofenol é cerca de 800 vezes mais ácido que o fenol, não 
substituído. O ácido o-metilfenol, por outro lado é apenas cerca de 
50 vezes menos ácido que o fenol não substituído. Isto se deve ao 
fato de que as intensidades dos efeitos eletrônicos atuantes nessas 
moléculas serem diferentes. Dessa forma, podemos facilmente 
perceber que a influência de um grupo doador ou retirador de 
elétrons no que diz respeito a acidez ou basicidade está 
diretamente relacionada com o forma pelo qual estes elétrons são 
atraídos ou repelidos. 
2. O ÁTOMO DE CARBONO E AS CADEIAS CARBÔNICAS 
 2.1. Modelos moleculares estruturais 
 Segundo Kekulé, as ligações do carbono podem ser representadas 
por traços, e além de represetá-las mediante traços, ele as situava 
em um único plano: 
39 
 
 
 
 
 
 
 Lê Bel e Van’t Hoff propuseram que as quatro valências do 
carbono possuíam disposição espacial, isto é, que o carbono ocupa o 
centro de um tetraedro regular e que as suas valências se dirigem 
para os vértices: 
 H 
 
 C H 
 H 
 H 
 
 Esquematicamente a representação é: 
 
 H 
 C H 
 H H 
 A tridimensionalidade do átomo de carbono também é facilmente 
perceptível quandose usa a técnica representativa do modelo 
“gravata borboleta”: 
 
C H
H
H H
 
 
 C 
40 
 
 Neste modelo as linhas grossas representam as valências que se 
projetam para a frente e as linhas pontilhadas as que se projetam 
para trás. 
 Contudo, qualquer desenho representativo de moléculas, quando 
se deseja mostrar sua estrutura, sempre fica aquém dos modelos 
criados para melhor compreensão da projeção espacial de uma 
molécula. 
 Com tal finalidade foram propostos modelos como o de pau-e-
bola, em que o metano, CH4, teria o seguinte aspecto: 
 
O mesmo metano teria o seguinte aspecto com o modelo de Dreiding: 
 
 Modelo de Dreiding Modelo de Hirschfelder 
 O modelo criado por Hirschfelder é um modelo sumamente 
interessante já que mostra o tamanho relativo de cada átomo e, por 
isso, é o que mais se aproxima da realidade. 
 Lewis apresenta a representação do metano no formato de 
elétrons entre os átomos de carbono e hodrogênio: 
 
H
H
H
H C
x
x
xx
 
 
41 
 
2.2. Classificação das cadeias carbônicas 
 Inicialmente apresentamos um esquema que lhe servirá de 
orientação e lhe proporcionará uma visão geral das cadeias 
carbônicas. 
 
Cadeias
Acíclicas,
Abertas ou
Alifáticas
Cíclicas ou
Fechadas
Quanto à disposição
dos átomos
Quanto às ligações
entre os átomos
Quanto à naturreza
dos átomos
Retas ou normais
Ramificadas
Saturadas
Insaturadas
Homogêneas
Heterogêneas
Quanto à disposição
dos átomos
Simples
Ramificadas
Quanto às ligações
Entre os átomos
Saturadas
Insaturadas
Quanto à natureza 
dos átomos
Homogêneas
(homocíclicas)
Benzênica ou
Aromática
Mononuclear
Polinuclear
Núcleos Iso-
lados
Núcleos con-
densados
Heterogêneas
(heterocíclicas)
Alicíclica
(cicloalifática)
Ciclânica
Ciclênica
 
 
 A seguir faremos a descrição sucinta de cada uma das 
categorias. 
2.2.1. Cadeias acíclicas ou cadeias abertas ou cadeias alifáticas. 
São aquelas em que os átomos de carbono se ligam sem formar 
ciclo ou anel, tendo extremidas livres na cadeia. 
 O termo alifático vem do grego aleiphos = eu unto, 
compostos da série graxa. 
42 
 
Exemplos: 
 
C H 4
CH 3 C H 3
CH 3
C H 3
CH 3
C H 3
CH 3
C H 3
CH 3
C H 3
C H 3
CH 3
C H 3
CH 3
C H 3
CH 3
CH 3 C H 3
 
2.2.1.1.Quanto à disposição dos átomos: 
 a. As cadeias podem ser retas ou normais, ou seja, apresentam 
em sua estrutura carbonos exclusivamente primários, ou primários e 
secundários. 
Exemplos: 
 
C H 4
CH 3 C H 3
CH 3 O
C H 3
CH 3
C H 3
N H
CH 3
C H 3
CH 3 C H 3
 
 b. As cadeias podem ser ramificadas, ou seja, apresentam em 
sua estrutura carbonos terciários e quaternários. 
Exemplos: 
 
C H 3
CH 3
CH 3
CH 3
C H 3
CH 3
CH 3
C H 3
CH 3
C H 3
C H 3
CH 3
C H 3
CH 3
CH 3 C H 3 C H 3
C H 3
 
 
43 
 
2.2.1.2. Quanto às ligações entre os átomos 
A. Saturadas 
 As ligações saturadas são aquelas onde há superposição de 
orbitais chamada de overlap. Tais ligações consideradas na química 
como ligações covalentes sigma são consideradas ligações simples e 
representadas por traços. 
 Exemplos: 
 
CH3
CH3 CH3
CH4
CH3 CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3 CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
 
B. Insaturadas 
 As ligações insaturadas são aquelas onde a núvem eletrônica 
acontece nos orbitais paralelos, não ocorrendo superposição. 
Essas ligações são chamadas de ligações covalentes pi. São mais 
fracas que as ligações sigma. 
 Exemplos: 
 
CH3
CH3 CH3
CH2 CH2
CH3
CH
CH2
CH3
CH3 CH3
CH3
CH2
CH2
CH3
CH3
CH3
CH3
 
 
 
44 
 
2.2.1.3. Quanto à natureza dos átomos 
A. Homogêneas 
 As cadeias homogêneas apresentam apenas átomos de 
hidrogênio e carbono em suaa estruturas. 
 Exemplos: 
 
CH3
CH3 CH3
CH2 CH2
CH3
CH
CH2
CH3
CH3 CH3
CH3
CH2
CH2
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3 CH3
CH3
CH3
 
B.Heterogêneas 
Nas cadeias heterogêneas, entre os átomos de carbono há átomos 
diferentes de carbono. Os principais átomos que formam uma cadeia 
heterogênea são chamados de heteroátomos: S, N, O, P. 
 Exemplos: 
 
