Livro - Quimica Organica Sem Misterio

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Química Orgânica 
Sem Mistério
Série SeM MiSTéRio
Alemão Sem Mistério
Álgebra Sem Mistério
Cálculo Sem Mistério
Conversação em Alemão Sem Mistério
Conversação em Espanhol Sem Mistério
Conversação em Francês Sem Mistério
Conversação em Italiano Sem Mistério
Espanhol Sem Mistério
Francês Sem Mistério
Geometria Sem Mistério
Gramática Inglesa Sem Mistério
Italiano Sem Mistério
Pré-Álgebra Sem Mistério
Pré-Cálculo Sem Mistério
Química Sem Mistério
Química Orgânica 
Sem Mistério
Daniel R. Bloch
Rio de Janeiro, 2013
A Nan, por sua ajuda, paciência e comentários úteis.
SUMÁRIO
Prefácio xvii
Agradecimentos xix
CAPÍTULO 1 Estrutura e Ligação 1
Introdução 1
Estrutura Atômica 1
Número Atômico e Massa Atômica (Peso Atômico) 3
Níveis de Energia Eletrônica 4
A Regra do Octeto 7
Valência 8
Estruturas de Lewis 9
Formas de Orbitais 15
Mecânica Quântica 15
Formação de Ligações 18
Teoria da Ligação de Valência 20
Orbitais Moleculares 21
OMs Ligantes e Antiligantes 21
Setas Curvas 30
Eletronegatividade e Polaridade de Ligações 30
Momentos dipolares 32
Cargas Formais 34
Estruturas de Ressonância 35
Forças Intermoleculares 37
Teste Rápido 40
SUMÁRIOviii
CAPÍTULO 2 Famílias e Grupos Funcionais 45
CAPÍTULO 3 Ácidos e Bases 49
Introdução 49
Definição de Arrhenius 50
Definição de Brønsted-Lowry 50
Ácidos e Bases Conjugados 50
Ka E pKa 51
Reações de Equilíbrio 52
Ácidos Fracos: Hidrocarbonetos 56
Ácidos e Bases de Lewis 57
Teste Rápido 60
CAPÍTULO 4 Alcanos e Cicloalcanos 63
Introdução 63
Fontes de Alcanos 64
Alcanos acíclicos e cíclicos 64
Nomenclatura 65
Fórmulas 66
Estruturas 66
Isômeros Constitucionais 68
Cicloalcanos 70
Grupos Alquila 71
Nomeando Compostos pelo Sistema IUPAC 74
Propriedades Físicas 78
Propriedades Químicas 79
Conformações de Alcanos 80
Conformações de Cicloalcanos 88
Teste Rápido 99
CAPÍTULO 5 Estereoquímica 103
Isômeros 103
Compostos Quirais 104
Estereocentros 105
Centros de Quiralidade 106
Enantiômeros 108
Misturas Racêmicas 113
O Sistema R/S 114
Quando o Grupo de Menor Prioridade Não Está Atrás 117
SUMÁRIO ix
Moléculas com Múltiplos Centros Assimétricos 119
Enantiômeros 120
Diastereoisômeros 120
Compostos Meso 121
Projeções de Fisher 123
Rotação das Estruturas/Projeções de Fisher 124
Estereoisômeros Cíclicos 126
Nomenclatura de Estereoisômeros Cíclicos 129
Carbonos Pró-Quirais (Pretendentes) 130
Teste Rápido 131
CAPÍTULO 6 Estrutura e Propriedades de Alquenos 135
Introdução a Alquenos 135
Estrutura dos Alquenos 136
Nomenclatura de Alquenos 138
Nomes Comuns 140
Isômeros Cis e Trans 140
O Sistema E/Z 141
Graus de Insaturação 142
Estabilidade de Alquenos 145
Propriedades Físicas 147
Propriedades Químicas 147
A Seta Curva 148
Teste Rápido 149
CAPÍTULO 7 Mecanismos de Reações 151
Introdução 151
Termodinâmica 151
Cinética 153
Carbocátions 156
O Postulado de Hammond 158
Reações Regioquímicas 159
A Regra de Markovnikov 160
Estereoquímica 161
Reações de Rearranjo de Carbocátions 162
Teste Rápido 164
SUMÁRIOx
CAPÍTULO 8 Reações de Alquenos 167
Reações com Haletos de Hidrogênio em Solventes Inertes 167
Reações com Haletos de Hidrogênio em Solventes Próticos 168
Reações de Oximercuração-Desmercuração 171
Halogenação em Solventes Inertes 177
Estereoquímica da Halogenação 178
Halogenação em Solventes Reativos 179
Bromação Radical 181
Formação de Dióis 183
Quebra de Ligação Dupla 183
Hidrogenação 185
Epóxidos 186
Ciclopropanos 187
Teste Rápido 188
CAPÍTULO 9 Alquinos 191
Introdução 191
Estrutura 191
Nomenclatura 193
Propriedades Físicas 194
Propriedades Químicas 195
Reações com Ácidos de Brønsted-Lowry 195
Reações com HBr e Peróxidos 199
Reações com Halogênios 201
Reações de Hidratação 202
