Fascículo Quimica_Organica_Fascículo I

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Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
Prof. Dr. Fernando Carneiro 
1 
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO 
MARANHÃO – IFMA 
CAMPUS SÃO LUÍS MONTE CASTELO 
DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR 
DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA – DAQ 
Universidade Aberta do Brasil (UAB-EAD) 
 
 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA I 
 
Organização: 
Prof.º Dr. Fernando José Costa Carneiro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
São Luís 
2011 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
Prof. Dr. Fernando Carneiro 
2 
 
SUMÀRIO 
1. Introdução à química orgânica................................................................................... 5 
1.1. Introdução. ....................................................................................... ......................... 5 
1.2. Histórico..................................................................................................................... 7 
1.3. Principais Objetivos da Química Orgânica...................................... ......................... 8 
1.4. Importância da Química Orgânica. .................................................. ......................... 8 
1.5. Formação de Compostos Orgânicos. ............................................... ......................... 9 
1.6. Classificação do carbono. ................................................................ ......................... 9 
1.7. Divisões da Química Orgânica. ....................................................... ....................... 10 
2. Teoria estrutural da química orgânica. .................................................................... 12 
2.1. Ligações covalentes mais simples ........................................................................... 12 
2.2. Orbitais atômicos e moleculares. ..................................................... ....................... 13 
2.3. A regra do octeto.............................................................................. ....................... 15 
2.4. Geometria molecular........................................................................ ....................... 15 
2.5. Formas espaciais moleculares.......................................................... ....................... 16 
2.6. Efeito dos elétrons não ligantes nos ângulos de ligação.................. ....................... 17 
2.7. O conceito de hibridização .............................................................. ....................... 18 
2.8. Orbitais híbridas: sp3........................................................................ ....................... 18 
2.9. Orbitais híbridas: sp2........................................................................ ....................... 19 
2.10.Orbitais híbridos: sp........................................................................ ....................... 19 
2.11.Ligações π deslocalizadas. .............................................................. ....................... 20 
3.1. Escrevendo as estruturas de Lewis .................................................. ....................... 22 
3.2. Carga formal. ................................................................................... ....................... 24 
3.3. Ligações covalentes polares............................................................. ....................... 25 
3.4. Forças intermoleculares. .................................................................. ....................... 27 
3.4.1.Dipolo-dipolo......................................................................................................... 27 
3.4.2.Ligações de hidrogênio. ....................................................................................... 27 
3.4.3.Forças de Van der Waals (London ou de dispersão). ............................................ 28 
3.5. Estrutura e propriedades físicas. ...................................................... ....................... 29 
3.6. Ponto de fusão. ...................................................................................................... 29 
3.7. Ponto de ebulição. ................................................................................................. 30 
3.8. Solubilidade. .................................................................................... ....................... 31 
3.8.1.Solutos não iônicos. ............................................................................................... 31 
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3.8.2.Solutos iônicos; solventes próticos e apróticos. Pares iônicos. ............................. 32 
3.9. Efeitos eletrônicos. Efeitos polares.................................................. ....................... 33 
3.9.1.Efeito indutivo: ...................................................................................................... 34 
3.9.2.Efeito de ressonância:. ........................................................................................... 34 
3.9.3.O papel dos pares não compartilhados................................................................... 37 
4. Força das bases e dos ácidos orgânicos. .................................................................. 40 
4.1. Ionização. Constante de acidez........................................................ ....................... 40 
4.2. Ácidos e bases.................................................................................. ....................... 40 
4.3. Álcoois como ácidos ou bases. ........................................................ ....................... 44 
4.4. A acidez dos alcinos ........................................................................ ....................... 45 
4.5. Acidez dos ácidos carboxílicos........................................................ ....................... 45 
4.6. Efeito dos substituintes sobre a acidez. ................................................................. 46 
4.7. Acidez dos hidrogênios α................................................................. ....................... 47 
4.8. Basicidade das aminas. Constante de basicidade..................................................... 48 
4.8.1.Estrutura e basicidade. ........................................................................................... 48 
5. Estereoquímica......................................................................................................... 50 
5.1. Introdução. ....................................................................................... ....................... 50 
5.2. Atividade ótica. Luz polarizada em plano. ...................................... .......................51 
5.3. Polarímetro....................................................................................... ....................... 51 
5.4. Rotação específica. .......................................................................... ....................... 52 
5.5. Enantiomeria e carbono tetraédrico. ................................................ ....................... 52 
5.6. Previsão de enantiomeria. Quiralidade. ........................................... ....................... 52 
5.7. O centro quiral. ................................................................................ ....................... 52 
5.8. Testes de quiralidade: Planos de simetria. ....................................... ....................... 53 
5.10.Configuração (R e S). ..................................................................... ....................... 55 
5.11.Diastereômeros. .............................................................................. ....................... 56 
5.12.Estruturas mesógiras. ...................................................................... ....................... 57 
5.13.Designação da configuração: mais de um centro quiral. ................ .......................57 
5.14.A síntese de moléculas quirais........................................................ ....................... 58 
5.15.Esteroisomerismo de cíclicos.......................................................... ....................... 58 
5.16.Resolução............................................................................................................... 59 
5.17..... Compostos com centros estereogênicos diferentes do Carbono. ....................... 59 
5.18.Moléculas quirais que não possuem um átomo tetraédrico 
assimétrico. .........................................................................................60 
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5.19.Quiralidade na natureza. ................................................................. ....................... 60 
6. Comportamento e mecanismo das reações fundamentais da 
química orgânica. ............................................................................................................ 62 
6.1. Energia de dissociação das ligações. Homólise e heterólise. .......... ....................... 62 
6.2. Tipos de reações orgânicas. ............................................................. ....................... 63 
6.2.1.Substituição............................................................................................................ 63 
6.2.2.Adição. ................................................................................................................... 63 
6.2.3.Eliminação. ............................................................................................................ 63 
6.2.4.Rearranjo................................................................................................................ 63 
6.3. Mecanismos de reação. .................................................................... ....................... 63 
6.3.1.Carbocátions. ......................................................................................................... 64 
6.3.2.Carbânions. ............................................................................................................ 64 
7. Introdução à cinética de reações. ............................................................................. 66 
7.1. Efeitos da concentração. .................................................................. ....................... 66 
7.2. Mecanismo de reação....................................................................... ....................... 66 
7.4. Velocidades de reações em solução................................................. ....................... 69 
7.5. Teoria do estado de transição........................................................... ....................... 69 
7.6. Catálise............................................................................................. ....................... 70 
8. Bibliografia consultada. ........................................................................................... 71 
 
 
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1. Introdução à química orgânica 
1.1. Introdução. 
Quando alguém fala em Química, 
qual a imagem que aparece para a 
maioria das pessoas? Esta? 
 
 
 
 
 
Ou estas? 
 
 
 
 
 
 
 
 
(a) (b) 
(b) 
 
A química geralmente é taxada como vilã pela 
maioria das pessoas. Seja por desconhecimento, seja 
por propagandas equivocadas ou por estereótipos 
criados ao longo do tempo. 
Reflita: Existe algum produto 
sem química??? 
. 
 
 
 
Figura 3. Produto sem química. Fonte: 
http://images03.olx.com.br/ui/9/56/54/128779228
2_126725254_1-Fotos-de--Escova-Carioca-sem-
formol-e-sem-quimica-Frete-Gratis-
1287792282.jpg 
Figura 4. Reflexão. Fonte: 
http://blog.comunidades.net/galeria/lyne_anjinha126084122 
Figura 2: (a) Criação da vida. Fonte: http://img137.imageshack.us/img137/6236/ventrematernovm5.jpg. (b) Avanços da medicina. Fonte: 
veja.abril.com.br/.../imagens/carta_leitor1.jpg 
Figura 1: Bomba H. Fonte: 
http://outrapolitica.files.wordpress.com/2010/08/bomba-h.jpg 
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Porém, o que é pouco divulgada é a sua função primordial em 
nossas vidas, seja como produtora de remédios, de utensílios para o 
nosso dia, bem como responsável pelas nossas ações físicas, pois são 
das reações químicas que tiramos força para nos locomover. Até de 
nossos amores e ódios, pois eles nada mais são que reações químicas 
comandadas por compostos orgânicos como a adrenalina e 
noradrenalina. 
Manifestação Conceito Substância mais associada 
Luxúria Desejo ardente por 
sexo 
Testosterona (aumento da libido 
– desejo sexual) 
Atração 
Amor no estágio 
de euforia, 
envolvimento 
emocional e 
romance 
 Altos níveis de dopamina e 
norepinefrina (noradrenalina): 
ligadas à inconstância, 
exaltação, euforia, e a falta de 
sono e de apetite. 
 Baixos níveis de serotonina: 
tendo em vista a ação da 
serotonina na diminuição de 
fatores liberadores de 
gonadotrofinas pela hipófise, 
quanto mais serotonina menos 
hormônio sexual. 
Ligação 
Atração que evolui 
para uma relação 
calma, duradoura e 
segura. 
Ocitocina (associada ao aumento 
do desejo sexual, orgasmo e 
bem-estar geral) e vasopressina 
(ADH), associada à regulação 
cardiovascular, atuando no 
controle da pressão sangüínea. 
 