NH
CH3
CH3 CH3
CH2 N
CH3
O CH3
CH3
N CH3
CH3
CH3 CH3
CH3
S
CH2
CH2
CH3
CH3
CH3
CH3
PH CH3
CH3
 
2.2.2. Cadeias cíclicas ou fechadas 
 As cadeias cíclicas ou fechadas são aquelas onde os átomos de 
carbono ligam-se entre si para formar ciclos ou anéis. 
Exemplos: 
45 
 
 
CH2
CH2H2C
ON
H
 
2.2.2.1. Quanto à disposição dos átomos 
A.Simples 
 São simples quando todos os átomos de carbono pertencem ao 
ciclo. 
Exemplos: 
 
B.Ramificadas ou mistas 
 São ramificadas quando apresentam átomos de carbono não 
pertencentes ao ciclo. 
Exemplos: 
 
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
 
 
 
46 
 
2.2.2.2. Quanto às ligações entre os átomos 
 A. Saturadas 
 Quando as ligações no composto só for simples, classificamos o 
composto como saturado. 
 Exemplos: 
 
C H 3
C H 3
C H 3
CH 3
C H 3
C H 3
 
 B. Insaturadas 
 Quando os compostos apresentarem duplas ou triplas ligações 
entre os carbonos, então serão classificados como insaturados. 
 Exemplos: 
 
CH3
CH3
CH3
CH3
CH2
CH3
 
2.2.2.3. Quanto à natureza dos átomos 
A. Homogêneas ou homocíclicas 
 Homogêneas ou homocíclicas são os compostos que apresentam 
apenas ligações entre carbono. Não há a presença de um heteroátomo 
entre dois carbonos. 
 Exemplos: 
47 
 
 
OH
CH3
CH3
CH3
CH3
NH2
 
A.1.1. Homogêneas ou homocíclicas Benzênica ou aromática 
 Apresentam o ciclo formado pelo anel benzênico. 
 Exemplos: 
 
CH3
CH3
 
A.1.2. Homogênias ou homocíclicas aromáticas mononuclear 
 Apresentam apenas um anel aromático. 
 
CH3
CH3
 
A.1.3. Homogêneas ou homocíclicas aromáticas polinuclear 
 Apresentam mais de um anel aromático. 
 Exemplos: 
 
CH3
CH3
 
A.2. Homogêneas ou homocíclicas alicíclicas ou cicloalifáticas 
 São cadeias cíclicas não benzênicas 
 Exemplos: 
48 
 
 
A.2.1. Homogênias ou homocíclicas alicíclicas ciclânicas 
 São cadeias cíclicas com ligações simples entre átomos de 
carbono. 
 Exemplo: 
 
A.2.2. Homogêneas ou homocíclicas alicíclicas ciclênicas 
 São cadeias cíclicas com ligações duplas entre os átomos de 
carbono. 
 Exemplos: 
 
C H 3
 
B. Heterogêneas ou heterocíclicas 
São cadeias cíclicas que apresentam entre os átomos de carbono 
do ciclo um heteroátomo. 
Exemplos: 
 
N
H
S
O
O C H 3
 
 
49 
 
3. AS REAÇÕES ORGÂNICAS 
O estudo das reações orgânicas pode ser feito de várias 
formas. A maioria dos autores prefere discutir primeiramente os 
aspectos teóricos pertinentes ao tipo de cisãoque pode ocorrer 
numa ligação química bem como os efeitos eletrônicos que podem 
estar envolvidos nessas quebras. Nesse contexto faz-se necessário o 
entendimento de como ocorre de fato uma reação. Qualquer que seja a 
reação orgânica (ou inorgânica), esta envolve o mesmo processo 
mecanístico: no início deve haver contato e afinidade entre os 
reagentes. 
Em segundo lugar, mesmo que haja contato e afinidade, deve 
haver uma energia mínima necessária para se alcançar o que chamamos 
de “estado de transição”. Nesse momento temos uma reação 
propriamente dita. Supondo que estas condições sejam obedecidas, 
todas as reações se processam a partir do rearranjo molecular dos 
reagentes participantes para se converter em produtos. Em outras 
palavras, de forma resumida, deve haver quebra de ligações entre os 
reagentes e formação de novas ligações nos produtos. 
 
 
3.1- Rupturas de ligações 
 Nas reações orgânicas é muito comum a formação de 
grupos intermediários instáveis, sendo, portanto, de existência 
transitória, nos quais o carbono não tem efetuadas suas quatro 
ligações. Estes grupos se originam da ruptura de ligações entre 
átomos, que pode ocorrer de modo homogêneo ou heterogêneo. 
 
 3.1.1) Ruptura Homolítica: 
 
 Quando a ruptura é feita igualmente, de modo que 
cada átomo fique com seu elétron original da ligação, temos uma 
ruptura homolítica, que resulta na formação de radicais livres. 
Radical livre, portanto, é um átomo ou grupo de átomos com elétrons 
desemparelhados, e têm carga elétrica igual a zero. As rupturas 
homolíticas frequentemente ocorrem em moléculas apolares ou com 
baixa diferença de eletronegatividade entre os átomos das ligações 
e exigem alta energia. Veja o exemplo abaixo: 
 
50 
 
 
 3.1.2) Ruptura Heterolítica: 
 
 Quando a ruptura é feita de modo desigual, ficando o par 
eletrônico com apenas um dos átomos da ligação, temos uma ruptura 
heterolítica, resultando na formação de íons. As rupturas 
heterolíticas frequentemente ocorrem em ligações polarizadas, em 
presença de solventes polares, à custa de pouca energia. Veja os 
seguintes exemplos: 
 
 
 a) Rompendo-se heteroliticamente a ligação entre o 
carbono e o bromo, de modo que o bromo, sendo mais eletronegativo, 
leve consigo o par eletrônico, temos a formação do íon brometo e do 
carbocátion. 
 b) Rompendo-se heteroliticamente a ligação entre o 
carbono e o hidrogênio, de modo que o carbono leve consigo o par 
eletrônico, temos a formação de um carbânion ou carboânion, e um 
íon H+ (próton). 
 