Reações de Hidroboração-Oxidação 204
Reações de Hidrogenação/Redução 205
Reações de Oxidação 207
Acidez de Alquinos 208
Reações de Alquilação 209
Preparação de Alquinos 210
Teste Rápido 211
CAPÍTULO 10 Caracterização 215
Introdução 215
Cromatografia 215
SUMÁRIO xi
Espectroscopia 220
Espectroscopia de UV 230
Espectroscopia de Ressonância Magnética Nuclear 233
Propriedades Nucleares 233
Espectrômetros de RMN 235
Espectroscopia de RMN de ¹H 237
Prótons Equivalentes e Não Equivalentes 242
Espectroscopia de RMN de 13C 251
Espectrometria de Massa 254
Teste Rápido 259
CAPÍTULO 11 Organo-Haletos 265
Introdução 265
Nomenclatura 266
Propriedades 266
Preparação de Haletos 267
Halogenação de Radicais 267
Poli-Halogenação 269
Produtos Isoméricos 269
Halogenação Alílica 272
Reações de Organo-Haletos 274
Teste Rápido 276
CAPÍTULO 12 Reações de Substituição Nucleofílica e Eliminação 279
Introdução 279
Propriedades dos Nucleófilos 280
Propriedades das Bases 281
Propriedades de Substratos/Eletrófilos 282
Propriedades dos Grupos Abandonadores 282
Propriedades de Solventes 284
Reações de Substituição Nucleofílica de 
Segunda Ordem (SN2) 286
Reações de Substituição Nucleofílica de 
Primeira Ordem (SN1) 290
Resumo de Reações SN1 e SN2 294
Reações de Eliminação de Segunda Ordem (E2) 295
Reações de Eliminação de Primeira Ordem (E1) 299
SUMÁRIOxii
Resumo das Reações E1 e E2 301
Competição entre Reações de Substituição 
e Eliminação 301
Teste Rápido 303
CAPÍTULO 13 Alcoóis 307
Introdução 307
Propriedades de Alcoóis 308
Nomenclatura 309
Acidez e Basicidade de Alcoóis 311
Reações com Metais Ativos 313
Preparação de Alcoóis 313
Compostos organometálicos 319
Preparação de Alcoóis Usando 
Reagentes Organometálicos 320
Reações de Alcoóis 322
Conversão de Alcoóis em Haletos de Alquila 324
Reações de Desidratação 326
Teste Rápido 327
CAPÍTULO 14 Éteres 331
Introdução 331
Nomenclatura 331
Propriedades 332
Preparação de Éteres 333
Reações de Éteres 335
Anéis de Éter de Três Membros 337
Teste Rápido 342
CAPÍTULO 15 Compostos de Enxofre (Sulfurosos) 345
Nomenclatura 345
Propriedades 347
Reações de Compostos de Enxofre (Sulfurosos) 348
Teste Rápido 352
CAPÍTULO 16 Sistemas Conjugados 353
Introdução 353
Estabilidade de Dienos 353
Adição Eletrofílica de Dienos Conjugados 360
SUMÁRIO xiii
Cátions, Radicais e Ânions Alílicos 363
Reações de Diels-Alder 365
Teste Rápido 372
CAPÍTULO 17 Compostos Aromáticos 375
Introdução 375
Reatividade de Compostos Aromáticos 376
Nomenclatura 376
Estruturas de Kelulé 378
Estabilidade do Benzeno 379
O Modelo de Ressonância 381
Descrição da Aromaticidade por Orbitais Moleculares 382
Propriedades de Compostos Aromáticos, 
Não Aromáticos e Antiaromáticos 386
Regra de Hückel 387
Compostos Heterocíclicos 388
Íons Aromáticos 390
Compostos Policíclicos Aromáticos 391
Teste Rápido 393
CAPÍTULO 18 Reações de Benzeno e Outros Compostos Aromáticos 397
Introdução 397
Substituição Aromática Eletrofílica 398
Substituição Aromática Nucleofílica 405
Mais Derivados do Benzeno 407
Reações de Substituições Múltiplas 411
Substituição Eletrofílica em Benzenos 
Dissubstituídos 418
Teste Rápido 420
CAPÍTULO 19 Aldeídos e Cetonas 423
Introdução 423
Nomenclatura 424
Propriedades Físicas 427
Propriedades Químicas 427
Preparação de Aldeídos e Cetonas 429
Hidratação de Alquinos 432
SUMÁRIOxiv
Redução de Cloretos Ácidos 433
Reações de Aldeídos e Cetonas com Nucleófilos 437
Reações de Wittig 443
Reações de Oxidação e Redução 444
Teste Rápido 447
CAPÍTULO 20 Ácidos Carboxílicos 451
Introdução 451
Nomenclatura 452
Estrutura Tridimensional 455
Descrição de Orbitais Moleculares (OMs) 455
Propriedades Físicas 456
Acidez de Ácidos Carboxílicos 458
Preparação de Ácidos Carboxílicos 461
Derivados de Ácidos Carboxílicos 466
