1085091 S3 01 Orgânica I Compostos Orgânicos

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Instituto Federal de Educação - IFCE 
Química Orgânica I – S3 
Prof: Aristênio Mendes 
Módulo I: Compostos Orgânicos – Átomo de Carbono 
 
 
 Histórico 
 A expressão Química Orgânica foi empregada pela primeira vez por Lemery, no seu 
“Cours de Chimie”, em 1675, para designar a química das substâncias existentes nas plantas e 
nos animais, o que a diferenciava da química das substâncias minerais, chamada de Química 
Inorgânica. 
 As infrutíferas tentativas de se obterem substâncias orgânicas em laboratório levaram 
Berzelius (1820) a propor a teoria de que estas substâncias só se podiam formar, a partir de uma 
força especial, chamada de “força vital”, relativa aos seres animais e vegetais. 
 Em 1828, Wöhler conseguiu quebrar esta barreira através da famosa “síntese da uréia”, 
produto excretado na urina animal, ao usar uma destilação seca do cianato de amônio, 
reconhecidamente um composto inorgânico. 
 
 Os compostos orgânicos diferem notadamente dos inorgânicos, tanto pelas suas 
propriedades físicas como as químicas; pelo número ilimitado de compostos naturais ou 
sintetizados; pelas suas características estruturais; pelas suas reações químicas, e também na 
sua aplicabilidade. São utilizados nos alimentos; nos medicamentos; nos combustíveis; e na 
agricultura como fertilizantes, etc. 
 Apresentam moléculas bastante complexas formadas por milhares de átomos e contêm 
uma quantidade relativamente pequena de elementos químicos constituintes, em que o carbono e 
hidrogênio acompanham predominantemente; o oxigênio, nitrogênio, enxofre, fósforo e cloro 
que, algumas vezes são chamados de elementos “organógenos”, embora outros também 
possam estar presentes nas moléculas. 
 
 
 Teoria Estrutural 
 Na estrutura eletrônica de um átomo, a energia de um elétron está indicada por quatro 
estados quânticos: 
 
1) Número quântico principal - Nível de energia [ n ]  relaciona-se com o tamanho da órbita 
do elétron. 
2) Número quântico azimutal - Subnível de energia [ l ]  relaciona-se com a forma da órbita 
do elétron. 
3) Número quântico magnético – Orbital [ml ]  caracterizado pela orientação espacial do 
próprio orbital. 
4) Número quântico spin - [ ms ]  caracterizado pelo sentido de movimento de rotação 
elétron. 
 
 
 
O C
 NH2
 NH2
NH4 CNO
"cianato de amônio" "uréia"
 
 
2 
 
 
 Nota: 
 O termo órbita relaciona-se ao modelo descrito por Bohr, considerando a trajetória circular do 
elétron como partícula, enquanto orbital está associado ao modelo da mecânica quântica de Max Planck, 
levando-se em consideração as propriedades ondulatórias do elétron. 
 
 A distribuição de elétrons nos orbitais está basicamente relacionada a três princípios: 
 
1) “Aufbau” ou princípio da construção: os elétrons ocupam orbitais em ordem crescente de 
energia conforme a seqüência : 1s; 2s; 2p; 3s; 3p; 4s; 3d; 4p; 5s; 4d; 5p; 6s; 4f; 5d; 6p; 7s; 5f; 6d, 
etc. 
2) Principio da exclusão de Pauli: não mais que dois elétrons poderão ocupar cada orbital e 
somente se possuírem spins opostos. 
3) Regra de Hund: coloca-se inicialmente um elétron em cada orbital de mesma energia, de modo 
que os spins sejam paralelos, para em seguida se fazer o emparelhamento, com spins opostos. 
 