 3.2- Classificação dos reagentes 
 As espécies químicas que se combinam com os compostos 
orgânicos são classificados em dois tipos, conforme utilizem os 
elétrons ou os forneça para efetuar a ligação com o composto 
orgânico: 
 Reagente eletrófilo (E) - O eletrófilo é uma espécie que 
possui afinidade por elétrons, e se liga a espécies capazes de 
51 
 
fornecer-lhe esses elétrons (ver teoria de Lewis). O eletrófilo 
pode ser um cátion ou uma molécula com deficiência eletrônica (com 
orbital vazio para receber um par eletrônico). Quando um eletrófilo 
se combina com um reagente orgânico (substrato), temos uma reação 
eletrofílica. Pelo conceito de Lewis, o reagente eletrófilo é um 
ácido e o substrato é uma base. 
 Reagente nucleófilo (:Nu) - O nucleófilo é uma espécie 
que possui par de elétrons disponíveis para efetuar uma ligação, e 
se liga a espécies capazes de comportar esses elétrons (ver teoria 
de Lewis). O nucleófilo pode ser um ânion ou uma molécula com 
disponibilidade eletrônica (com orbital preenchido para coordenar 
elétrons não-ligantes). Quando um eletrófilo se combina com um 
reagente orgânico, chamado de substrato (S), temos uma reação 
nucleofílica. Pelo conceito de Lewis, o reagente nucleófilo é uma 
base e o substrato é um ácido. 
 
 
 
 
 
 3.3- Mecanismos de reações orgânicas 
 Mecanismo de uma reação é a descrição das várias etapas 
pelas quais ela passa, como a ruptura das ligações, os ataques 
eletrofílicos e nucleofílicos ao reagente orgânico, a formação de 
novas ligações e de compostos intermediários etc. Um mecanismo 
proposto é sempre um modelo que se baseia em evidências 
experimentais, mas nem sempre é a única maneira de se explicar a 
formação de determinado produto. No mecanismo da reação influem 
fatores eletrônicos (polaridade das ligações, deslocalização de 
elétrons etc), fatores estéricos (presença ou não de grupos 
volumosos envolvendo o centro reativo da molécula etc) e a natureza 
52 
 
do solvente. Uma reação orgânica pode ocorrer basicamente de duas 
maneiras: ionicamente ou via radicais livres. 
 Mecanismo iônico - Inicia-se com a ruptura heterolítica 
de uma ligação covalente, originando íons (entre eles, o 
carbocátion). Normalmente a ligação a ser rompida é polarizada e a 
reação ocorre em solvente polar. Assim, os íons formados se 
estabilizam por solvatação. 
 Mecanismo via radicais livres - Inicia-se com a ruptura 
homolítica de uma ligação covalente, formando radicais livres, em 
geral, muito instáveis, portanto, muito reativos. Por não possuírem 
carga elétrica, não podem ser estabilizados por solvatação, e 
tendem a se combinar instantaneamente com outros radicais para 
adquirir estabilidade. 
 Muitas vezes, num sistema em reação, existem, por 
exemplo, mais de uma espécie de nucleófilo ou eletrófilo, que então 
competem para a reação com o substrato. No entanto, vários fatores 
físicos e químicos vão determinar qual deles é que vai efetivamente 
reagir, como por exemplo, reagentes muito volumosos, força ácido-
básica etc. Antes de se realizar uma reação, todas as 
características dos reagentes são verificadas e os reagentes são 
escolhidos convenientemente, dependendo do produto que se deseja 
obter. Deve-se deixar bem claro: O mecanismo de uma reação é uma 
maneira didática de explicar passo a passo a formação de 
determinado produto. Não importa se existem possibilidades de 
formação de outros produtos. O mecanismo tem que explicar o que 
aconteceu realmente na prática. 
 
 3.4- Classificação das reações orgânicas 
 Quando uma reação orgânica efetua-se em diversas etapas, 
é a primeira etapa que irá classificar essa reação. 
 
 3.4.1) Reações de Adição: 
 Nas reações de adição dois reagentes originam um único 
produto: A + B C 
 Adição nucleofílica - Reação comum dos compostos 
carbonilados, ocorre quando o substrato adiciona na primeira etapa 
um reagente nucleófilo. 
• 1o etapa: adição nucleofílica 
• 2o etapa: adição eletrofílica 
 Vejamos como se comporta um aldeído (ou cetona) quando em 
contato com HCN. Primeiramente ocorre uma cisão heterolítica do 
HCN, que é um ácido fraco (dissociação): HCN H+ + CN - 
53 
 
 
 Adição eletrofílica - Reação comum em alcenos e alcinos, 
ocorre quando o substrato adiciona na primeira etapa um reagente 
eletrófilo: 
• 1o etapa: adição eletrofílica 
• 2o etapa: adição nucleofílica 
 Veja um exemplo: 
 
 É importante dizer que a entrada do nucleófilo se dá 
na posição trans em relação ao eletrófilo anteriormente adicionado. 
Isso ocorre devido às repulsões intereletrônicas entre os dois 
átomos de cloro. A posição trans é a mais estável. 
 
 3.4.2) Reações de Substituição: 
 Nas reações de substituição, o substrato tem um de 
seus ligantes substituído por outro: A-B + C A-C + B 
 Substituição nucleofílica - Essa reação é típica dos 
haletos, e em sua primeira etapa um dos gruposdo substrato é 
substituído por um reagente nucleófilo. 
 Substituição Nucleofílica bimolecular ou de 2o ordem (SN2) 
- Nesse mecanismo ocorrem dois fatos importantes: ataque 
nucleofílico, formando um estado de transição (etapa lenta) e 
eliminação do grupo abandonador (etapa rápida). Nesse mecanismo, a 
velocidade da reação depende da concentração dos dois reagentes - o 
nucleófilo e o substrato. Isso porque a primeira etapa, que é lenta 
e por isso determina a velocidade da reação, depende dos dois 
reagentes para ocorrer - a formação do estado de transição. Veja um 
exemplo: 
54 
 