Teste Rápido 467
CAPÍTULO 21 Derivados de Ácidos Carboxílicos 469
Introdução 469
Haletos de Ácidos Carboxílicos 472
Anidridos de Ácidos Carboxílicos 477
Ésteres Carboxílicos 480Amidas 485
Amidas Cíclicas 488
Imidas 489
Nitrilas 490
Teste Rápido 493
CAPÍTULO 22 Reações de Alfa-Substituição em 
Compostos de Carbonila 497
Introdução 497
Enol e Ânions de Enolato 498
Monoalogenação Alfa de Aldeídos e Cetonas 500
Cetonas Alfa-Beta Insaturadas 502
Alfa-Bromação de Ácidos Carboxílicos 502
Acidez dos Átomos de Hidrogênio Alfa 502
Síntese de Éster Malônico 506
Síntese de Éster Acetoacético 508
Reações Adicionais de Condensação 509
Teste Rápido 511
SUMÁRIO xv
CAPÍTULO 23 Reações de Condensação de Carbonila 515
Introdução 515
Reações de Aldol 516
Desidratação de Compostos de Aldol 517
Reações de Aldol Mistas ou Cruzadas 518
Reações de Aldol Intramoleculares 519
Reações de Condensação de Claisen 520
Reações de Alfa-Substituição 524
Teste Rápido 527
Teste Final 529
Soluções dos Testes e do Teste Final 557
Apêndice A - Tabela Periódica dos Elementos 565
Bibliografia 567
Índice Remissivo 569
xvii
PREFÁCIO
A química orgânica é a química dos compostos que contêm carbono. Todos os orga-
nismos vivos, tanto plantas como animais, são feitos de compostos orgânicos. Qualquer 
pessoa que se interesse pela vida e pelos seres vivos precisa ter uma compreensão básica 
de química orgânica.
Artigos continuam a surgir em periódicos e revistas descrevendo o desenvolvimento de 
novos medicamentos e testes de diagnóstico. Esses novos produtos e novas tecnologias são 
o resultado de uma melhor compreensão da estrutura e função do DNA, das proteínas e de 
outras moléculas biológicas orgânicas. As reações e interações dessas moléculas complexas são 
as mesmas reações e interações que ocorrem com moléculas orgânicas mais simples.
Este livro foi escrito para ajudar a quem se sente intimidado pelas palavras química or-
gânica. Pessoas que nunca tiveram um curso formal em química orgânica e estudantes que 
atualmente estão cursando ou planejando cursar formalmente a disciplina encontrarão aqui 
uma introdução de fácil leitura e suplementação para outros livros.
Os capítulos são escritos na mesma ordem geral encontrada na maioria dos livros didá-
ticos universitários. Seria útil, embora não estritamente necessário, se o leitor já tivesse par-
ticipado de um curso introdutório à química. Os três primeiros capítulos cobrem o material 
básico tipicamente abordado em cursos de química geral. Não é necessário ler os capítulos em 
sequência, mas como o material costuma apoiar-se em conceitos anteriores, isso pode facilitar 
sua compreensão.
Termos e conceitos importantes são redigidos em itálico. Certifique-se de ter compre-
endido esses conceitos, uma vez que surgirão novamente em outras seções deste livro. As 
perguntas (e respostas) são oferecidas em cada capítulo para ajudar a medir sua compreensão. 
Cada capítulo é concluído com a seção “Teste” cobrindo o material apresentado. Use os testes 
para checar sua compreensão e seu progresso. As respostas das perguntas na seção Teste são 
dadas no final do texto. Revise (imediatamente) os problemas que você não respondeu cor-
retamente. Assegure-se de ter compreendido os conceitos antes de prosseguir para o capítulo 
seguinte, uma vez que novos materiais costumam se basear em conceitos anteriores.
xviii PREFÁCIO
Conforme for lendo cada capítulo, faça pausas frequentes (você pode se deleitar nas boli-
nhas de goma de mascar usadas para fazer os modelos no Capítulo 5). O livro contém muitas 
figuras e diagramas. Observe-os conforme for lendo o texto. Costuma ser mais fácil compre-
ender o mecanismo de uma reação em um diagrama do que descrevê-lo em palavras.