A disciplina de Química Orgânica tem como princípio 
fundamental o estudo dos compostos orgânicos. Estes compostos são 
os responsáveis diretos pela nossa existência e sobrevivência no 
mundo. Esta disciplina tem como objetivo estudar as classes de 
compostos orgânicos, suas propriedades físicas e químicas, bem como 
traçar uma correlação destes compostos com o mundo em que 
vivemos e fazer com que os alunos, futuros professores, possam 
passar a entender a Química Orgânica como ela é, como a ciência da 
origem e manutenção da vida e não da destruição dela. 
 
Tabela 1. Paixão X Tempo. Fonte: http://www.afh.bio.br/especial/paixao.asp 
Figura 5. Paixão Fonte: 
http://1.bp.blogspot.co
m/_l92GJGBs8hI/TPu
WKIlTWqI/AAAAAA
AAAu0/saZ_g_JLD1I/s
1600/domingo_da_paix
ao.gif 
Figura 6. Polinização. 
Fonte: 
http://www.mundoeducaca
o.com.br/upload/conteudo_
legenda/19e097d16d11c42
7659e7355ee091df7.jpg 
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1.2. Histórico 
 Química orgânica é responsável pela origem da 
vida. Todo ser vivo apresenta em sua composição 
compostos orgânicos que são responsáveis pela 
manutenção da vida. 
 Um dos primeiros usos da química orgânica data 
do uso do fogo pelo homem pré-histórico. Foi a primeira 
reação orgânica de que se teve notícia. 
 
Os Gregos usavam o composto orgânico índigo para tingir 
roupas. Os Fenícios usavam o “violeta real”, isolado de moluscos, 
para o mesmo fim. Na bíblia já havia relatos de fermentação de uvas. 
A Química orgânica como ciência é relativamente nova, tem 
aproximadamente 200 anos. Seu início data do século XIX. Em 1780 
havia uma distinção entre compostos orgânicos e inorgânicos que 
dizia que compostos orgânicos eram aqueles exclusivamente isolados 
de organismos vivos, e inorgânicos eram aqueles que provinham de 
fontes não vivas. Com isso surgiu a teoria do “vitalismo”. 
 Berzelius: Teoria da força vital (Vitalismo). Nos 
organismos vivos, há uma força especial indispensável à síntese dos 
compostos orgânicos. Por isso, esses compostos não podem ser 
sintetizados fora dos organismos vivos (in vitro). Porém em 1828 
Friedrich Wohler sintetizou a uréia (composto orgânico) de cianato de 
amônio (composto inorgânico) dando fim à teoria do vitalismo. 
 
Berthelot: Sintetiza muitos compostos orgânicos em laboratório e 
"enterra" de forma definitiva a teoria da força vital. 
PESQUISAR: Alimento orgânico, Vitaminaorgânica, 
Fertilizante orgânico, Vitamina C pura sintética é 
menos saudável que a Vitamina C pura natural? O 
que é Química de Produtos Naturais? 
Figura 7. Uso do fogo Fonte: 
http://www.prof2000.pt/users/secjeste/MuseuS
ecJE/BD/pict02.jpg 
Figura 8. Índigo: 
http://www.espacodosol.
com/images/Indigo1.jpg 
Figura 9. Berzelius, 
Wohler e Berthelot.: 
Fonte: 
http://christinasoldan.file
s.wordpress.com/2009/11
/jons_jakob_berzelius3.jp
Figura 10. Reflexão.: Fonte: 
http://4.bp.blogspot.com/_isT5TgigmKg/TCyCjqZLDpI/AAAAAAAAAdY/OfyDB591IQ0/s1600/reflex%C
3%A3o.jpg 
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 Nos séculos XVIII e XIX houve um grande avanço nos 
métodos qualitativos e quantitativos para analisar as substâncias 
orgânicas. Em 1784 Antoine Lavoisier confirmou que a maioria dos 
compostos orgânicos é constituída de C, H e O. 
Entre 1858 e 1861 três pesquisadores; Kekulé, Couper e 
Butlerov propuseram a “Teoria Estrutural da Química Orgânica”. 
 Química Orgânica: Química dos compostos de carbono. 
Compostos orgânicos podem ser sintetizados. Podem-se sintetizar 
compostos orgânicos partindo-se de inorgânicos (carbonatos e 
cianetos). Os compostos de carbono são extremamente numerosos e as 
respectivas moléculas podem atingir grandes dimensões e 
extraordinária complexidade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.3. Principais Objetivos da Química Orgânica. 
 Identificação das reações de formação dos compostos. 
 Estudo do modo como elas se produzem. 
 Determinação das suas aplicações na síntese de compostos. 
1.4. Importância da Química Orgânica. 
 É a química dos corantes e produtos farmacêuticos, do papel e 
da tinta de escrever, das tintas, vernizes e plásticos, da gasolina e da 
borracha, dos produtos com que nos alimentamos e do nosso 
vestuário. 
 Fundamental para a farmácia, biologia e para a medicina. 
Figura 10. Lavoisier 
Kekulé, Couper e 
Butlerov.: Fonte: 
http://en.wikipedia.org/w
iki 
Figura 11. Compostos orgânicos complexos Fonte: 
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/b/bc/Palitoxina.JPG/300px-
Palitoxina.JPG 
Figura 11. Remédios: 
Fonte: 
http://2.bp.blogspot.com/
_g8NgZNSACwI/S6WK
W3SbCnI/AAAAAAAA
Bfc/qFJ6_IK-
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Excluída a água, os organismos vivos estão formados 
principalmente por compostos orgânicos. As moléculas da “biologia 
molecular” são moléculas orgânicas. Os processos biológicos são, em 
última análise, uma questão de química orgânica. 
1.5. Formação de Compostos Orgânicos. 
 Os átomos podem ligar-se uns aos outros, numa extensão sem 
par entre átomos de qualquer elemento. Os átomos de carbono podem 
formar cadeias com milhares de átomos, ou anéis de qualquer 
tamanho. Tantos as cadeias, como os anéis se podem ramificar e ligar 
uns aos outros. 
 Os átomos de carbono podem ligar-se a outros átomos: 
hidrogênio, flúor, cloro, bromo, iodo, oxigênio, enxofre, fósforo, 
cobre, magnésio, etc. Cada arranjo diferente de átomos corresponde a 
um composto diferente e cada composto apresenta seu conjunto, 
característico, de propriedades físicas e químicas. 
Propriedade típica do carbono: formação de cadeias. 
1.6. Classificação do carbono. 
 Podem ser classificados de acordo com o número de outros 
átomos de carbono ligado a ele na cadeia. 
 
 
Figura 12. Compostos da 
biologia molecular: 
Fonte: 
http://www.porquebiotec
nologia.com.ar/educacion
/cuaderno/img_c32/03.gif
Figura 13. Clorofilas C1 
e C2.: Fonte: 
http://www.jornalcaicara.
com.br/clorofila.jpg 
Tabela 2. Classificação dos átomos de Carbono. 
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1.7. Divisões da Química Orgânica. 
• �Análise orgânica: detecção de produtos naturais, presentes 
por vezes em quantidades ínfimas, como por exemplo, o taxol. 
• �Síntese orgânica: imitar a natureza e produzir quantidades 
úteis de produtos naturais raros, assim como de compostos de 
interesse puramente acadêmico. 
• �Mecanismos de reações: permite descobrir 
novas reações, novas sínteses e degradações, 
relacionar a estrutura com a reatividade dos 
compostos orgânicos. 
 A grande maioria dos compostos orgânicos deriva do petróleo. 
("O petróleo é demasiado valioso para ser queimado." Carlos Corrêa). 
 Os diferentes compostos orgânicos apresentam similaridades 
que tornam possível agrupá-los em famílias. A cada família 
corresponde um grupo característico de átomos que é em grande parte 
responsável pelo comportamento característico desses compostos. Os 
compostos orgânicos podem assim ser considerados derivados dos 
hidrocarbonetos por substituição de átomos de hidrogênio por outros 
átomos ou grupos de átomos. Por exemplo, os compostos com o grupo 
carboxila são ácidos, sofrem protólise, reagem com bases formando 
sais, com halogenetos de fósforo formando halogenetos de acila, etc. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 14. HPLC Fonte: 
http://www.jic.ac.uk/serv
ices/metabolomics/image
s/hplc_1.jpg 
Figura 15. Mecanismo de 
reação. Fonte: 
http://www.agracadaqui
mica.com.br/imagens/arti
gos/hidrolise_do_aas.gif/i
mages/hplc_1.jpg 
Tabela 3. Ácidos carboxílicos. Fonte: http://www.prof2000.pt/users/afolhas/acido_carb2.jpg. 
Tarefa: Procurar 
anúncios de 
jornais ou revistas 
que falem da 
Química como 
algo ruim e fazer 
uma análise deste 
texto apontando 
os erros de 
interpretação dos 
mesmos. 
Figura 16. Reflexão. Fonte: 
http://1.bp.blogspot.com/_Dlu
tXAlK2TY/SwGxz8Xq6bI/A
AAAAAAABvU/D626yXsW
VBs/s320/macaco_refletindo1
2.jpg 
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Capítulo 2 
Teoria estrutural da Química Orgânica 
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2. Teoria estrutural da química orgânica. 
 Para começar a entender a Química Orgânica devemos iniciar 
pelo estudo do átomo de Carbono e tentar entender como ele pode ser 
tão versátil em formar os mais variados compostos com as mais 
variadas formas e tamanho. O que o torna tão versátil assim é a sua 
valência. 
Valência: Medida da capacidade de um átomo de formar ligações. Ex: 
C
 