 
 A reação por SN2 origina um produto cuja 
configuração absoluta é oposta à inicial (inversão total de 
configuração). Isso porque a entrada do nucleófilo (no caso do 
exemplo acima, o OH-) se dá em lado contrário ao grupo anbandonador 
(no caso do exemplo acima, o Br), devido às repulsões entre pares 
eletrônicos dos grupos ligantes. O carbono, incialmente 
tetraédrico, adquire uma estrutura radial, no estado de transição, 
com cinco ligantes: a ligação com o Br está sendo desfeita e, 
simultaneamente, está se formando a ligação com o OH. EM seguida, 
após a saída do Br, o carbono reassume a forma tetraédrica, mas em 
configuração invertida à original. 
 Veja abaixo alguns fatores que favorecem o mecanismo 
SN2: 
• Pressão - Como o mecanismo SN2 depende da concentração de 
ambos os reagentes, é fundamental um grande número de 
choques entre eles para que a reação ocorra. Por isso, 
quanto maior a pressão mais intensas serão as colisões 
intermoleculares. 
• Solvente apolar - Como o estado de transição (complexo 
ativado) no mecanismo SN2 é uma estrutura sem carga 
elétrica, um solvente polar poderia desestabilizar a 
estrutura, por distorcer a nuvem eletrônica dessa 
estrutura. Nesse caso, um solvente apolar seria o ideal 
para manter o estado de transição durante a reação. 
• Cadeia pequena - Se a cadeia carbônica for pequena, sem 
ramificações, será mais fácil a aproximação do 
nucleófilo, para efetuar a ligação com o substrato e 
formar o estado de transição, sem a necessidade de 
eliminar antes o grupo abandonador. O mecanismo SN2, 
portanto, é favorecido. 
• Efeito indutivo -I - Quando a cadeia carbônica apresenta 
grupos elétron-atraentes, que "puxam" elétrons para eles, 
esses elétrons "parcialmente retirados" contribuirão para 
desestabilizar o carbocátion que possivelmente se forme. 
Portanto, o mecanismo mais favorecido será o SN2, que não 
forma carbocátion. 
 Substituição Nucleofílica monomolecular ou de 1o ordem 
(SN1) - Nesse tipo de reação, ocorrem dois fatos importantes: 
formação do carbocátion, eliminando o grupo abandonador (etapa 
lenta) e ataque nucleofílico (etapa rápida). Nesse mecanismo, a 
velocidade da reação depende da concentração de apenas um dos 
reagentes - o substrato. Isso porque a primeira etapa, que é lenta 
e por isso determina a velocidade da reação, não depende do 
nucleófilo, pois a formação do carbocátion acontece pela absorção 
de energia, não envolvendo outras estruturas. Veja um exemplo: 
55 
 
 
 A reação por SN1 origina uma mistura de 
enantiômeros: ocorre retenção e inversão de configuração. Isso 
porque o carbocátion tem geometria trigonal plana, oferecendo dois 
lados para a entrada do nucleófilo. No entanto, a racemização não é 
completa, e geralmente predomina o enantiômero de configuração 
invertida. Isto ocorre provavelmente devido ao fato de o haleto, 
durante sua saída, proteger (por causa das repulsões inter-
eletrônicas com o OH-) esse lado do carbono contra o ataque do 
nucleófilo, que então entra preferencialmente, pela retaguarda. 
 Veja abaixo alguns fatores que favorecem o mecanismo SN1: 
• Temperatura - Como no mecanismo SN1 o estado 
intermediário é um carbocátion, um estado altamente 
energético, quanto maior a disponibilidade de energia no 
meio, mais favorecida será a formação desse carbocátion. 
• Solvente polar - Por possuir carga elétrica, o 
carbocátion pode ser estabilizado por um solvente polar. 
A atração eletrostática que as moléculas polares do 
solvente exercem sobre o carcocátion facilita a formação 
do carbocátion. 
• Cadeia ramificada - Se a cadeia carbônica for muito 
ramificada, criar-se-á uma certa "dificuldade" de 
aproximação e ligação do nucleófilo com o substrato, ou 
seja, será mais difícil a formação de um estado de 
transição. Logo, o mecanismo SN1 será favorecido. Essa 
dificuldade é denominada impedimento estérico. Atente 
para o seguinte fato: A molécula volumosa do (CH3)3C - Br 
tem geometria tetraédrica, de difícil aproximação do 
nucleófilo para formar o complexo ativado. Porém, com a 
saída do Br ela adquire uma geometria trigonal plana 
(carbocátion), menos volumosa, facilitando a entrada do 
nucleófilo. 
• Efeito indutivo +I - Quando a cadeia carbônica do 
carbocátion apresenta grupos elétron-repelentes, ou seja, 
que "empurram" elétrons para o carbono sp2, esses elétrons 
contribuirão para estabilizar o carbocátion. 
 Substituição eletrofílica - Essa reação, típica dos 
compostos aromáticos, e em sua primeira etapa um dos grupos do 
substrato é substituído por um reagente eletrófilo. 
• 1o etapa: adição eletrofílica 
• 2o etapa: eliminação 
 A primeira etapa consiste no ataque do substrato a 
um eletrófilo , formando um carbocátion. Em seguida o carbocátion 
elimina um próton (desprotonação), neutralizando a estrutura. 
56 
 
 Veja um exemplo: 
 
 
 
 Substituição por radical livre - Nessa reação, 
típica de alcanos, o substrato sofre na primeira etapa um ataque 
por radical livre. Veja um exemplo: 
 
 
 3.4.3) Reações de Eliminação: 
 Geralmente, nas reações de eliminação, o substrato 
tem dois de seus ligantes retirados, formando uma insaturação: B-A-
A-C A=A + B + C 
 Eliminação E1 ou de primeira ordem - O mecanismo E1 
tem certa semelhança com a reação SN1. Forma-se um carbocátion na 
primeira etapa e a velocidade da reação só depende da concentração 
do substrato. Os fatores que favorecem esse mecanismo são os mesmos 
que favorecem SN1. Vejamos um exemplo: 
57 
 
 
 Eliminação E2 ou de segunda ordem - O mecanismo E2 
tem certa semelhança com a reação SN2. Forma-se um estado 
intermediário na primeira etapa e a velocidade da reação depende da 
concentração de ambos os reagentes. Os fatores que favorecem esse 
mecanismo são os mesmos que favorecem SN2. Vejamos um exemplo: 
 
 
 
 3.4.4) Substituição x Eliminação: 
 Uma comparação importante pode ser feita entre os 
mecanismos SN e E. Isto porque, sempre existirão, durante uma 
substituição nucleofílica ou uma eliminação, porcentagens de 
produtos de substituição e eliminação, em quantidades variadas. 
Tome como exemplo a reação acima, do 2- bromo butano com o íon 
hidróxido. Se o OH- atacar o carbono, a reação será de substituição 
e o produto será um álcool; mas se atacar um hidrogênio, será de 
eliminação e o produto será um alceno. Tanto maior será a 
porcentagem de produto de eliminação quanto mais ramificado for o 
alceno que puder ser formado, devido à estabilidade dos alcenos 
ramificados. Assim, no caso dos haletos, os haletos primários 
sofrerão mais rapidamente substituição e os haletos terciários 
(mais ramificados) sofrerão mais rapidamente eliminação. 
 