Sim, será necessário decorar algumas coisas. Surgirão novos termos que você provavel-
mente nunca viu antes. Para uma série de termos, recomendo que se crie um recurso mne-
mônico, e sugiro alguns. Os mecanismos de reações não são tão complicados quanto podem 
parecer. É possível prever a maioria das reações em que espécies negativas serão atraídas por 
espécies positivas (os opostos se atraem!). Átomos com elétrons que podem ser partilhados 
serão atraídos por espécies que precisam de mais elétrons — é simples assim.
Há um teste final de múltipla escolha no final do livro, com questões mais gerais, mas 
similares às dos testes dos finais de capítulo. As respostas são dadas no final do livro. Se você 
conseguir responder 80% do teste final corretamente (na primeira tentativa), você terá uma 
boa compreensão do material.
Espero que você tenha o mesmo prazer lendo sobre química orgânica que eu tive ao es-
crever sobre ela.
Daniel R. Bloch
xix
AGRADECIMENTOS
O autor expressa seu agradecimento a Nan por sua ajuda, paciência e comentários úteis du-
rante a preparação deste livro.
As pessoas a seguir tiveram a bondade de revisar diversos capítulos deste livro:
Vaughn Ausman, Marquette University
Kate Bichler, University of Wisconsin Center—Manitowoc
Peter Conigliaro (aposentado), S.C. Johnson
Sheldon Cramer (emérito), Marquette University
Timothy Eckert, Carthage College
Sharbil Firson, Sigma-Aldrich
Kevin Glaeske, Wisconsin Lutheram College
Bruce Holman
Shashi Jasti, Sigma-Aldrich
Steven Levsen, Mount Mary College
Julie Lukesh, University of Wisconsin—Green Bay
Kevin Morris, Carthage College
Pat Nylen, University of Wisconsin—Milwaukee
Stephen Templin, Cardinal Stritch University
Um agradecimento especial a Priyanka Negi e Judy Bass, que me ajudaram na edição 
técnica deste livro.
Química Orgânica 
Sem Mistério
1
CAPÍTULO
Estrutura e Ligação
1
Introdução
O estudo da química orgânica envolve as reações e interações entre molé-
culas. Como as moléculas são compostas de átomos, faz-se necessária uma 
revisão da estrutura dos átomos e como eles contribuem para determinar 
as propriedades das moléculas.
 Estrutura Atômica
Átomos são compostos por núcleos cercados por elétrons, conforme 
mostrado na Figura 1-1. O núcleo consiste em prótons com carga 
positiva e nêutrons com carga neutra. Embora o núcleo contenha 
outras partículas subatômicas, o próton, o nêutron e o elétron 
serão as únicas discutidas neste texto.
Química Orgânica Sem Mistério2
FIGURA 1-1. Estrutura de um átomo.
O átomo é extremamente pequeno. Seu diâmetro é de cerca de 10-10 m (0,000.000.000.1 m). 
Essas dimensões minúsculas normalmente são expressas em angstroms (Å), sendo que 1 Å 
equivale a 1 x 10-10 m, ou pm, sendo que 1 pm equivale a 10-12 m. O núcleo tem cerca de 
1/10.000 do diâmetro total do átomo, ou cerca de 10-4 Å. Um dado importante: a maior parte 
do volume do átomo é ocupada pelos elétrons. Para colocar em termos mais fáceis de entender, 
se o tamanho de um átomo fosse aumentado até que o núcleo ficasse do tamanho de uma 
bolinha de gude, a área ocupada pelos elétrons seria do tamanho de um estádio de futebol. 
Visualize isso por um momento. A área ocupada pelos elétrons é enorme em comparação à 
área ocupada pelo núcleo. A área ocupada pelos elétrons é chamada de nuvem eletrônica.
MASSAS DOS ÁTOMOS
A massa de um átomo fica concentrada no núcleo. Um próton e um nêutron têm uma massa 
de 1,66 x 10-24 g cada um. A massa de um elétron é 1/1800 a massa de um próton. Como esses 
valores são muito pequenos, é mais conveniente referir-se à massa de um próton e um nêu-
tron como unidades de massa atômica (u.m.a.). Uma u.m.a. equivale a 1,66 x 10-24 g. A massa 
de átomos individuais também é dada em u.m.a. A massa de um mol de átomos (um mol é 
um número específico, aproximadamente 6,022 x 1023) é a massa atômica, que também pode 
ser chamada de peso atômico, de um elemento. A massa atômica é expressa em gramas/mol.