O
 
H
 
Tetravalente Divalente Monovalente 
(Forma 4 ligações) (Forma 2 ligações) (Forma 1 ligação) 
 Como pudemos observar cada átomo tem a sua valência. O 
carbono, por exemplo, pode usar uma ou mais valências para formar 
ligações. Os tipos de ligações que podem ser formados por ele 
também são diferentes. Ele pode formar ligações simples, duplas ou 
triplas. Ex: 
CH3
C
H2
C
H2
C
H2
C
H2
CH3
CH3
C
H
C
H
C
H2
C
H2
CH3 CH3
CH2
CH2
CH3
 
Ligação simples Ligação dupla Ligação tripla 
 
2.1. Ligações covalentes mais simples 
Os elétrons que participam da ligação (valência) são chamados 
de elétrons de Valência. A formação e a estabilidade de moléculas 
simétricas (H2, Cl2, etc) estão associadas a uma participação igual de 
elétrons de valência. Esta participação igual (compartilhamento) dá 
origem à ligação covalente. O elétron se distribui, simetricamente, em 
torno dos dois núcleos na molécula. Este local onde ele se movimenta 
é conhecido como orbital e como o orbital pertence a uma dada 
molécula ele é chamado de orbital molecular. 
Valência? O que vem a 
ser isso? 
Figura 1. Molécula de gás Cloro 
Fonte: polaridade-
quimica.blogspot.com 
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Conseqüentemente, dizemos que o elétron se movimenta num 
orbital molecular, e pertence à molécula como um todo, mais do que a 
qualquer dos núcleos. 
 Na ligação covalente um elétron é "dividido" entre dois 
núcleos. Em conseqüência, a energia potencial do sistema, também 
conhecida como energia armazenada,está no seu nível mais baixo 
(mais negativo) quando o elétron está muito perto do núcleo ou 
quando está numa região relativamente perto de ambos os núcleos ao 
mesmo tempo. 
 Isto acontece quando um elétron ocupa um orbital molecular 
ligante, mas não ocorre quando o elétron entra num orbital antiligante. 
 A existência da ligação covalente tem sido comumente 
associada à co-partilha de dois elétrons, cujos spins são opostos ou 
emparelhados. Para átomos, o Princípio de Exclusão afirma que dois 
elétrons não podem ter o mesmo conjunto de números quânticos e isto 
significa que dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital atômico 
somente se tiverem spins diferentes. 
 A conseqüência do Princípio de Exclusão é: só dois elétrons 
podem ocupar o mesmo orbital molecular e, ainda assim, só se tiverem 
spins opostos. 
2.2. Orbitais atômicos e moleculares. 
A orbital correspondente ao nível de energia mais baixa é o 1s. 
Uma esfera com o centro no núcleo do átomo. 
 
 
O próximo orbital em nível de energia é o orbital p. Ele é 
bilobular, girando nas proximidades e não mais no centro do núcleo. 
 
 
Figura 2. Orbital molecular Fonte: 
http://reocities.com/Vienna/choir/92
01/diagrama_OM_sigma_ss.gif 
Figura 3. Orbital s. Fonte:http://images2.wikilingue.com/5/58/Es-Orbital_s.png Figura 4. Orbital molecular s-s 
Fonte: 
http://reocities.com/Vienna/choir/92
01/OM_sigma_ss.gif 
Figura 5. Orbital p. 
Fonte:http://images2.wikilingue.com/5/58/Es-
Orbital_p.png 
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Os orbitais d e f são bastante complexos e não muito encontrados 
nas moléculas orgânicas, daí o fato da não necessidade de um estudo 
mais aprofundado deles. 
(a) (b) 
 
Quando os orbitais atômicos estão na mesma fase formam 
ligações e são ditos orbitais moleculares ligantes, quando estão em 
fases diferentes não formam ligações e são ditos orbitais moleculares 
antiligantes. 
 
 
 
 
 
 (a) 
 
 
 
 
 
 (b) 
Figura 6. Orbitais (a) d e (b) f. Fonte: http://www.cq.ufam.edu.br/historia_orbitais/orbitais.JPG 
Pesquisar: Quais 
tipos de átomos 
apresentam os 
orbitais d, e os f? 
Quais destes átomos 
estão presentes nos 
organismos dos 
seres vivos? 
Figura 7. Orbitais atômicos na mesma fase (a) e em fases diferentes (b). Fonte: 
http://www.grandinetti.org/Teaching/Chem121/Lectures/MOTheory/assets/PartialInterference.gif 
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Os orbitais 
moleculares que possuem 
simetria cilíndrica e são 
ligantes chamam-se 
orbitais σ; aqueles que são 
simétricos cilindricamente 
e são antiligantes são 
chamados de σ*. Aqueles 
orbitais que possuem 
geometria paralela e são 
ligantes são chamados de 
π e os que são antiligantes 
são π*. 
 
 
 
O número de ligações covalentes que um átomo formará será 
dado melhor pelo número máximo de orbitais semipreenchidos que o 
átomo pode possuir do que pelo número efetivo na configuração 
eletrônica comum. 
 
2.3. A regra do octeto 
Qualquer átomo, exceto o hidrogênio, tende a formar ligações 
até que esteja rodeado de oito elétrons. A regra do octeto, muitas 
vezes, não é obedecida por átomos fora do segundo período da tabela 
periódica e, assim, o seu valor é algo limitado. 
 
 
 
 
 
2.4. Geometria molecular 
Os ângulos de ligação numa molécula representam a condição 
do mínimo de energia para a molécula, ou do máximo de afastamento 
Figura 5. Regra do octeto Fonte: 
http://4.bp.blogspot.com/_HoaPhQ9
Vmy0/TN0CsJXcKKI/AAAAAAA
AF4o/yKJLAkTftY4/s1600/octeto2.
Figura 6. Exceções à regra do octeto. Fonte: http://www.brasilescola.com/upload/e/aluminio.jpg; 
http://3.bp.blogspot.com/_l3poGLVhvho/TLfCMi0wt2I/AAAAAAAAAKA/vFMOz6XdP0s/s1600/lewSf4.gif 
Figura 7. Orbitais ligantes e antiligantes. Fonte: 
http://img.sparknotes.com/figures/8/83ce1fb7be648ede5785ea60c96b495c/o21.gif 
Este assunto foi visto na 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
Prof. Dr. Fernando Carneiro 
16 
entre os átomos formadores desta molécula. Ao fixar o ângulo entre 
ligações, na realidade estamos fixando a distância entre as regiões nas 
quais os elétrons, nos dois orbitais ligantes, passam a maior parte de 
seu tempo. Os elétrons tentam evitar-se mutuamente tanto quanto 
possível. 
Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de 
valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume qualquer 
geometria 3D que minimize essa repulsão. Denominamos este 
processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de 
Valência (RPENV). 
2.5. Formas espaciais moleculares 
Existem cinco geometrias fundamentais para a forma molecular 
que são: Linear, Trigonal Plana, Tetraédrica, Bipiramidal Trigonal e 
Octaédrica. A tabela abaixo mostra as formas básicas e suas variações 
quando se tem 1, 2, 3 ou 4 pares de elétrons solitários (Não 
compartilhados). 
Tabela 1. 
Geometria 
molecular 
Fonte: 
http://pessoal.
utfpr.edu.br/e
bona/arquivo
s/VSEPR_ge
ometries.png 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
Prof. Dr. Fernando Carneiro 
17 
 
 
 
 
 