 
 
 
 
58 
 
4.HIDROCARBONETOS 
 
 
 4.1- Nomenclatura 
 A nomenclatura dos hidrocarbonetos, assim como a de todos 
os compostos orgânicos está baseada na utilização de prefixos, 
infixos e sufixos. O prefixo indica o número de carbonos existente 
na cadeia: 
 1 C- MET 5 C - PENT 9 C – NON 
 2 C - ET 6 C - HEX 10 C – DEC 
 3 C - PROP 7 C - HEPT 11 C – UNDEC 
 4 C - BUT 8 C - OCT 12 C - DODEC 
 
 13 C - TRIDEC 
 21 C – HENEICOS 50 C – PENTACONT 
 14 C – TETRADEC 22 C – DOEICOS 60 C – HEXACONT 
 15 C – PENTADEC 30 C – TRIACONT 90 C – NONACONT 
 20 C – EICOS 40 C – TETRACONT 100 C – HECT 
 O infixo está relacionado com à saturação do composto e o 
sufixo designa a subfunção do hidrocarboneto (alcano, alceno, 
alcadieno, alcino, alcenino etc.): 
• A cadeia não contém insaturações - prefixo + ANO 
• A cadeia contém uma dupla - prefixo + ENO 
• A cadeia contém uma tripla - prefixo + INO 
• A cadeia contém uma duas duplas - prefixo + ADIENO 
• A cadeia contém uma dupla e uma tripla - prefixo + ENINO 
• A cadeia contém duas ligações duplas – prefixo + DIEN 
• A cadeia contém três ligações duplas – prefixo + TRIEN 
59 
 
• A cadeia contém duas ligações triplas – prefixo + DIIN 
 
 4.2- Radicais livres 
 Imagine uma ligação covalente entre carbono e hidrogênio. 
Se houver uma ruptura homolítica dessa ligação, teremos a formação 
de um radical livre: 
 
 
 Os radicais são nomeados usando-se o prefixo do número de 
carbonos seguido do sufixo IL (a) (o). Abaixo estão representados 
os principais radicais livres derivados dos hidrocarbonetos. 
 
 
 4.3- A cadeia principal 
 Um hidrocarboneto é nomeado de acordo com sua cadeia 
principal. A escolha da cadeia principal segue, em ordem de 
prioridade, as seguintes exigências: 
• Deve conter o maior número de insaturações 
• Deve ter a maior sequência de carbonos possível 
• Deve apresentar o maior número de radicais e os menos 
complexos possíveis 
60 
 
 Os átomos de carbono restantes são considerados como 
radicais. A numeração da cadeia começa preferencialmente da 
extremidade mais próxima da insaturação, se houver. Caso contrário 
inicia-se da extremidade mais próxima do carbono que contém mais 
radicais, dando preferência aos menos complexos. Veja o exemplo 
abaixo - a cadeia principal está em vermelho e os radicais em azul: 
 
 Ou 
 2,3,8-trimetil-3,7-dietil-7-isopropil-non-4-eno. 
 É fundamental localizar a insaturação na cadeia, 
numerando-a no final do nome. Veja que no exemplo acima, a dupla 
ligação está na quarta posição. Os radicais são colocados em ordem 
de complexidade ou em ordem alfabética, no caso de igual 
complexidade. Se o composto tiver cadeia fechada e esta contiver 
maior número de carbonos que a maior ramificação dá-se preferência 
a ela como principal e as ramificações são consideradas radicais. 
Daí acrescenta-se o termo CICLO antes do prefixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
61 
 
 
4.4- Subfunções 
 Os hidrocarbonetos são divididos em várias classes ou 
subfunções, baseadas na saturação ou insaturação do composto, o que 
lhes confere propriedades físico-químicas muito diferentes. São as 
principais classes de hidrocarbonetos: 
 4.4.1. ALCANOS 
 4.4.2. ALCENOS 
 4.4.3. ALCADIENOS 
 4.4.4. ALCINOS 
 4.4.5. ALICÍCLICOS 
 4.4.6. AROMÁTICOS 
 
 4.4.1. ALCANOS ou PARAFINAS 
 
62 
 
 
 
4.4.1.1- Nomenclatura e exemplos 
 Nomenclatura oficial IUPAC: prefixo + ano 
 
 
 
 
 
63 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
64 
 
Alguns exemplos importantes: 
 
 
 OBS: é comum também a denominação n-alcano para os 
alcanos cadeias normais, para diferenciá-los dos isômeros de cadeia 
ramificada. Ex: n-propano. 
 
4.2- As conformações moleculares 
 Os alcanos são hidrocarbonetos saturados, ou seja, todos 
os seus carbonos realizam quatro ligações simples. A hibridação 
nesse caso é sp3, o que lhes confere uma geometria tetraédrica. Veja 
abaixo duas posições espaciais para a molécula de etano: 
 
 
 
 
65 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
66 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
67 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Trata-se de duas posições completamente opostas entre si. 
no entanto, entre essas duas posições existe uma infinidade de 
outras posições possíveis. essas posições são chamadas de 
conformações. Mas qual seria então a verdadeira conformação do 
etano? A resposta é: todas elas. 
 A ligação sigma que une dois átomos de carbono tem 
simetria cilíndrica - a sobreposição de orbitais e a energia da 
ligação, portanto, deve ser a mesma em todas as disposições 
possíveis. Se os vários arranjos possíveis não diferem entre si 
quanto aos valores correspondentes de energia, a molécula não 
ficará restrita a um, entre eles, mas poderá mudar livremente de um 
arranjo para outro. Dado que a passagem de uma conformação para 
outra se faz por meio da rotação da ligação sigma carbono-carbono, 
dizemos que existe uma rotação livre à volta da ligação simples 
carbono-carbono. 
 Certas propriedades físicas indicam que a conformação 
eclíptica, no caso do etano, aumenta a energia do sistema em 3 
kcal/mol, devido à repulsões que surge entre os pares de elétrons 
que mantêm os hidrogênios em posição. Essa repulsão é chamada de 
interação não-dirigida, e desestabiliza o sistema. A maioria das 
moléculas do etano, portanto, deve existir na conformação 
interpolada, que é mais estável. Contudo, a barreira de 3 kcal não 
se pode considerar alta. mesmo à temperatura ambiente, é bastante 
elevada a fração de choques entre as moléculas que se dão com 
energia suficiente para operar a passagem de uma conformação à 
outra. 
68 
 
 A interconversão de uma estrutura na outra é tão rápida 
que não se pode separá-las. A temperaturas muito baixas, porém, a 
energia dos choques entre as moléculas é baixa. isso explica o fato 
de se ter conseguido separar dois isômeros do composto CHBr2CHBr2 em 
que há considerável aglomeração atômica. 
 