 
Nível de energia principal, n 
 
1 
 
2 
 
3 
 
4 
 
Número máximo de elétrons, 2n2 
 
2 
 
8 
 
18 
 
32 
 
Subníveis [ 0 a n – 1 ] 
 
1s 
 
2s 2p 
 
3s 3p 3d 
 
4s 4p 4d 4f 
 
Designação de orbitais ocupados 
 
 1s2 
 
 2s2 2p6 
 
 3s2 3p6 3d10 
 
 4s2 4p6 4d10 4f14 
 
Máximo de elétrons por subnível [ 4l + 2] 
 
2 
 
2 6 
 
 2 6 10 
 
2 6 10 14 
 
Orbitais por subnível [2l + 1] 
 
1 
 
1 3 
 
 1 3 5 
 
 1 3 5 7 
 
 
 Orbital Atômico: um orbital atômico (OA) é uma região do espaço em torno do núcleo do 
átomo, em que há maior probabilidade de se encontrarem elétrons. 
 
 
 Orbital s Orbitais p 
 
 
 
Orbitais d 
 
 Forma dos Orbitais: 
 
 
3 
 
 
 
 Covalência - Orbitais Moleculares: 
 A formação da ligação covalente resulta da interpenetração de orbitais atômicos para a 
formação de um novo orbital, que assume características diferentes, chamado de orbital molecular 
ou abreviado (OM). 
 
 Notas: 
 Uma covalência simples forma apenas um orbital molecular sigma [  ]; uma covalência dupla forma 
um orbital molecular sígma [  ] e um orbital molecular [  ] e uma covalência tripla forma um orbital 
molecular [  ] e dois orbitais moleculares [  ]. 
 Os comprimentos de ligações dos orbitais moleculares [  ] são mais longos que os comprimentos 
de ligações resultantes com os orbitais moleculares [  ]. 
 
 Configurações Moleculares – Orbitais Híbridos 
 
 Em algumas moléculas, as ligações covalentes, fundamentadas na TLV, não são 
justificadas pelo tipo de orbitais envolvidos na ligação, uma vez que o átomo ligante não apresenta 
no seu estado mínimo de energia - estado fundamental - orbitais semipreenchidos para a 
formação de ligações covalentes. As configurações dos átomos combinados são diferentes, 
quando formam covalências nas moléculas. 
 Nos casos mais comuns, a “hibridização” consiste num rearranjo dos orbitais de um 
mesmo átomo, com subníveis de energias muito próximos, para formar orbitais moleculares de 
ligação com mais baixa energia que determinam a geometria da molécula. 
 Orbital molecular sigma : ocorre pela superposição (overlap) de orbitais atômicos, 
que produzem um orbital molecular situado no eixo imaginário que atravessa os dois núcleos. 
 
 
 
 
 
 
 orbital s + orbital s orbital  (s – s) 
 
 
- O orbital molecular sigma [] tem uma simetria cilíndrica 
 em torno da linha que atravessa os dois núcleos. 
- Numa primeira covalência, o primeiro orbital molecular 
 formado é do tipo  que determina o esqueleto da molécula. 
 
 
Orbital molecular  : ocorre pela interpenetração de lóbulos de orbitais com caráter direcional 
como p ou d, fora do plano determinado pelo eixo internuclear, sendo menos estáveis que o 
sigma, portanto com maior energia. 
 
 
 
 
 
 
 
 orbital py + orbital py orbital  (p – p) 
 
 
 - Em ambos os casos, é a forma do orbital que está relacionada às letras  e . 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
 
 
 
 Principais Casos de Hibridação: 
 
1o Caso: Hibridação sp 
 Ocorre com a participação de um orbital s e de um dos orbitais p , para a formação de dois 
orbitais hibridizados sp , que se repelem mutuamente, formando ângulos de 180o e atribuindo à 
molécula uma geometria linear. 
 
 
OAs + OApx  OHsp + OHsp 
 
 
Mecanismo: 
 
4Be  [He] ; 2s2 ; 2pxo ; 2pyo 2pzo............................. “estado fundamental” 
 
4Be  [He] ; 2s1 ; 2px1; 2pyo 2pzo ................................ “estado ativado” 
 
4Be  [He] ; sp ; sp ....   .......................... .. “estado hibridizado” 
 
 
 
 
 
 
 2s2 2s1 ; 2px1 sp ; sp 
 
 
hibridação ângulo de ligação geometria molecular 
 sp 180o linear 
 
 Nota: 
 A energia dos orbitais sp é menor que a do orbital 2p e maior que a do orbital 2s, pois de uma 
forma semi-quantitativa, estes híbridos possuem 50% de caráter s e 50% de caráter p. 
 