 
2.6. Efeito dos elétrons não ligantes nos ângulos de 
ligação. 
• Determinamos o arranjo observando apenas os elétrons. 
• Damos nome ao arranjo molecular pela posição dos 
átomos. 
• Ignoramos os pares solitários na geometria molecular. 
• Todos os átomos que obedecem a regra do octeto têm 
arranjos tetraédricos. 
Tabela 2. Exemplos de compostos orgânicos e sua geometria molecular 
 Fonte: http://antonionunes4.no.sapo.pt/geometriam.png 
Figura 7. Geometria molecular. 
Fonte: http://1.bp.blogspot.com/_UUQBey0aYFM/S_mcNQoIfVI/AAAAAAAAA4w/TgCVaozUayU/s640/geommolecular.jpg 
Tabela 3. Arranjo tetraédrico. Fonte: 
http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/VS
EPR.3.gif 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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18 
 O ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos do C para o 
N e para o O: 
Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois 
núcleos, eles não se repelem tanto quanto os pares solitários. 
Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o número 
de pares de elétrons não-ligantes aumenta. 
 Da mesma forma, os elétrons nas ligações múltiplas se repelem 
mais do que os elétrons nas ligações simples. 
2.7. O conceito de hibridização 
 Os elétrons de valência dos átomos são necessariamente 
aqueles mais afastados do núcleo, portanto os de maior energia. Em 
um átomo como o carbono, por exemplo, os elétrons de maior energia 
são os que ocupam a sub camada 2p, e assim, pelo conceito 
desenvolvido acima, o carbono deveria formar não mais do que duas 
ligações covalentes. 
 Como a camada de valência de um átomo geralmente contém 
mais de um subnível (as únicas exceções são o hidrogênio e o hélio), 
esses subníveis da camada tendo energias aproximadas (diferentes, 
mas não tanto), eles poderiam sofrer uma "mistura", se assim forçados 
pelo campo eletro-magnético dos elétrons dos ligantes que se 
aproximam. 
2.8. Orbitais híbridas: sp3. 
Ocorre quando um carbono sofre a 
aproximação de três H. O átomo de carbono 
possui uma orbital de valência s e três 
orbitais de valência p. 
Uma orbital s pode-se combinar com 
outra orbital s (ou com uma orbital p) para 
formar uma ligação σ. Só se formarão 
ligações π se não for possível formar 
ligações σ. 
Estas quatro orbitais terão energia inferior à energia das 
orbitais s e p que lhes deram origem, sendo por isso mais estáveis. 
Estas quatro orbitais, sendo todas iguais, dispor-se-ão no espaço de 
Figura 9. Estados 
normal e excitado do 
carbono. Fonte: 
http://www.profpc.com.
br/hibrid22.gif 
Figura 8. Repulsão dos 
pares não 
compartilhados. Fonte: 
http://200.156.70.12/sm
e/cursos/EQU/EQ20/mo
dulo1/aula0/aula05/img/
image052.gifbr/hibrid22.gif 
Figura 10. Hibridização SP3. Fonte: http://hilariomoura.com.br/wp-content/uploads/2010/02/im21.jpg 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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19 
forma a formar ângulos iguais entre si. Essa disposição será 
tetraédrica, dando origem aos ângulos observados de 109,5 º. Sempre 
que um átomo de carbono estiver ligado a quatro outros átomos as 
suas orbitais hibridizarão de forma a criar orbitais sp
3
. 
2.9. Orbitais híbridas: sp2. 
Ocorre quando um carbono sofre a 
aproximação de dois H. Três orbitais (1 s e 2p) 
terão de gerar três orbitais híbridos, o que vai 
deixar o carbono com apenas um orbital p 
normal. 
 
Como esses híbridos são compostos de 1s e 2p, a TLV 
os denomina sp2. Como o orbital s é esfericamente simétrico, 
ele vai ser absorvido pelos p de uma forma totalmente 
equivalente, e essa equivalência se reflete na simetria dos 
orbitais sp2: eles serão dispostos a ângulos de 120º entre si. 
 Os orbitais p estão na condição geométrica perfeita para um 
entrelaçamento lado-lado, que convencionamos chamar de ligação pi: 
2.10. Orbitais híbridos: sp. 
Ocorre quando um carbono sofre a aproximação 
de um H. Com a aproximação do hidrogênio, os orbitais 
do carbono, o s e o p, começam a se misturar formando 
um PAR de "novos orbitais", que, a TLV chama de tipo 
sp. 
Assim, um carbono “hibridado” sp vai ser 
constituído de dois orbitais p normais, e de dois híbridos 
sp. Nesses quatro orbitais entrarão os quatro elétrons do 
carbono. 
O carbono tem 4 elétrons de valência, distribuídos, 
com a hibridação sp, entre dois orbitais híbridos (sp), e dois orbitais p 
normais que não foram envolvidos no processo de hibridação, um 
elétron em cada um dos orbitais. Essa é a condição ideal para a 
formação de ligações pi, onde os orbitais p têm de estar paralelos. 
Figura 11. Estados normal, excitado e híbrido do carbono sp2. 
Fonte: http://www.profpc.com.br/hibrid22.gif 
Figura 12. Ligação sigma 
sp2 do carbono. Fonte: 
http://www.profpc.com.br/h
ibrid10.jpg 
Figura 13. Estados normal, excitado e híbrido do carbono 
sp. Fonte: http://www.profpc.com.br/hibrid22.gif 
Figura 14. Hibridização sp do carbono. Fonte: 
http://www.google.com.br/images 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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20 
 Como o orbital original p é linear com lobos opostos dirigidos 
segundo o mesmo eixo cartesiano os dois novos orbitais híbridos sp 
terão necessariamente de manter essa mesma orientação espacial. 
Logo, um carbono sp hibridado fará, através dos híbridos, ligações 
lineares, como no caso do etino. 
2.11. Ligações π deslocalizadas. 
No caso do benzene existem 6 ligações σ C-C, 6 ligações σ C-
H, cada átomo de C é hibridizado sp2 e existem 6 orbitais p não-
hibridizados em cada átomo de C. Quando as estruturas de 
ressonância são possíveis, a deslocalização também é possível. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 15. Ligação sigma sp 
do carbono. Fonte: 
http://mazinger.sisib.uchile.
cl/repositorio/ap/ciencias_q
uimicas_y_farmaceuticas/ap
-quimgral-
1/meislich/Images/fig0081.
gif 
Figura 16. Elétrons PI 
deslocalizados. Fonte: 
http://www.qmc.ufsc.br/qmcweb/art
igos/benzeno/images/benzeno_pi3.j
pg 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
Prof. Dr. Fernando Carneiro 
21 
Capítulo 3. 
Efeitos eletrônicos 
 
 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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22 
3. Efeitos eletrônicos 
 Após entendermos como um átomo como o carbono pode 
formar inúmeros compostos, vamos agora estudar os efeitos que 
ocorrem a nível intra e intermolecular. Vamos entender o porquê de 
dois compostos, com a mesma fórmula molecular, poderem possuir 
propriedades físicas tão distintas entre sí. 
3.1. Escrevendo as estruturas de Lewis 
Este tipo de estrutura é a forma como vamos desenhar os 
compostos, obedecendo a valência de cada átomo e o seu número de 
elétrons. 
Inicialmente mostramos apenas os elétrons de valência, que 
são aqueles do nível mais externo. Em seguida, por compartilhamento 
ou transferência de elétrons, fazemos o átomo ser semelhante ao gás 
nobre. O número de valência é facilmente obtido pelo número da 
família (grupo) da tabela periódica onde ele se encontra. Ex: C: 4A, F: 
7A, 
Deve-se fazer um somatório da quanidade total de elétrons na 
molécula, incluindo-se inclusive as cargas dos compostos. Uma 
ligação simples equivale a 1 par de elétrons. 
Ex: CH3F 
4 + 3(1) + 7 = 14 
 
C 3H F 
 
Ex: ClO3- 
7 + 3(6) + 1 = 26 
 
Cl 3O e־ 
 
 
C
H
H
H
F
C
H
H
H
F
..
:
..
Cl
O
O O Cl
O
O O
1-
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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23 
Figura 1. Exceções à regra do octeto. Fonte: http://www.brasilescola.com/upload/e/aluminio.jpg; 
http://3.bp.blogspot.com/_l3poGLVhvho/TLfCMi0wt2I/AAAAAAAAAKA/vFMOz6XdP0s/s1600/lewSf4.gif; 
http://www.chm.davidson.edu/vsepr/PCl5.gif 
Usam-se também ligações múltiplas para se cumprir a regra do 
octeto. Ex: CO3
2-, eteno e etino. 
C
O O
O 2-
 
C
H
H
C
H
H CH C H 
Nem todas as substâncias formadas seguem a regra do octeto. 
A grande maioria das que seguem a regra do octeto são formadas por 
átomos do 2 período.Isso se deve ao fato dos átomos do segundo 
período possuírem apenas os orbitais s e p, que podem ter no máximo 
8 elétrons na camada de valência (Regra do octeto). No 3° período em 
diante, além dos orbitais s e p, surgem os orbitais d e f, aumentando o 
número de elétrons na camada de valência e fugindo á regra do octeto. 
Átomos com menos que 8 elétrons também existem. 
 