4.3- Algumas fontes naturais e aplicações dos alcanos 
 O metano, o mais simples dos alcanos, e outros alcanos 
com poucos átomos de carbono constituem a parte principal dos gases 
emanados presentes nos terrenos petrolíferos e em locais 
pantanosos, onde há muita matéria orgânica em decomposição, ou nas 
minas de sais potássicos, onde se notam, frequentemente, formações 
de gases ricos em metano. Outra fonte natural de alcanos é o 
petróleo, geralmente formado por uma mistura de hidrocarbonetos nos 
quais os átomos de carbono variam de 1 a 40. Também em algumas 
essências vegetais verifica-se a presença de alcanos, em especial o 
heptano normal. Outros alcanos, de elevada massa molecular, 
encontram-se em pequenas porcentagens na cera de abelha, 
principalmente o heptacosano (C27H56) e o hentriacotano (C31H64). 
 
4.4- Propriedades físicas 
 Por serem compostos completamente apolares, as forças (de 
Van der Waals) que mantêm unidas as moléculas dos alcanos são 
muitas fracas e de curto raio de ação - atuam apenas entre partes 
de moléculas vizinhas que se encontrem em contato, ou seja, entre 
as superfícies das moléculas. Deve-se esperar, portanto, que quanto 
maior for a molécula, e consequentemente a área superficial, 
maiores serão as forças intermoleculares. Assim, algumas 
propriedades físicas, como o ponto de fusão (PF) e o ponto de 
ebulição (PE) crescem à medida que aumenta o número de carbonos na 
cadeia dos alcanos. 
 À temperatura ambiente os n-alcanos com até 4 carbonos 
são gasosos;de 5 a 16 carbonos são líquidos e acima de 17 são 
sólidos. Os alcanos isômeros apresentam diferenças no PE e PF. Por 
exemplo, o butano tem PE = 0,8o C e o isobutano tem PE = -11,7o C. 
Pode-se generalizar que, para alcanos isômeros, aquele que tiver 
maior número de ramificações terá menor ponto de ebulição. Imagina-
se que, pela inserção de cadeias laterais, a molécula tende a 
aproximar-se da forma esférica; isso produz um decréscimo da área 
superficial relativa e, consequentemente, enfraquecimento das 
forças intermoleculares, as quais podem, assim, ser vencidas a 
temperaturas mais baixas. 
 Quanto à solubilidade, os alcanos, sendo moléculas 
apolares, dissolvem-se apenas em solventes apolares como benzeno e 
em outros alcanos líquidos (gasolina, querosene etc). A densidade 
dos alcanos aumenta inicialmente com o peso molecular, mas tende 
69 
 
depois para um limite de cerca de 0,778, sendo todos, portanto, 
menos densos que a água. 
 
4.5- Métodos de obtenção 
 Os alcanos mais baixos, desde o metano até o n-pentano, 
podem ser obtidos em estado puro, pela destilação fracionada do 
petróleo e do gás natural. As frações separadas do petróleo, no 
entanto, são constituídas de misturas complexas de vários 
hidrocabonetos com diferentes números de átomos de carbono e, sob a 
forma de diversos isômeros. Os demais alcanos têm de ser preparados 
em laboratório. O uso que se dá a cada uma das frações depende 
essencialmente da respectiva volatilidade ou viscosidade dos 
compostos. 
Os métodos de obtenção dos Alcanos podem ser classificados em 4 
tipos: 
1. Métodos que mantêm a cadeia carbônica; 
2. Métodos que aumentam a cadeia carbônica; 
3. Métodos que diminuem a cadeia carbônica; 
4. Métodos a partir de fontes naturais. 
A seguir, descreveremos os principais métodos de cada um destes 
tipos: 
1. Métodos que mantêm a cadeia carbônica 
 Nestes métodos o número de átomos de carbono do Alcano obtido 
é o mesmo da substância que lhe dá origem. 
 A seguir descreveremos os seguintes métodos desse tipo: 
 1.1. Método de Sabatier-Senderens; 
 1.2. Método de Berthelot; 
 1.3. Redução de haletos de alquila; 
 1.4. Método de Grignard. 
1.1. Método de Sabatier-Senderens 
 Consiste na hidrogenação catalítica de alceno ou alcino. A 
ligação dupla de um alceno ou a ligação tripla de um alcino podem 
adicionar hidrogênio quantitativamente em presença de 
catalisadoresde platina, paládio ou níquel para formar um alcano 
com o mesmo esqueleto carbonado. 
 
 
 
 
70 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Importante: 
 Com catalisador de platina ou paládio, os mais ativos, a 
reação se efetua a temperatura e pressão ambientes. Com catalisador 
de níquel, menos ativo porém mais barato, há necessidade de 
empregar temperaturas de 100oC a 150oC e pressão de 70 a 150 
atmosferas para aumentar a velocidade da reação. 
 A hidrogenação (redução) de alcenos constitui a 
síntese mais importante dos alcanos, pois se trata de uma reação 
totalmente geral e só é limitada pela oferta de alcenos que, por 
sua vez, podem ser obtidos com facilidade a partir dos álcoois. 
1.2. Método de Berthelot 
 Consiste na hidrogenação de uma substância orgânica 
qualquer pelo hidrogênio nascente fornecido pela dissociação, a 
280 oC, do ácido iodídrico, HI, chamado de redutor universal de 
Berthelot. 
 Neste método, as ligações duplas e triplas tornam-se 
simples; os halogênios transformam-se em hidrácidos, o oxigênio em 
água, o enxofre em ácido sulfídrico, o nitrogênio em amoníaco, e 
assim por diante. 
 