 NUVENS ELETRÔNICAS
As estruturas de moléculas são normalmente representadas como mostrado na Figura 1-2. A 
estrutura 1-2a dá a entender que os átomos ficam bem distantes entre si em relação ao seu 
tamanho. Isso certamente é verdade paraos núcleos, mas não para as nuvens eletrônicas. A 
distância entre um núcleo de hidrogênio e um núcleo de carbono em uma ligação entre um 
átomo de carbono e um de hidrogênio é de cerca de 1,14 Å. O raio de uma nuvem eletrônica 
 de um átomo isolado de hidrogênio é calculado em 0,79 Å e o raio de um átomo isolado 
de carbono é calculado em 0,91 Å. Como a soma dos raios dos dois átomos é de 1,70 Å 
e o comprimento real da ligação é de apenas 1,14 Å, as nuvens eletrônicas devem se sobrepor 
CAPÍTULO 1 Estrutura e Ligação 3
para formarem a ligação C-H. Geralmente, quanto maior for a sobreposição das nuvens ele-
trônicas, maior será a densidade eletrônica na ligação e, portanto, mais forte ela será. A área 
ocupada pelos elétrons, a nuvem eletrônica, é muito maior do que as estruturas normalmente 
representadas (como a Estrutura 1-2a) neste livro e em outros livros didáticos de química or-
gânica dão a entender. A área ocupada pelos elétrons em uma molécula é mais precisamente 
representada pela Estrutura 1-2b.
FIGURA 1-2. Formação de ligação resultante da sobreposição de nuvens 
eletrônicas.
Por que precisamos dar tanta atenção a elétrons e nuvens eletrônicas? A química orgânica 
envolve interações físicas e reações químicas entre moléculas. Os elétrons são os principais 
responsáveis por essas interações e reações.
QUESTÃO 1-1
Os átomos são constituídos por quais três partículas subatômicas?
RESPOSTA 1-1
Prótons, nêutrons e elétrons.
 Número Atômico e Massa Atômica ( Peso Atômico)
O número atômico (Z) de um elemento equivale ao número de prótons no núcleo de um áto-
mo desse elemento. A soma do número de prótons e nêutrons é o número de massa (A). Se o 
número de prótons for modificado (uma reação nuclear), o resultado será um novo elemento. 
Não ocorrem mudanças no número de prótons em um átomo em reações químicas.
Um elemento é identificado por um símbolo. O símbolo é uma abreviação que substitui o 
nome de um elemento: H refere-se ao hidrogênio, C ao carbono, He ao hélio e Na ao sódio. 
Os símbolos nem sempre são as primeiras letras do nome corrente de um elemento, pois 
alguns símbolos são derivados de nomes históricos ou de outros idiomas. Um símbolo muitas 
vezes é mostrado com um número sobrescrito indicando a massa atômica e um número subs-
crito indicando o número atômico, por exemplo: ou .
Química Orgânica Sem Mistério4
 ISÓTOPOS
O número de nêutrons pode variar em um elemento em particular. Cerca de 99% dos 
átomos de carbono têm seis nêutrons, cerca de 1% tem sete nêutrons e uma porcentagem 
muito pequena contém oito nêutrons. Os átomos com o mesmo número atômico (e, portanto, 
o mesmo número de prótons), mas com números de massa (a soma de prótons e nêutrons) 
diferentes são chamados de isótopos. A massa média do carbono é de 12,0107 g/mol, a massa 
atômica do elemento. Note que as massas atômicas (alguns químicos orgânicos preferem 
usar o termo peso atômico, mas massa atômica é o termo mais exato) dos elementos na ta-
bela periódica (Apêndice A) não são números inteiros, uma vez que representam a média da 
composição isotópica. O número de elétrons em um átomo neutro, ou seja, um átomo sem 
carga elétrica positiva ou negativa, é o mesmo que o número de prótons. Os elétrons também 
contribuem com a massa atômica de um átomo, mas como a massa total de um elétron é cerca 
de 1/2000 da massa de um próton, sua contribuição para a massa normalmente é ignorada.
QUESTÃO 1-2
Uma amostra consiste em três átomos de cloro: um tem uma massa de 35,0 u.m.a. e dois têm 
massa de 36,0 u.m.a. Quantos prótons, nêutrons e elétrons há em cada átomo? Qual é a massa 
média da amostra?
RESPOSTA 1-2
O átomo de 35,0 u.m.a. tem 17 elétrons, 17 prótons e 18 nêutrons. Os outros átomos têm 
17 elétrons, 17 prótons e 19 nêutrons. A massa média é (1x 35,0 + 2 x 36,0)/3 = 35,7 u.m.a.