 
 
 
 
SO4
2- 
6 + 4(6) + 2 = 14 
 
S 4O 2e־ 
 
 
 
 
 
 
 
 
S
O
O
O
O S
O
O
O
O
2-
Figura 2: Algumas estruturas de Lewis. Fonte: http://www.fortunecity.com/tattooine/excession/177/image8.jpg 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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24 
 
3.2. Carga formal.É a carga de cada átomo em uma molécula. A 
soma das cargas formais é igual à carga total. Para se calcular a carga 
formal de um átomo em uma estrutura de Lewis deve-se pegar o 
número total de valência do elemento, subtrair do número de elétrons 
não compartilhado e subtrair novamente da metade do número de 
elétrons compartilhado (Ligação). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3: Carga formal. Fonte: http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-materiales/Material%20de%20clase/imagenes/enlace/enlace29.gif 
Figura 4: Carga formal. Fonte: http://qorganica.perruchos.com/sites/default/files/images/cargaf03.jpg; 
http://qorganica.perruchos.com/sites/default/files/images/cargagf04.jpg 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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25 
 
3.3. Ligações covalentes polares. 
Você já ouviu a expressão “polar dissolve polar”? Mas o que 
significa uma coisa ser polar ou apolar? Polar vem de pólos. Existem 
dois tipos de pólos: positivo e negativo. 
Quando uma molécula pode ser polar ou apolar? Acontece que 2 
átomos de eletronegatividades diferentes não compartilham 
igualmente os elétrons. O átomo mais eletronegativo puxa com mais 
força os elétrons da ligação para si, tornando a sua vizinhança mais 
negativa, e afasta os elétrons de ligação do átomo menos 
eletronegativo, tornando a vizinhança dele mais positiva. Daí há a 
formação de pólos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 7: Polos da água e metano. Fonte: http://quadrilhaquimica.blogspot.com; http//WWW.geocites.com/leandrox2000/ligacoesq.htm 
Figura 8: Polos do HCl e CO2.. Fonte: http://agracadaquimica.com.br/index.php?acao=quimica/ms28i=22$id=258 
PARA REFLEIR: 
A água é 
considerada o 
solvente universal. 
Por que? Ela é 
capaz de dissolver 
tudo? Existe 
algum solvente 
que dissolva tudo? 
Por que água se 
mistura com 
metanol (álcool), 
mas não semistura com 
gasolina 
(hidrocarboneto)? 
Figura 9: Ligações covalentes polares e apolares.. Fonte: http://200.156.70.12/sme/cursos/EQU/EQ20/modulo1/aula0/aula03/img/image038.gif; 
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26 
 A polaridade nada mais é do que o somatório dos módulos dos 
vetores momento dipolar µ. Se a molécula tem átomos de mesma 
eletronegatividade ela é apolar. Se ela tem átomos de 
eletronegatividade diferentes ela pode ou não ser polar. Se ela for 
simétrica é apolar, se for assimétrica é polar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 10: Ligações covalentes polares. Fonte: http://img683.imageshack.us/i/figura2ps.jpg/sr=1; 
http://3.bp.blogspot.com/_2Pu2wgoT1a4/Sh1BGHXnkYI/AAAAAAAAAds/IzF2QRwWxjI/s200/HCl.gif; http://static.infoescola.com/wp-
content/uploads/2009/08/polaridade1.jpg http://200.156.70.12/sme/cursos/EQU/EQ20/modulo1/aula0/aula04/img/image041.gif 
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27 
C C
H
H OH
H
H H
C O
H
H C
H
H
H
H
 
3.4. Forças intermoleculares. 
3.4.1. Dipolo-dipolo. 
 
Observa-se em moléculas polares e resulta da atração mútua entre 
a extremidade positiva de uma molécula e a extremidade negativa da 
outra. As moléculas polares estão mais fortemente agregadas umas às 
outras do que as moléculas não polares. 
 
 
3.4.2. Ligações de hidrogênio. 
Interações entre átomos de hidrogênio ligados a átomos pequenos, 
fortemente eletronegativos (O, N, F) e pares de elétrons não ligantes 
em outros átomos eletronegativos da mesma espécie. 
Formação de ligação de hidrogênio aumenta o ponto de ebulição. 
+78° -24,9° 
 
Figura 11: moléculas polares. Fonte: http://tudoquimica.atspace.com/pg7.htm 
Figura 12: Forças intermoleculares. Fonte: http://reocities.com/Vienna/choir/9201/forcas_intermoleculares.gif; 
Figura 12: Forças intermoleculares. 
http://4.bp.blogspot.com/_WWaXz2
FWJ_A/SSas9Jg7iHI/AAAAAAAA
ACI/NBHJUpr4Ppg/s320/image008
.jpg 
 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
Prof. Dr. Fernando Carneiro 
28 
 
 
 
3.4.3. Forças de Van der Waals (London ou de dispersão). 
Agora que entendemos como as moléculas polares 
interagem entre si através de força de dipolo vamos tentar 
compreender o que acontece entre as moléculas apolares. Veja o 
exemplo ao lado e observe os pontos de ebulição diferentes. 
 Nas moléculas apolares não existem pólos que atraiam uma 
molécula à outra. Como então uma molécula apolar pode 
apresentar ponto de ebulição razoavelmente alto e estado físico líquido 
ou sólido? A explicação está nas chamadas Forças de Van der Waals, 
London ou de dispersão. O que é isto? 
São forças intermoleculares fracas existentes entre 
moléculas apolares. Observe a figura ao lado. Note que 
aproximação entre as moléculas causa um fraco momento dipolar. 
Daí o fato das substâncias apolares terem pontos de ebulição 
menores que as polares, pois quando há um afastamento entre as 
moléculas cessa o momento de dipolo e as elas se afastam 
passando ao estado gasoso. 
Figura 12: Forças intermoleculares. fonte http://www.qmc.ufsc.br/qmcweb/images/intermolecular/inter_dna.jpg 
PARA PESQUISAR: 
Por que a água (H2O) é 
líquida e o H2S, H2Se e 
H2Te são gases? Se a 
água não fosse líquida 
existiria vida? Quais 
Figura 13: Forças em moléculas 
apolares.. Fonte 
http://www.qmc.ufsc.br/qmcwe
b/images/intermolecular/inter_n
eopentano.gif; 
Figura 14: Forças de london.. Fonte 
http://nautilus.fis.uc.pt/cec/teses/salgueiro/CD/Cap3/Image368.gif 
 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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29 
 
 Quanto maiores as forças intermoleculares, mais sólida será 
uma substância e maior o seu ponto de ebulição e quanto menores as 
forças intermoleculares, mais gasosa será uma substância e menor o 
seu ponto de ebulição. 
No exemplo da figura 13 pudemos observar que duas 
subsâncias apolares tem PE muito diferentes. Como de explica isso? 
A explicação é simples “a união faz a força”. Quanto maior a 
cadeia linear, mais interações de London vão existir e mais fortemente 
as moléculas interagirão. Quanto mais fortes as interações mais difícil 
de separa-las e maior o PE. 
 
3.5. Estrutura e propriedades físicas. 
Além do momento de dipolo, outras propriedades físicas como 
pontos de fusão e de ebulição e solubilidades revestem-se de igual 
importância. As propriedades físicas dos compostos dependem em 
grande parte da natureza das ligações que mantêm 
os átomos unidos uns aos outros, na molécula. 
3.6. Ponto de fusão. 
Num sólido cristalino, as partículas – íons ou 
moléculas – que constituem as unidades 
estruturais dispõe-se de maneira absolutamente 
regular, simétrica; esta ordenação corresponde à 
Figura 15: Mudnaças de estado físico.. Fonte http://nautilus.fis.uc.pt/cec/teses/salgueiro/CD/Cap3/Image368.gif 
Figura 16: A união az a força.. Fonte http:// raulmarinhog.files.wordpress.com/2008/10/a_uniao_faz_a_forca.jpg 
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30 
Figura 19: Fusão do gelo.. Fonte http://labvirtual.eq.uc.pt/siteJoomla/images/stories/fis_9.png; 
 
repetição indefinida de uma célula geométrica unitária. 
A fusão representa a passagem deste estado altamente ordenado 
das partículas, segundo uma rede cristalina, à disposição menos 
ordenada que caracteriza o estado líquido. Produz-se a fusão, quando 
se atinge a temperatura à qual a energia térmica das partículas vence a 
ação das forças intercristalinas que as mantém em posição. 
NaCl funde a 801°C e CH4 a -183°. Isto se deve 
à elevada intensidade das forças eletrostáticas que 
ocorrem entre os íons e a baixa intensidade destas 
forças quando ocorrem entre moléculas. 
 
 
 
 
 
 
 
3.7. Ponto de ebulição. 
A ebulição implica a libertação de moléculas individuais, ou 
pares de íons de cargas opostas, do seio do líquido. Produz-se este 
fenômeno, quando se atinge a temperatura a qual a energia térmica das 
partículas vence a ação das forças de coesão que tendem a mantê-las 
no líquido. 
 