 
 
 
 
CH2 CH CH3 + H2
Pt, Pd, Ni
CH3 CH2 CH3P
r
o
p
e
n
o
P
r
o
p
a
n
o
CH CH + H2
Pt, Pd, Ni
CH2 CH2E
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E
 
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q
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c
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m
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n
t
e
:
CH2 CH2 + H2
Pt, Pd, Ni
CH3 CH3E
t
e
n
o
E
t
a
n
o
71 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.3 Redução de haletos de alquila 
 Os haletos de alquila podem ser reduzidos diretamente a 
alcanos, por meio do H do hidreto de lítio e alumínio, LiAlH4. 
 a) pelo hidrogênio nascente 
 
 
 O hidrogênio pode ser obtido por meio de sistemas como 
HCl + Zn, Álcool + Na ou H2O + Na.Hg (Amálgama de sódio). Também 
pode ser usado hidrogênio gasoso com catalisador de platina ou 
paládio. 
 
 b) Pelo hidreto metálico de lítio e alumínio 
 
 Desde sua introdução, em 1947, o hidreto de lítio e 
alumínio vem substituindo, em grande parte, muitos outros agentes 
redutores mais antigos. 
1.4 Método de Grignard 
 Consiste na hidrólise simples de um composto de 
Grignard em que o grupo orgânico ligado ao magnésio seja alifático 
saturado: 
CCl4
+
8HI CH4
+
4HCl
+
4I2
Tetacloreto
de carbono
Metano
C2H5OH
+
2HI C2H6
+
H2O
+
I2
Etanol Etano
C6H12O6
+
14HI C6H14
+
6H2O
+
7I2
Glicose Hexano
C2H5.NH2
+
2HI C2H6
+
NH3
+
I2
Etilamina Etano
H3C-COOH
+
6HI CH3 CH3
+
H2O
+
3I2
Ácido acético Etano
CH3 I
+
HI CH4
+
I2
CH3 CH2 CH2 Br + 2H CH3 CH2 CH3 + HBr
Brometo de propila Propano
CH3 Cl + LiAlH 4CH4 + LiCl + AlCl3
72 
 
 Equação geral: 
 R-Mg-X + HOH RH + Mg(OH)X 
2. Métodos que aumentam a cadeia caarbônica 
 Nestes métodos, o número de átomos de carbonos do alcano 
obtido é maior do que o número de átomos de carbono do composto que 
lhe deu origem. Apresentaremos três métodos desta categoria, a 
saber: 
 2.1 Método de Wurtz; 
 2.2 Método de Grignard; 
 2.3 Método de Kolbe. 
 
2.1. Método de Wurtz 
 Consiste na reação de um iodeto de alquila com sódio. 
Este método é aplicável a todos os alcanos, exceto ao metano. Já 
permitiu preparar alcanos até o tetrahexacontano, C64H130. 
 Equação geral: 
 R I + Na + Na + I R � R-R + 2NaI 
 Na síntese de Wurtz há duas possibilidades: 
 1a) A partir de um só iodeto: 
 2RI + 2Na�R-R + 2NaI (as moléculas de R-R são simétricas.) 
 2a) A partir de iodetos diferentes: 
 RI + R’I + 2Na�R-R’ + 2NaI (Além desta, ocorrem mais duas 
reações para formar R-R e R’-R’). 
2.2. O método de Grignard 
 Consiste na reação entre um composto de Grignard 
alifático e saturado com um haleto orgânico também alifático e 
saturado: 
 Equação geral: 
 R – MgBr + R’-Br � R-R’ + MgBr2 
 
2.3. Método de Kolbe ou síntese anódica 
73 
 
 Consiste na eletrólise de um sal sódico ou potássico de 
ácido carboxílico alifático e saturado, em solução aquosa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Nesta síntese o alcano obtido terá sempre 2n-2 carbonos. 
3. Métodos que diminuem a cadeia 
 3.1. Método de Dumas 
 Consiste no aquecimento de sais sódicos de ácidos carboxílicos 
alifáticos saturados com cal sodada. A cal sodada é uma mistura de 
NaOH com CaO. A função da cal, CaO, na reação é moderar a ação 
corrosiva do NaOH. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Dos exemplos apresentados, podemos tirar as seguintes 
conclusões: 
2 CH 3 CH 2 C
O
O N a
2 CH 3 CH 2 C
O
O-
+ 2 Na +
S u b m e te n d o a s o lu ç ã o a q u o s a à e le tró l is e , te re m o s n o 
â n o d o :
2 CH 3 CH 2 C
O
O-
2e- H 3 C - CH 2
H 3 C - CH 2 :
: C
O-
O
C
O
O-
CH 3 CH 2 CH 2 C H 3 + 2 CO 2
n-Butano
CH 3 C
O
O
Na
+ NaOH
CaO
CH 4 + Na 2CO 3
Acetato de Sódio
Metano
C
O
O
CH 2
C
O
O Na
Na
+ 2NaOH
CaOCH 4 + 2Na 2CO 3
Malonato de sódio
Metano
CH 3 CH 2 C
O
ONa
+ NaOH
CaO
CH 3 CH 3 + Na 2CO 3
Propionato de Sódio
Etano
74 
 
 a) A síntese de Dumas é uma descarboxilação; 
 b) Quando se trata de sal de cálcio monocarboxílico, o 
alcano obtido terá um átomo de carbono a menos que o sal empregado. 
4. Métodos a partir de fontes naturais 
 Estes são, evidentemente, os métodos mais importantes. 
4.1 Destilação dos petróleos 
 Através da destilação fracionada cuidadosa dos 
diversos tipos de petróleo, é possível isolar alcanos puros, em 
qualquer estado físico: gasoso, líquido e sólido. 
4.2 Destilação seca 
 Podemos obter alcanos pela destilação seca (pirogenação) de 
hulha, madeira, lignita, xisto pirobetuminoso, etc. 
4.3 Captação do gás natural 
 Os alcanos podem ser obtidos pela captação do gás natural, que 
se desprende principalmente nas regiões petrolíferas. O gás natural 
contém os alcanos voláteis, de baixo peso molecular, desde C1 até 
C8, aproximadamente. Sua composição varia muito com a origem, porém 
uma distribuição percentual típica é a seguinte: 
Metano 80% Butano 1% 
Etano 13% Alcanos C5-C8 0,5% 
Propano 3% Nitrogênio 2,5% 
Os hidrocarbonetos voláteis desta série são narcóticos 
por inalação. 
 Fração Temperatura de 
ebulição 
 Número de átomos de 
carbono 
 Gás abaixo de 20o C 1 a 4 
 Éter de petróleo 20 - 60o C 5 a 6 
 Ligroína (nafta leve) 60 - 100o C 6 a 7 
 Gasolina natural 40 - 205o C 5 a 10 e cicloalcanos 
 Petróleo de iluminação 175 - 325o C 12 a 18 e aromáticos 
 Gasóleo acima de 275o C 12 ou mais 
 Óleo de lubrificação líquidos não 
voláteis 
cadeias longas ligadas a 
ciclos 
 Asfalto ou coque do 
petróleo 
 sólidos não 
voláteis estruturas policíclicas 
 