 
 “Nas moléculas do tipo AX2 – lineares, o momento dipolar resultante dos vetores 
correspondentes aos dipolos de cada ligação adjacente é nulo e, portanto, a molécula será 
apolar” 
H - Be - H 
 
 = 0 
 
 
2o Caso: Hibridação sp2 
 Ocorre com a participação de um orbitais s e de dois orbitais p para a formação de três 
orbitais híbridos do tipo sp2 , que se repelem mutuamente no plano, formando ângulos de 120o, 
atribuindo à molécula uma geometria trigonal plana. 
 
 
OAs + OApx + OApy  OHsp2 + OHsp2 + OHsp2 
 
H Be H
Exemplo 1: Molécula do BeH2 
 
 
 
5 
 
 
 
 
Mecanismo: 
 
5 B  [He] ; 2s2 ; 2px1 ; 2pyo ; 2pzo .................................. “estado fundamental” 
 
 
5 B  [He] ; 2s1 ; 2px1 ; 2py1 ; 2pzo ......................................“estado ativado” 
 
 
5 B  [He] ; sp2 ; sp2 ; sp2 ...... ..    ...................“estado hibridizado” 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 2s2 ; 2px1 2s1 ; 2px1 ; 2py1 sp2 ; sp2 ; sp2 
 
 
 
hibridação ângulo de ligação geometria molecular 
 sp2 120o trigonal plana 
 
 
 Nota: 
 A energia dos orbitais sp2 é menor que a dos orbitais 2px e 2py , porém maior que a do orbital 
2s, pois de uma forma semiquantitativa, estes híbridos possuem 33,3% de caráter s e 66,6% de 
caráter p. 
 
 
 
 “Nas moléculas do tipo AX3 – trigonais plana, o momento dipolar resultante dos vetores 
correspondentes aos dipolos de cada ligação coplanar é nulo e portanto, a molécula será 
apolar” 
 
 
 
  = 0 
 
 
 
 
 
 
 
 
B
F
FF
B
F
FF
Exemplo 2: Molécula do BF3 
 
 
6 
 
 
 
 
3o Caso: Hibridação sp3 
 Ocorre com a participação de um orbitais s e de três orbitais p para a formação de quatro 
orbitais híbridos sp3 , que se repelem mutuamente no espaço, formando ângulos de 109o28’, 
atribuindo à molécula uma geometria tetraédrica. 
 
 
OAs + OApx + OApy + OApz  OHsp3 + OHsp3 + OHsp3 + OHsp3 
 
 
 
 
Exemplo 3: Molécula do Metano CH4 
 
 
 
 
Mecanismo: 
 
6C  [He] ; 2s2 ; 2px1 ; 2py1 ; 2pzo ............................................. “estado fundamental” 
 
6C  [He] ; 2s1 ; 2px1 ; 2py1 ; 2pz1 ..............................................“estado ativado” 
 
6C  [He] ; sp3 ; sp3 ; sp3 ; sp3 ..... .     ................ “estado hibridizado” 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 2s2 ; 2px1; 2py1 2s1 ; 2px1 ; 2py1 ; 2pz1 sp3 ; sp3 ; sp3 ; sp3 
 
 
 
 hibridação ângulo de ligação geometria molecular 
 sp3 109o28’ tetraédrica 
 
 
 Nota: 
 A energia dos orbitais sp3 é menor que a dos orbitais 2px e 2py e 2pz , porém é maior que a 
do orbital 2s, pois de uma forma semiquantitativa, estes híbroidos possuem 25% de caráter s e 75% 
de caráter p. 
 