Figura 17: Sólido cristalino.. Fonte 
http://www.educarchile.cl/UserFiles/P0001/Image/Mod_2_conte
nidos_estudiantes_ciencias_quimica/Quimica_cambio_1.jpg 
Figura 18: Curva de aquecimento.. Fonte 
http://3.bp.blogspot.com/_HoaPhQ9Vmy0/TNhmVX4HbWI/A
AAAAAAAFfg/f3geDoKgUwE/s1600/estadofisico2.jpg 
Figura 20: Ponto de ebulição. Fonte; http://labvirtual.eq.uc.pt/siteJoomla/images/stories/Quimica_TD_fig02.pn g 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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31 
Figura 20: Ponto de ebulição. Fonte; http://4.bp.blogspot.com/_UUQBey0aYFM/TJUZojPi6xI/AAAAAAAABNQ/OsNMaai0UjM/s1600/figura-
4.jpg 
Da mesma forma que no ponto de fusão, os compostos iônicos 
possuem pontos de ebulição mais altos que compostos moleculares. 
NaCl 1413°C. CH4. -161,5. 
Fatores que fazem o ponto de ebulição aumentar: polaridade, 
ligações de hidrogênio e tamanho molecular. Quanto maiores forem as 
moléculas, mais fortes são as forças de Van der Waals. 
 
Um exemplo do uso do ponto de ebulição é a destilação do petróleo. 
 
 
3.8. Solubilidade. 
3.8.1. Solutos não iônicos. 
Quando se dissolve um sólido num líquido (ou um líquido em 
outro), as unidades estruturais do primeiro – íon ou molécula – 
Figura 21: Destilação do petróleo. Fonte; http://4.bp.blogspot.com/_rcJSdmhpIN8/SsI2UuNBYsI/AAAAAAAAAJ8/RH_DroddkuE/s320/Imagem5.png 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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32 
Figura 22: Solubilidade. Fonte; http://hermes.ucs.br/ccet/defq/naeq/material_didatico/textos_interativos_33/solubilidade.gif; 
http://www.qmc.ufsc.br/qmcweb/images/intermolecular/inter_solubilizacao.jpg; 
http://4.bp.blogspot.com/_HoaPhQ9Vmy0/TN0KpHEoXKI/AAAAAAAAF8Q/YQjiw8_4uvU/s1600/solubilidade.jpg;http://www.daanvanalten.nl/quimica/images_bestanden/naclemagua2.jpg; 
separam-se umas das outras e o espaço entre elas passa a ser ocupado 
pelas moléculas do solvente. Os compostos apolares ou fracamente 
polares são solúveis em solventes apolares ou fracamente polares; os 
compostos altamente polares são solúveis em solventes altamente 
polares. “Polar dissolve polar, apolar dissolve apolar”. 
 
 
 
 
 
 
 
3.8.2. Solutos iônicos; solventes próticos e apróticos. Pares 
iônicos. 
Apenas a água ou outros solventes polares são 
capazes de dissolver compostos iônicos em apreciável 
extensão. 
Existem atrações eletrostáticas entre os íons 
positivos e as extremidades negativas das moléculas do 
solvente e entre os íons negativos e as extremidades 
positivas dessas moléculas. (Ligações íons-dipolo). Nas soluções, cada 
íon do soluto encontra-se rodeado de diversas moléculas do solvente, e 
diz-se por isso solvatado (água – hidratado). 
 
Figura 23: Solvatação. Fonte; 
http://200.156.70.12/sme/cursos/
EQU/EQ17/modulo1/aula0/img/a
ula5/nota1.gif 
Figura 24: Ciclo de Born-Haber. Fonte; http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-40422004000600029; 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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33 
Solventes Próticos: Solventes que contém hidrogênio ligado a 
oxigênio ou a nitrogênio e por conseqüência, apreciavelmente acídico. 
 
 
 
água etanol ácido acético. 
 
Solventes Apróticos: Solventes polares com constantes 
dielétricas moderadamente elevadas que não contém hidrogênio 
acídico. Ex: 
 
 
 
 
3.9. Efeitos eletrônicos. Efeitos polares. 
Quando um Carbono perde um átomo e os elétrons de uma 
ligação ele se transforma em um átomo positivo (Cátion) denominado 
Carbocátion. A estabilidade relativa de um carbocátion é determinada 
principalmente pela maneira melhor ou pior como ele acomoda a 
carga positiva. A estabilidade de um sistema carregado é tanto maior 
quanto maior for a dispersão de carga. Qualquer fator que tenda a 
espalhar a carga positiva no carbono falto de elétrons e a distribuição 
pelo resto do íon deve, por conseqüência, estabilizar um carbocátion. 
Isto pode ser feito por efeito indutivo ou ressonância. 
Comparado com o hidrogênio, um substituinte G pode ceder ou 
sacar elétrons. Este efeito é chamado de “efeito polar”. Um 
substituinte doador de elétrons tende a reduzir a carga positiva no 
carbono falto de elétrons; ao fazê-lo o substituinte torna-se ele próprio 
em certa medida positivo. Esta dispersão de carga positiva estabiliza o 
carbocátion. 
Figura 26: Solventes apróticos. Fonte; http://1.bp.blogspot.com/_8xWGBX1SLbQ/SfhabAvK02I/AAAAAAAAACk/QW5kLZEvYBI/s400/10.bmp 
Figura 26: Solventes próticos. Fonte; http:// www.profcupido.hpg.ig.com.br/substnucleof12.gif 
Figura 27: Efeito indutivo. Fonte; http://reocities.com/Vienna/choir/9201/estabilidade_dos_carbocations.gif 
Figura 27: Carbocátion. 
Fonte; 
http://reocities.com/Vienna/c
hir/9201/ruptura_heterolitica.
gif 
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34 
Ordem de estabilidade dos carbocátions: 
terciário>secundário>primário>metila. Quanto maior o número de 
grupos alquila, tanto mais estável será o carbocátion. A doação de 
elétrons dispersa a carga, estabiliza o íon. Grupos alquilo cedem 
elétrons. 
Um substituinte retirador de elétrons tende a intensificar a carga 
positiva no carbono falto de elétrons e, por conseguinte torna o 
carbono mais instável. 
 
Segundo Ingold, os grupos alquilo, destituídos de tendências 
polares fortes próprias, podem fazer praticamente o que lhes é pedido 
por outros grupos na molécula. Podem estabilizar tanto cátions como 
ânions. O saque ou a cedência de elétrons são resultantes de 2 fatores: 
“efeito indutivo” e “efeito de ressonância”. 
3.9.1. Efeito indutivo: 
 Depende da tendência intrínseca de um substituinte 
para ceder ou sacar elétrons – por definição a sua eletronegatividade – 
atuando quer através da cadeia molecular, quer através do espaço. O 
efeito enfraquece progressivamente com o aumento da distância a que 
se encontra o substituinte. A maioria dos substituintes do hidrogênio 
exerce efeitos indutores sacadores de elétrons por serem mais 
eletronegativos que ele; por exemplo, -F, -Cl, -OH, -NH2, -NO2. 
3.9.2. Efeito de ressonância: . 
Acontece entre moléculas que apresentam várias estruturas 
diferentes, mas equivalentes. Ex: 
C
O O
O
 
C
O O
O
 
C
O O
O
 
 I II III 
Figura 28: Efeito indutivo. Fonte; 
http://reocities.com/Vienna/choir/9201/efeit
o_indutivo.gif 
+ 
+ 
+ 
C
O O
O1/2
1/2 1/2
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35 
Como regra básica observa-se que todos os átomos têm a 
configuração de um gás nobre. Pode-se converter uma estrutura em 
outra se trocando a posição dos elétrons. 
C
O O
O
transforma-se 
C
O O
O
 transforma-se 
I II 
 Nenhuma estrutura sozinha representa corretamente o íon 
carbonato, mas sim as 3 em conjunto. A molécula é representada por 
híbrido (média). As ligações não são nem dupla nem simples e sim 
uma mistura das 2. Uma dupla parcial apresenta como valor 1,28Ǻ, 
que é intermediária entre uma simples (1,43 Ǻ) e uma dupla (1,20 Ǻ). 
 As estruturas de ressonância só existem no papel. São 
representações gráficas. 
• Só é permitido mover elétrons π e não ligantes. 
 