75 
 
 
4.6- Propriedades químicas 
 Os alcanos são compostos naturalmente pouco 
reativos. Para fazer reagir um alcano é preciso fornecer grande 
quantidade de energia, pois sua estrutura é muito estável e muito 
difícil de ser quebrada. Só uma partícula extremamente reativa, 
como um átomo ou um radical livre, consegue atacar a molécula do 
alcano. As reações geralmente se dão pela subtração de hidrogênios 
do alcano, rompendo homoliticamente a ligação. Forma-se então um 
radical livre, que continua a sequência da reação. A molécula do 
alcano, todavia, possui diversos átomos de hidrogênio, e o produto, 
que efetivamente se forma, depende de qual desses hidrogênios é 
removido. 
 5. PRINCIPAIS REAÇÕES DOS ALCANOS 
 5.1- Craque ou Pirólise 
 5.2- Halogenação 
 5.3- Nitração 
 5.4- Sulfonação 
 5.5- Oxidação 
 
 5.1- Craque ou Pirólise 
 Os alcanos, quando convenientemente aquecidos, sofrem 
ruptura homolítica na cadeia, simétrica ou não, resultando outros 
alcanos e alcenos de cadeias menores. Essa reação é muito usada 
para se obter gasolina (mistura de octanos) a partir de querosene e 
óleo diesel (alcanos com mais de 16 carbonos). O alcano passa 
através de uma câmara aquecida a cerca de 400 a 600o C, utilizando 
geralmente um catalisador formado por óxidos metálicos. Essas 
reações também produzem certa quantidade de hidrogênio. 
 
 
 
 
76 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5.2- Halogenação 
 A halogenação de um alcano se dá por substituição de um 
átomo de hidrogênio por um halogênio, resultando em um haleto de 
alquila. Por exemplo, na cloração do metano e do etano os produtos 
são, respectivamente, cloro metano e cloro etano. Para alcanos com 
mais de dois carbonos existe mais de uma possibilidade para o 
halogênio se posicionar. Deste modo o produto da reação será uma 
mistura de isômeros de posição. Entretanto, as quantidades dos 
isômeros formados diferem-se na mistura. A reação ocorre via 
radicais livres. 
 Tomemos como exemplo a bromação do propano. As 
quantidades de 1- bromo propano e 2- bromo propano obtidas dependem 
das velocidades relativas a que os radicais n-propil e isopropil se 
formam. Se os radicais isopropil se formarem mais rapidamente será 
também o 2- bromo propano o que se formará mais rapidamente e o que 
constitui, portanto, a maior parte dos produtos da reação. Devemos 
então comparar as velocidades relativas em que os hidrogênios 
primários e secundários são subtraídos do propano. Para se calcular 
a porcentagem de cada um dos produtos devemos usar a seguinte 
regra: 
CH 3 CH 2 C H 3
600 °C
∆
CH 3 CH C H 2 + H 2
CH 2 C H 2 + C H 4
Propeno
Eteno
CH 3 CH 2 CH 2 C H 3
600 °C
∆
Misturas de alcenos C 4H 8 e H 2
CH 3 CH C H 2
Propeno
+ C H 4
CH 3 C H 3 CH 2 C H 2
Eteno
+
Metano
Etano
Metano
77 
 
 
 
 Velocidades relativas de subtração do hidrogênio: 
 H primário = 1,0 
H secundário = 3,8 
 H terciário = 5,0 
 O propano tem seis hidrogênios primários e dois 
hidrogênios secundários, portanto: 
 para H primário: 6 x 1,0 = 6,0 
 para H secundário: 2 x 3,8 = 7,6 
total: 6,0 + 7,6 = 13,6 
 13,6 corresponde a 100% das velocidades relativas. 
Logo, por regra de três simples, temos que 7,6 (H primário) 
corresponde a aproximadamente 55,9% e que 6,0 (H secundário) 
corresponde a 44,1%. Essas porcentagens são as quantidades 
relativas dos radicais n-propil e isopropil formados e, 
consequentemente, também dos produtos formados. Percebe-se então 
que o radical substituído no carbono secundário, isto é, o radical 
isopropil, forma-se mais rapidamente que o n-propil, o que leva a 
uma maior rapidez na formação do 2-bromo propano. 
 Essa regra funciona bem para a monohalogenação dos 
alcanos e os resultados são geralmente porcentagens não muito 
discrepantes entre si, pois na maioria dos alcanos o número de 
hidrogênios menos reativos é maior, quer dizer, a menor reatividade 
está compensada por um fator de probabilidade de ataque mais alto e 
disto resulta que se obtenham quantidades apreciáveis de todos os 
isômeros. 
 Veremos posteriormente alguns aspectos estereoquímicos da 
halidrificação de alcenos. 
78 
 
 
5.3- Nitração 
 Os alcanos podem ser nitrados utilizando-se ácido 
nítrico concentrado em condições enérgicas (aprox. 400o C), 
produzindo nitro-compostos: 
 
 
 5.4- Sulfonação 
 Os alcanos podem ser sulfonados utilizando-se ácido 
sulfúrico concentrado a altas temperatura, produzindo ácidos 
sulfônicos: 
 
 
 
 
 
5.5- Oxidação 
 A oxidação dos alcanos pode ser de três tipos: 
 5.1.1 Combustão completa; 
 5.1.2 Combustão incompleta; 
 5.1.3 Oxidação com oxidantes. 
 
 5.1.1. Combustão completa 
 A combustão ou queima dos alcanos se faz com formação de 
CO2 e H2O e desprendimento de apreciável energia calórica, o 
que os torna tão importantes como combustíveis. 
C H 4 + H 2 SO 4
∆
H 3 C-SO 3 H + H 2 O
Metano Ácido metilsulfônico
CH 3 C H 3 + H 2 SO 4
∆
H 3 C-CH 2 -SO 3 H + H 2 O
Etano Ácido etilsulfônico
79 
 
 O calor liberado na queima de cada mol de alcano é 
chamado de calor de combustão desse alcano e aumenta de 
maneira regular ao se progredir na série homóloga, de cerca de 
158 Kcal/mol para cada grupo CH2. O metano tem calor de 
combustão de 212 kcal/mol; o etano, 373; o propano, 531 e 
assim sucessivamente, sendo que o decano é 1620. 
 
 A reação geral da combustão completa é: 
 CnH2n+2 + (3n+1)/2 O2 � nCO2 + (n+1)H2O + 
calor 
5.1.2. Combustão incompleta 
 A queima de alcanos com insuficiência de 
oxigênio produz vapor de água e carbono na forma de pó fino 
chamado de negro de