 Níveis de Energia Eletrônica
Os elétrons ocupam camadas e subcamadas concêntricas ao redor de um núcleo. As camadas 
recebem números chamados números quânticos principais de 1, 2, 3 etc. para identificar os 
níveis. A energia de cada camada e a distância entre os elétrons em uma camada e o núcleo 
aumenta conforme o número quântico principal aumenta. O Nível 1 é o nível de energia mais 
baixo e os elétrons nessa camada são os que se encontram mais próximos do núcleo. O Nível 
2 tem mais energia e os elétrons nesse nível estão mais distantes do núcleo que os do Nível 
1. As camadas são compostas de subcamadas. As camadas recebem denominações s, p, d e 
f. A energia das camadas e subcamadas aumenta conforme demonstrado na Figura 1-3. As 
configurações eletrônicas para os átomos de hidrogênio, hélio, carbono, nitrogênio e oxi-
gênio são mostradas na Figura 1-4. Os elétrons preferem ocupar os níveis de menor energia 
disponíveis. Isso representa seu estado mais estável, chamado de estado fundamental.
CAPÍTULO 1 Estrutura e Ligação 5
FIGURA 1-3. Níveis de energia das camadas e subcamadas.
 PRÍNCIPIO DE AUFBAU
A Figura 1-4 é um método mais conciso que mostra como os elétrons preenchem as sub-
camadas conforme o número atômico aumenta. Cada elétron adicional se encaixa no nível 
de energia mais baixo disponível. Isso é chamado de princípio de Aufbau (“construção” em 
alemão). A Figura 1-4 mostra a configuração eletrônica de menor energia de seis elementos 
comuns. Cada subcamada s consiste em um orbital. Cada subcamada p consiste em três 
orbitais. Note que é utilizado o termo orbital, não órbita. O termo orbital será definido na 
próxima seção.
Cada orbital pode conter no máximo dois elétrons. Quando os orbitais em uma subcama-
da são preenchidos, os elétrons seguem para a subcamada de energia mais elevada seguinte. 
Cada camada principal tem apenas um orbital s: 1s, 2s, 3s etc. Cada camada principal do 
Nível 2 e acima possui três orbitais p: px, py e pz. Todos os orbitais p na mesma subcamada 
(2px, 2py e 2pz) possuem a mesma energia. Os orbitais com a mesma energia são chamados 
de orbitais degenerados. O número máximo de elétrons em uma camada principal é 2n2, onde 
n é o número quântico principal, 1, 2, 3 etc.
FIGURA 1-4. Configuração eletrônica dos elementos.
Química Orgânica Sem Mistério6
 PRINCÍPIO DE EXCLUSÃO DE PAULI
Como os elétrons possuem carga negativa, há certa resistência para que dois elétrons ocupem 
o mesmo orbital ou, em outras palavras, formem pares. Espécies com a mesma carga (duas 
cargas negativas) se repelem mutuamente. O átomo de hélio possui dois elétrons a serem co-
locados em orbitais (veja a configuração do elétron na Figura 1-4). Um elétron pode ser posi-
cionado no orbital de menor energia, o orbital 1s. O segundo elétron pode ser posicionado no 
orbital 1s ou no orbital 2s. A energia necessária para colocar o segundo elétron no orbital 2s, 
de maior energia, é maior que a energia necessária (repulsão elétron-elétron) para posicionar 
os dois elétrons no orbital 1s, formando um par. Portanto, o segundo elétron se encaixa no 
orbital 1s. Costuma-se dizer que cada elétron tem um spin (“rodopio”, em inglês), como um 
pião, e esse spin pode ser no sentido horário ou anti-horário. A direção do spin é indicada 
por uma seta apontando para cima ou para baixo. Dois elétrons no mesmo orbital precisam 
ter spins opostos (princípio de exclusão de Pauli). Os dois elétrons do hélio são mostrados com 
spins opostos (!!") na Figura 1-4.
 REGRA DE HUND
Tomemos como exemplo o átomo de carbono, que possui seis elétrons. A configuração ele-
trônica é mostrada na Figura 1-4. Usando o princípio de Aufbau, os dois primeiros elétrons 
se encaixam no orbital 1s. Os dois elétrons seguintes se encaixam no orbital 2s, que é o orbital 
seguinte na escala de energia. E os dois últimos elétrons se encaixam nos orbitais 2p, que 
estão a seguir na escala de energia. Os dois últimos elétrons podem se encaixar no mesmo or-
bital p ou em orbitais p diferentes.Para orbitais degenerados (com a mesma energia), é mais 
eficiente, do ponto de vista energético, que os elétrons se encaixem em orbitais degenerados 
diferentes até que sejam forçados a formar um par (regra de Hund).
Agora, considere o oxigênio com oito elétrons. Quando sete elétrons são adicionados pelo 
princípio de Aufbau, a configuração eletrônica será a mesma que indicada para o nitrogênio 
(veja Figura 1-4). O último elétron adiciona pares com um elétron já no orbital 2p. Seus eixos 
devem ser opostos (princípio de exclusão de Pauli), como mostrado na Figura 1-4.
 CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
Um método para escrever de modo resumido as configurações eletrônicas de átomos é mos-
trado para o oxigênio como 1s22s22p4. Verbalmente, diz-se “um S dois, dois S dois, dois P 
quatro”. O prefixo indica o nível de energia principal (1, 2, 3, etc.), a letra (s, p, d ou f) fornece 
o tipo de orbital e o expoente é o número de elétrons nesse orbital.
QUESTÃO 1-3
Escreva a versão resumida da configuração do átomo de sódio.
RESPOSTA 1-3
O átomo de sódio tem 11 elétrons: 1s22s22p63s1.
CAPÍTULO 1 Estrutura e Ligação 7
 ELÉTRONS DE VALÊNCIA
Os elétrons na camada exterior são chamados de elétrons de valência. Os elementos na primeira 
fileira (período) da tabela periódica, o hidrogênio e o hélio, possuem somente o orbital 1s. 
O número máximo de elétrons que esses dois elementos podem acomodar é 2. Uma confi-
guração de dois elétrons é chamada de dueto. Quando um átomo de hidrogênio possui dois 
elétrons de valência em seu orbital 1s, diz-se que ele está satisfeito com o dueto. Os elementos 
na segunda fileira (período) da tabela periódica, que vai do lítio ao neônio, podem reter no 
máximo 10 elétrons. A camada exterior, ou camada de valência, tem um número quântico 
principal de 2 e pode reter no máximo 8 elétrons, 2p2, 2p6. Quando os orbitais da camada de 
valência estão plenamente ocupados, diz-se que o átomo está satisfeito com o octeto. O número 
de elétrons de valência nos elementos nas três primeiras fileiras da tabela periódica é igual ao 
seu número de grupo (ver a tabela periódica no Apêndice A). O hidrogênio no Grupo IA tem 
1 elétron de valência, o carbono no Grupo IVB tem 4 elétrons de valência, e o flúor no Grupo 
VIIB tem 7 elétrons de valência. Um átomo pode ganhar elétrons de valência de, ou perder 
elétrons para, outros átomos. Os elétrons de valência são importantes, pois são eles que estão 
envolvidos na formação de ligações químicas.
QUESTÃO 1-4
Quantos elétrons um átomo de nitrogênio possui? Quantos elétrons de valência ele possui?
RESPOSTA 1-4
Ele tem sete elétrons e cinco elétrons de valência.
 A Regra do Octeto
O neônio, o argônio e os outros elementos na coluna VIIIB na tabela periódica são chamados 
de gases nobres. Eles possuem oito elétrons em sua camada de valência. O hélio é uma exceção, 
já que sua camada de valência (1s) pode reter somente dois elétrons. Os gases nobres são cha-
mados dessa forma porque são, evidentemente, gases e tendem a ser não reativos ou inertes. 
Existe uma estabilidade especial associada a átomos com oito elétrons em sua camada de 
valência (exceto para os elementos na fileira 1). A regra do octeto diz que os elementos devem 
perder, ganhar ou partilhar elétrons para alcançar o número de oito elétrons em sua camada 
exterior (camada de valência). Explicar a razão dessa estabilidade especial não se inclui no 
escopo deste livro.
Há algumas exceções para a regra do octeto. Os elementos da terceira fileira (como o 
enxofre e o fósforo) podem reter até 18 elétrons em sua camada de valência externa (orbitais 
3s, 3p e 3d). Os átomos de berílio e boro podem ter menos que oito elétrons em suas camadas 
de valência. Um exemplo de composto de boro será discutido na seção seguinte.
Química Orgânica Sem Mistério8
 Valência
A capacidade de ligação ou o número de ligações que um átomo pode formar é chamado de 
valência (seria útil ficar de olho na tabela periódica no Apêndice A enquanto lê este pará-
grafo). A valência dos átomos nos Grupos IA a IVA é a mesma que o número do grupo. O 
lítio (Grupo IA) tem uma valência de um e formará uma ligação simples com outro átomo. 
O carbono (Grupo IVA) tem uma valência de quatro e pode haver quatro ligações em cada 
átomo de carbono. O carbono é chamado de tetravalente. A valência dos elementos nos Gru-
pos VB a VIIB é 3, 2 e 1 (ou oito menos o número do grupo), respectivamente. Os elementos 
nos Grupos VB a VIIB podem ter múltiplas valências positivas, mas essas situações não serão 
discutidas aqui.
QUESTÃO 1-5
Qual é a valência do oxigênio? Qual é a capacidade de ligação do oxigênio? Qual é a capaci-
dade de ligação do boro?
RESPOSTA 1-5
O oxigênio tem uma valência e uma capacidade de ligação de 2. O boro tem capacidade de 
ligação de 3.