 
 
CH3 CH OH
 
CH3 CH OH
 
Só devem ser estruturas de Lewis apropriadas. 
CH3 CH2 OH Essa não é uma estrutura de Lewis apropriada 
porque o carbono CH2 tem 5 ligações. 
• Ocorre estabilização por ressonância. 
• Quanto mais estável uma estrutura maior sua contribuição para 
o híbrido. 
(a) Quanto mais ligações covalentes, mais estável a estrutura. 
Figura 5: Estruturas de ressonância. Fonte: http://images2.wikilingue.com/thumb/5/5f/Resonance_examples.png/400px-
Resonance_examples.png 
III 
C
O O
O
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36 
CH2 CH CH CH2 
CH2 CH CH CH2 
 IV V 
A estrutura IV é mais estável porque possui mais ligações covalentes. 
(b) Estruturas com octeto completo são mais estáveis. 
CH2 O CH3 
CH2 O CH3 
 VI VII 
A estrutura VII é mais estável, pois tem todos os carbonos com 8 
elétrons enquanto que a VI tem um Carbono com 6 elétrons. 
(c) Separação de cargas diminui a estabilidade. 
CH2 CH Cl 
ClCH2 CH 
VIII IX 
A estrutura VIII é mais estável porque, diferentemente da IX, não 
possui separação de cargas. 
(d) Cargas negativas em átomos eletronegativos são mais estáveis 
que cargas negativas em átomos pouco ou não eletronegativos. 
Cargas positivas em átomos eletronegativos são menos 
estáveis que cargas positivas em átomos não eletronegativos. 
NHCH2 CH CH 
NHCH2 CH CH 
 X XI 
A X é a mais estável porque não tem separação de cargas e possui o 
octeto completo. Em seguida vem a XI que possui carga positiva em 
átomo não eletronegativo e Carga negativa em átomos eletronegativo. 
NHCH2 CH CH
XII 
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37 
 
 
 
3.9.3. O papel dos pares não compartilhados. 
Ao carbocátion está ligado um átomo de oxigênio. O oxigênio é 
eletronegativo e, tal como o halogênio, deve exercer um efeito indutor 
sacador de elétrons – efeito que tende a “desastabilizar” um 
carbocátion. Porém dados experimentais revelam que há uma 
poderosa “estabilização”. Isto se dá por cedência de elétrons por efeito 
de ressonância. 
CH2 O CH3 
CH2 O CH3 
Embora eletronegativo, o oxigênio do grupo CH3O- é básico; tem 
pares de elétrons não compartilhados, os quais ele tende a 
compartilhar, adquirindo assim uma carga positiva. É a basicidade do 
oxigênio que está envolvida. Uma vez mais estão satisfeitas as 
condições para a existênciade ressonância: duas estruturas que 
diferem apenas no arranjo dos elétrons. 
Das estruturas a segunda é a mais estável, visto que nela cada 
átomo tem um octeto completo. A ligação dupla se forma por 
sobreposição de uma orbital p vazia do carbono com uma orbital p 
Figura 6: Ressonância. Fonte: http://sites.google.com/site/quimicaalexandrelpn/_/rsrc/1240087452089/Home/respostas-dos-
exercicios/ressonancia-e-aromaticidade/ressonncia-e-aromaticidade/ressonancia_piridina.gif; 
http://sites.google.com/site/quimicaalexandrelpn/_/rsrc/1240159144661/Home/respostas-dos-exercicios/ressonancia-e-
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38 
cheia do oxigênio (ou N, S, X). No caso do íon oxônio, a cedência de 
elétrons por efeito de ressonância é claramente muito mais poderosa 
do que o saque de elétrons através do efeito indutivo, e é ela que 
determina a reatividade. 
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39 
 
 
Capítulo 4 
Força das bases e dos ácidos orgânicos. 
 
 
 
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40 
 
4. Força das bases e dos ácidos orgânicos. 
Você conhece algum ácido orgânico? Os ácidos orgânicos estão 
presentes em nosso cotidiano mais do que você pensa. Um dos ácidos 
mais utilizados no nosso dia a dia é o ácido acético (vinagre). Outro 
ácido muito importante é o cítrico (limão). Vamos aprender que o 
comportamento dos compostos orgânicos não é tão fixo quanto dos 
inorgânicos. Nos orgânicos temos compostos que tanto podem ter 
comportamento de ácido quanto de base (anfóteros). 
4.1. Ionização. Constante de acidez. 
Quando em solução aquosa, os ácidos carboxílicos existem em 
equilíbrio com o respectivo íon carboxilato e com o íon hidrônio 
H3O
+. 
RCOOH + H2O + H3O
+RCOO-
 
 Ka = Constante de acidez. 
 Cada ácido carboxílico tem a sua constante Ka característica, 
que traduz a força do ácido. A extensão da ionização (dissociação do 
ácido) será tanto maior quanto maior for a constante Ka e, portanto, 
quanto mais forte for o ácido. Ka grande significa ácido forte, e Ka 
pequeno ácido fraco. Se ka >10 o ácido está completamente 
dissociado em água. 
 Porém utiliza-se mais comumente o PKa. pKa = -logKa, daí o 
pH = - log[H3O
+]. Para o ácido acético o pKa é 4,75. pKa grande 
significa ácido fraco, e pKa pequeno ácido forte. 
CH3COO2H < CF3COO2H < HCl 
Pka 4,75 0 -7 
 Neste exemplo podemos perceber que um ácido orgânico é 
geralmente muito mais fraco que um inorgânico. 
4.2. Ácidos e bases. 
Existem várias teorias sobre ácido e bases. Vamos relembrar 
algumas? 
Ka = [RCOO-] [H3O]
RCOOH H2O
Figura 1: Azedo. Fonte: 
http://paulodaltrozo.files.wordpress
.com/2010/04/azedo.jpg 
Figura 2: Azedo. Fonte: 
http://nacozinha.files.wordpress.co
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41 
LOWERY – BRONSTED: Ácido é toda substância que cede 
hidrogênio (H+) e base é toda substância que os recebe. 
Ex: H2SO4 + H2O → HSO4- + H3O+ 
 A força de um ácido depende da tendência que ele possuir para 
ceder hidrogênio (H+). Na reação acima, o ponto de equilíbrio 
favorece a formação do ácido conjugado mais fraco e da base 
conjugada mais fraca. 
Ácidos: Tendem a ceder hidrogênio (H+). Bases: Tendência a reter 
hidrogênio (H+). 
 Analogamente a água, muitos compostos orgânicos que 
contém oxigênio podem aceitar hidrogênio (H+) e funcionar como 
bases; o álcool etílico e o éter etílico, por exemplo, formam os íons 
oxônio I e II. 
+C2H5OH H2SO4 C2H5OHH
+ HSO4
-
 
 I 
+(C2H5)2O H2SO4 (C2H5)2OH + HSO4
-
 
 II 
 O grau de acidez depende essencialmente do átomo que se 
encontrar ligado ao H e, em particular, da capacidade desse átomo 
para acomodar o par de elétrons deixado na situação de não 
compartilhado pela partida do íon hidrogênio. A capacidade do átomo 
para reter o par de elétrons parece depender de diversos fatores, entre 
os quais se incluem (a) a eletronegatividade, (b) o tamanho. 
Assim, em determinada linha do quadro periódico, a acididade 
aumenta à medida que cresce a eletronegatividade. 
 
 
 
 
 
 
Figura 3: Força de um ácido. Fonte: 
http://3.bp.blogspot.com/_PrA7fOy
vWbY/TEMxZ3fS_RI/AAAAAA
AAALg/BcK356gCUWk/s400/6I
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42 
Figura 4:Eletronegatividade. Fonte: http://www.educacional.com.br/upload/blogSite/2/2627/8664/Eletronegatividade_escala2372009144259.JPG 
Tabela 1. :Eletronegatividade. Fonte: Química Orgânica. Solomons & Fryhle, 8ª edição, 2005. 
 
 
 
 
 
Entre os compostos orgânicos, os que contêm os grupos O-H, N-H e 
S-H devem possuir apreciável acididade, na acepção de Bronsted. 
δ- δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ- δ+ 
H3C—H H2N—H HO—H F—H 
pKa = 48 pKa = 38 pKa = 15,7 pKa = 3,2 
 
Acidez aumenta em determinado período (linha) ou determinada 
família (coluna) da tabela periódica 
Hidreto 
PKa 
C 
H3C–H 
48 
N 
H2N–H 
38 
O 
HO–H 
15,7 
S 
HS–H 
7 
Se 
HSe–H 
3,9 
F 
F–H 
3,2 
Cl 
Cl–H 
-7 
Br 
Br–H 
-9 
I 
I–H 
-10 
 
 O metanídeo (H3C
—), por apresentar um átomo de carbono que 
é pouco eletronegativo, tem uma capacidade baixa em acomodar uma 
carga negativa, sendo então uma base forte. 
 Em determinada coluna, a acidez aumenta conforme o tamanho 
da molécula aumente. Isto é devido à melhor capacidade do átomo de 
estabilizar a carga formada conforme se aumente seu raio atômico. 
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43 
Figura 5 :Tamanho do átomo. Fonte: http://1.bp.blogspot.com/_PydTKD1VAmM/TIttBicxNII/AAAAAAAAAFo/M176VaSFufA/s1600/ 
tabela_periodica_pelo_tamanho_dos_atomos.jpg 
 
 
 LEWIS: Base é toda substância que pode fornece um par de 
elétrons para a formação de uma ligação covalente, e ácido toda a 
substância que pode utilizar esse par de elétrons para formar uma 
ligação covalente. Ácido é todo aceitador de um par de elétrons e base 
é todo doador de um par de elétrons. 
B
F
F
F + (C2H5)2O (C2H5)2O B
F
F
F
 
Para ser ácida no sentido de Lewis, deve a 
molécula estar falta de elétrons (H+) ou deve-se 
procurar nela um átomo com 6 elétrons apenas na 
camada exterior. Muitos outros com orbitais vazios 
também agem como ácidos de Lewis. Ex: Haletos 
de Zn e Fe (III). 
Para ser básica, tanto na acepção de Lowry-
Bronsted, como na de Lewis, a molécula deve 
dispor de um par de elétrons que possa vir a 
compartilhar com outra molécula. A maior ou 
menor disponibilidade destes elétrons depende da 
eletronegatividade, tamanho e carga do átomo onde 
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44 
eles se encontram. A atuação destes fatores é necessariamente oposta à 
que se observa no caso da acidez; o par de elétrons será tanto mais 
dificilmente compartilhável quanto maior for a capacidade do átomo 
onde eles se encontram para acomodar este par. 
As reações ácido e base sempre favorecem a formação do 
ácido conjugado mais fraco e da base conjugada mais fraca. Elas estão 
sempre sob o controle do equilíbrio e sempre favorecem a formação 
das espécies mais estáveis, com menor energia potencial. Ácidos e 
bases fracos são mais estáveis que os fortes porque possuem menor 
energia potencial. 
 