energia aumenta 
 
s sp sp2 sp3 p 
 
 
 
 
 
C
H
HH
H
 
 
7 
 
 
 
 
 
 “Nas moléculas do tipo AX4 – tetraédricas (simétricas), o momento dipolar resultante dos 
 vetores correspondentes aos dipolos de cada ligação é nulo e, portanto, a molécula 
 será apolar” 
 
 
 
 
 
 
“Nas moléculas tetraédricas dos tipos AX3Y; AX2Y2; e AXY3 (assimétricas), o momento dipolar 
resultante dos vetores correspondentes os dipolos de cada ligação é diferente de zero e, 
portanto, a molécula é polar” 
 
 
 
 
 
 
 Nos carbonos insaturados com “dupla ligação”, um par de elétrons em orbitais p dos carbonos 
não participa do processo de hibridização, para poder formar um orbital molecular do tipo , 
conferindo a cada átomo de carbono um caráter planar produzido pelos orbitais híbridos sp2. 
 
 
Exemplo 5: Moléculas do acetileno C2H2 e do aleno C3H4 
 
 
 
 
 
 
 
 Nos carbonos insaturados com “tripla ligação” ou com duas “duplas acumuladas”, dois pares 
de elétrons em orbitais p dos carbonos não participam do processo de hibridização, para 
poderem formar dois orbitais moleculares do tipo , conferindo ao carbono um caráter linear, 
produzido pelos orbitais híbridos sp. 
 
C C
H
H
H
H
Exemplo 4: Molécula do Etileno C2H4 
 
 
H C C H
 C C C
H
H
H
H
 
 
8 
 
H
H
O ..
..
N
H
H
H
..
..
H
OH
H
..
H
H
O
H
.. ..
 
 Hibridizações com Orbitais Estereoativos: 
 
 1o Caso: Molécula da Água H2O 
 Na geometria da molécula da água, existem dois pares de elétrons não ligantes 
(estereoativos) que influem nas ligações O – H, interferindo no ângulo dos orbitais de ligação. 
 Pressupõe-se uma provável hibridação sp3 para os orbitais do átomo de oxigênio, 
proporcionando uma configuração tetraédrica irregular. 
 
 Nota: 
 Para a molécula de água, diz-se que tem forma angular (orbitais de ligação), e geometria 
molecular tetraédrica , considerando os orbitais estereoativos. 
 
 2o Caso: Molécula da Amônia NH3 
 Na geometria molecular da amônia, existe um par de elétrons não ligantes (estereoativos), que 
influem nas ligações N – H, interferindo no ângulo dos orbitais de ligação. 
 Pressupõe-se, também, uma hibridação sp3 para o átomo de nitrogênio, proporcionando 
uma configuração tetraédrica irregular. 
 
 Notas: 
 Para a molécula de amônia, diz-se que tem forma piramidal (orbitais de ligação), e geometria 
molecular tetraédrica , considerando o orbital estereoativo. 
 A protonação da molécula de amônia converte-a no íon amônio [ NH4 ]+ perfeitamente tetraédrico 
com orbitais sp3 idênticos; e a protonação da molécula de água converte-a no íon [ H3O ]+ , de 
configuração piramidal, semelhante à molécula de amônia.â  107o â = 109o28’ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 â  105o â  107o 
H
H
H
N
..
H
N
H H
H
H
..
 
 
9 
 
 
 Interações Moleculares e Propriedades Físico-Químicas 
 A existência de substâncias iônicas no estado sólido é facilmente explicada, através da 
interação eletrostática que existe entre os cátions e os ânions, que os mantêm fortemente atraídos 
no sistema cristalino. No caso dos metais, átomos se mantêm atraídos pela nuvem eletrônica que 
envolve seus íons no cristal metálico. Com isto, todos os compostos iônicos são sólidos de altos 
pontos de fusão e os metais se mantêm no estado sólido à temperatura ambiente, exceto o 
mercúrio que é o único metal líquido. 
 No caso das substâncias moleculares, as interações são menos intensas e são 
denominadas, genericamente, de “interações de van de Walls”, que podem ser dos seguintes 
tipos: 
 
 
 Forças de London: 
 São consideradas em moléculas apolares que podem apresentar assimetria de carga 
temporária, induzindo uma pequena atração entre os dipolos opostos. 
 As atrações moleculares são bastante fracas que devem ser consideradas, principalmente, 
nos estados líquido ou sólido. 
 