Os átomos na segunda fileira tendem a ganhar ou ceder elétrons para ficar com uma 
estrutura eletrônica semelhante à dos gases nobres. Querem ficar satisfeitos como um dueto 
ou um octeto como os gases nobres. Dessa forma, o lítio tende a ceder um elétron para ficar 
com a configuração eletrônica do hélio. O flúor tende a ganhar um elétron para ficar com a 
configuração eletrônica do neônio.
QUESTÃO 1-6
Quantos elétrons o oxigênio precisa ganhar para ficar satisfeito como um octeto?
RESPOSTA 1-6
O oxigênio precisa ganhar dois elétrons para obter um octeto completo em sua camada 
de valência.
 FORMAÇÃO DE LIGAÇÕES
Os átomos formam ligações transferindo ou partilhando elétrons com outros átomos. Um 
átomo que cede um elétron fica com uma carga positiva e passa a ser chamado de cátion. Se 
um átomo ganhar um elétron, fica com uma carga negativa e passa a ser chamado de ânion. 
Os átomos de elementos nos grupos IA e IIA tendem a transferir elétrons para elementos nos 
grupos VIB e VIIB. O cátion resultante dos grupos IA ou IIA forma uma ligação iônica com 
o ânion resultante dos grupos VIB e VIIB. Os elementos nos grupos VIB e VIIB tendem a 
CAPÍTULO 1 Estrutura e Ligação 9
partilhar elétrons quando reagem com elementos dos grupos IVB a VIIB. O compartilha-
mento de elétrons resulta em ligações covalentes.
O carbono, no Grupo IVB, tende a formar ligações com muitos outros elementos. Uma 
das razões para existirem tantos compostos orgânicos é que os átomos de carbono formam 
ligações com outros átomos de carbono, resultando em um vasto número de compostos.
 Estruturas de Lewis
As estruturas de Lewis são um modo conveniente de mostrar os elétrons de valência de um 
átomo. Os pontos são usados para indicar os elétrons de valência. Os elétrons que não são 
de valência, os elétrons internos, não são mostrados. As estruturas de Lewis para os átomos de 
carbono, nitrogênio e flúor são mostradas na Figura 1-5.
 A ESTRUTURA DE LEWIS PARA O CH4
As estruturas de Lewis de alguns compostos são mostradas na Figura 1-6. As ligações nos 
compostos são mostradas como um par de pontos ou uma linha cheia representando dois 
elétrons. Como se faz para saber onde colocar os elétrons? Tome como exemplo o metano, 
CH4. Há cinco regras simples que devem ser seguidas:
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos em uma molécula.
O CH4 tem oito elétrons de valência, quatro do átomo de carbono e quatro dos áto-
mos de hidrogênio (um para cada átomo).
2. Mostre a estrutura dos compostos conectando os átomos com uma ligação simples 
(dois elétrons). Talvez seja necessário que lhe digam como os átomos estão conecta-
dos se eles puderem se conectar de mais de uma maneira. O metano é mostrado na 
Estrutura 1-6a. Cada átomo de hidrogênio está ligado ao átomo de carbono por uma 
ligação simples.
FIGURA 1-5. Estruturas de Lewis.
Química Orgânica Sem Mistério10
FIGURA 1-6. Estruturas de Lewis para moléculas e íons.
3. Cada ligação consiste em dois elétrons. Subtraia o número de elétrons de ligação do 
número totalde elétrons de valência. Há oito elétrons nas ligações e oito elétrons de 
valência. Neste caso, todos os elétrons de valência estão participando das ligações 
C-H no CH4.
4. Se houver elétrons adicionais que não estejam participando de ligações, coloque-os 
nos elementos da segunda fileira para criar octetos completos. Pares de elétrons não 
envolvidos em ligações são chamados de elétrons não ligantes, como mostrado nas 
estruturas 1-6b-1-6f. (No CH4, não há elétrons não ligantes e todos os átomos estão 
satisfeitos como duetos ou octetos).
5. Mova os elétrons em pares (mostrados pela seta curva nas estruturas 1-6c e 1-6e) para 
deixar todos os átomos satisfeitos como duetos ou octetos, se possível.
 A ESTRUTURA DE LEWIS PARA O CH3OH
Três exemplos usando o CH3OH, o H2CO3 e o NO3
- ajudarão a explicar como desenhar as 
estruturas de Lewis. A conectividade dos átomos é mostrada na Figura 1-6. Primeiro consi-
dere o CH3OH. Há 14 elétrons de valência: 4 do átomo de carbono, 4 dos quatro átomos de 
hidrogênio e 6 do átomo de oxigênio. Os átomos são conectados como mostrado na Estrutura 
1-6b. As cinco ligações usam 10 elétrons (dois elétrons em cada ligação). Há quatro elétrons