 
 
 
 
 
“Substâncias de moléculas apolares que possuem baixas massas moleculares tendem a ser 
gasosas” 
 
“Substâncias de moléculas apolares que possuem médias ou altas massas moleculares são 
líquidos voláteis ou sólidos sublimáveis” 
 
 
 
 Dipolo-dipolo: 
 São consideradas nas moléculas polares que apresentam uma assimetria de carga 
permanente. 
 Br - Cl ...... Br - Cl ..... Br – Cl 
 
 + - + - + - 
 
A atração molecular depende da intensidade do dipolo, ocasionado por diferença de 
eletronegatividade dos átomos. São forças relativamente fortes, que são consideradas nos 
estados sólido, líquido e gasoso. 
 
 
 “Substâncias de moléculas polares de baixa massa molecular tendem a ser gases de fácil 
liquefação” 
 
“Substâncias de moléculas polares de massa molecular média ou alta tendem a ser líquidas 
ou sólidas” 
 
 - forças de van der Walls ou (London) 
 
Interações moleculares - dipolo-dipolo 
 
 - pontes de hidrogênio 
 
 
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 Pontes de Hidrogênio (ligações de hidrogênio) 
 São consideradas em moléculas fortemente polarizadas, em que o centro da carga 
positiva se localiza no hidrogênio que está combinado com átomos muito eletronegativos e 
pequenos, tais como o flúor, oxigênio e nitrogênio. 
 
( HF )n  ( H – F ... H – F ..... H – F ..... H – F ) n 
 
 
 
“Moléculas com pontes de hidrogênio nos estados líquido ou sólido mantêm-se associadas, 
formando unidades polimérica, em geral com elevados pontos de ebulição” 
 
 
 Nota 
 Há alguma tendência para que sejam consideradas interações de van der Walls somente as que 
ocorrem em moléculas apolares, nos textos em que não são mencionadas as forças de London. 
 
 SOLUBILIDADE: 
 Uma solução é formada quando uma substância [soluto] consegue se dissolver em outra 
substância [solvente]. 
 Para a solução se formar, deve ocorrer que: 
 As interações das partículas do soluto sejam rompidas. 
 As interações das partículas do solvente sejam rompidas. 
 As interações entre as partículas de solvente e soluto sejam formadas. 
 
 Assim temos de uma maneira geral: 
 
 “Solutos apolares dissolvem-se em solventes apolares” 
 “Solutos iônicos ou polares dissolvem-se em solventes polares” 
 “Solutos capazes de formarem pontes de hidrogênio são bastante solúveis em água ou em 
outros solventes polares com pontes de hidrogênio” 
 
 
 CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA 
A corrente elétrica resulta do movimento ordenado de cargas elétricas. Estas podem ser 
elétrons ou íons. 
Os metais, por possuírem os elétrons de nuvem eletrônica fracamente ligados aos núcleos, 
são bons condutores de eletricidade, no estado sólido. As substâncias iônicas ao contrário, só 
conduzem eletricidade no estado fundido, ou em soluções aquosas. No estado sólido, os íons, por 
estarem fortemente atraídos uns aos outros, não conseguem movimentar-se, assim não 
conduzem a eletricidade. 
Os compostos moleculares não conduzem eletricidade no estado sólido, nem no estado 
líquido, pois suas moléculas não apresentam cargas elétricas livres. 
 
“Texto exclusivo extraído do livro Manual de Química Orgânica 
autor: Prof: Aristênio Mendes” 
O
HH
H
O
HH
O
H
O
H H
O
H H
O
HH
H
O
H
O
HH
 
( H2O )n 