 
4.3. Álcoois como ácidos ou bases. 
+C2H5O
-
C2H5OH + NaOH Na
+ + H2O
 
Àlcool como ácido 
+C2H5OH H2SO4 C2H5OHH
+ HSO4
-
 
Àlcool como base 
H2N
-Na+ + ROH → RO-Na+ + H2NH 
 Base Ácido Base Ácido 
Acidezes relativas: H2O>ROH>NH3>RH 
+ forte + forte + fraca + fraco 
Basicidades relativas: HO-<RO-<NH2
-<R- 
 Visto os álcoois serem mais fracos do que a água, os alcóxidos 
não se preparam por meio de reação do álcool com hidróxido de 
sódio;preparam-se sim por meio de reação do álcool com o próprio 
metal ativo. 
Figura 7. :Ácidos e bases de Lewis. Fonte: Química Orgânica. Solomons & Fryhle, 8ª edição, 2005. 
Figura 8. :Reação de álcool 
com metal ativo. Fonte: 
Montagem a partir do site 
http://4.bp.blogspot.com/_q
-SGvC-
JLcE/R3JYHtnhSTI/AAA
AAAAACv4/JV_lMfDHfJ
U/s400/scicosmos123.jpg. 
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45 
4.4. A acidez dos alcinos 
Os alcinos são levemente ácidos e, assim como os ácidos, seus ânions 
são preparados pela adição de metais ativos ou bases muito fortes. 
HC CH Na+ HC C Na 1/2H2+ 
 Acetileto de sódio 
HC CH Li+NH2
-
+ HC C Li NH3+ 
Ácido mais Base mais Base mais Ácido mais 
forte forte fraca fraco 
CH3C CH + CH3CH2CH2CH2Li CH3CH2CH2CH3 + CH3C C Li
Ácido mais Base mais Base mais Ácido mais 
forte forte fraca fraco 
Quanto maior o caráter s mais ácido será o hidrocarboneto. 
 
4.5. Acidez dos ácidos carboxílicos. 
 Tabela 2. : Tabela de acidez. Fonte: http://150.162.31.1/~minatti/aulas/qmc5225/aula_12_organica_alcinos/img014.GIF. 
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46 
 
 
+RO- H+
ROH
Energia 
potencial
Marcha da reação 
Observe como a estabilização do íon do ácido é maior do que a 
do álcool. Isto é um indicativo que a acidez dos ácidos é bem maior 
que a dos alcoóis. 
 
 
 
 
 
Não equivalentes equivalentes 
Ressonância menos importante Ressonância mais importante 
Acidezes relativas: RCOOH>H2O>ROH>NH3>RH 
Basicidades relativas: RCOO־<HO-<RO-<NH2-<R- 
4.6. Efeito dos substituintes sobre a acidez. 
 
 
 
 
X retira elétrons; estabiliza o íon, X cede elétrons; desestabiliza o íon 
aumenta a força do ácido. diminui a força do ácido 
ROH
RO- H++
RCOOH
RCOO- H++
Energia 
potencial
Marcha da reação
OH
O
OH
O
Figura 9. Efeito dos substituintes sobre a acidez:. 
Fonte: 
http://reocities.com/Vienna/choir/9201/efeito_ind
utivo_em_acidos_carboxilicos.gif. 
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47 
Por ser um efeito indutivo, o aumento da distância diminui o 
efeito do substituinte. 
 
 
 
 
 
 
 
4.7. Acidez dos hidrogênios α. 
A ionização de um hidrogênio α produz o carbânion I que é um 
híbrido de ressonância das estruturas II e III. Esta ressonância só é 
possível através da participação do grupo carbonilo. Não é possível 
ressonância deste tipo de carbânions que se formem por ionização de 
hidrogênio β, γ, etc, em compostos carbonílicos saturados. 
 
 
 
O grupo carbonilo influencia assim a acidez dos átomos de 
hidrogênio α da mesma forma que influencia a acidez dos ácidos 
carboxílicos: contribuindo para alojar a carga negativa do ânion. 
 
 
 
Em comparação com o hidrogênio do grupo –COOH, os 
átomos de hidrogênio α de um aldeído ou de uma cetona são muito 
fracamente ácidos; importante é o fato de eles serem 
consideravelmente mais ácidos que os átomos de hidrogênio 
existentes noutros pontos da molécula e suficientemente ácidos para 
permitir a formação de concentrações significativas – embora muito 
baixas – de carbânions. 
Figura 10. Exemplos de efeito 
dos substituintes sobre a 
acidez:. Fonte: 
http://www.iped.com.br/sie/up
loads/20020.jpg 
Figura 11. :Compostos alfa carbonílicos (Acidez). Fonte: Química Orgânica. R. Morrison & R. Boyd, 5ª edição, 1991. 
Figura 12. :Compostos alfa carbonílicos (ressonância). Fonte: Química Orgânica. R. Morrison & R. Boyd, 5ª edição, 1991. 
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48 
4.8. Basicidade das aminas. Constante de basicidade. 
 
 
 
 
Os mesmos efeitos que foram estudados para os ácidos valem 
também para as aminas. Lembrando que o efeito é o contrário: o que 
aumenta a acidez diminui a basicidade e vice-versa. 
4.8.1. Estrutura e basicidade. 
 
R cede elétrons. R cede elétrons 
Torna o par não Estabiliza o íon 
compartilhado mais Aumenta a basicidade 
diponível. 
Observe abaixo as estruturas de ressonância da anilina. A 
estrutura neutra tem 5 formas de ressonância (I, II, V, VI, VII), 
enquanto que o íon anílico só tem 2 (III, IV). Devido a isso pode-se 
afirmar que a anilina é mais estável quando neutra, logo não necessita 
pegar um H+ para se estabilizar. Onde se conclui que a anilina é uma 
base fraca. 
 
 
 
Figura 12. :H alfa em uma cetona. Fonte: Química Orgânica. R. Morrison & R. Boyd, 5ª edição, 1991. 
Figura 13. : Basicidade de aminas. Fonte: Química Orgânica. R. Morrison & R. Boyd, 5ª edição, 1991. 
Figura 14. : Estrutura e basicidade de aminas. Fonte: Química Orgânica. R. Morrison & R. Boyd, 5ª edição, 1991. 
Figura 15. : Estruturas de ressonância na anilina.. Fonte: 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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49 
 
Capítulo 5 
Estereoquímica 
 
 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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50 
 
5. Estereoquímica. 
5.1. Introdução. 
Dentro do vasto mundo da Química Orgânica existem 
compostos que são muito parecidos em suas fórmulas e até formas 
moleculares, mas que são bem diferentes quanto às propriedades 
Químicas e Físicas, são os chamados isômeros. Isômeros são 
compostos diferentes que têm a mesma fórmula molecular. Isômeros 
constitucionais apresentam conectividade diferente. Ex 
 
 
 
Estereoisômeros: Tem os mesmos átomos constitutivos ligados na 
mesma seqüência e diferem apenas pela disposição dos átomos no 
espaço. Existem 2 tipos de estereoisômeros, os óticos e os cis-trans. 
O carbono tetraédrico apresenta quatro 
ligações equivalentes. Quando se substitui um 
ou dois hidrogênios do metano obtêm-se apenas 
uma substância. Todas as substâncias que forem 
simétricas não apresentam estereoisômeros. 
Podemos observar isso procurando por um 
plano ou eixo de simetria na molécula. 
Enantiômeros: isômeros que são a imagem um do outro num espelho 
plano, logo não podem ser sobrepostos. Se os dois modelos são 
sobreponíveis, eles representam simplesmente duas moléculas do 
mesmo composto; se os modelos não são sobreponíveis, representam 
moléculas de diferentes compostos, que, por terem a mesma fórmula 
molecular, são por definição isômeros. 
 
 
 
 
 
Figura 3: Enantiômeros. Fonte: http://www.qmc.ufsc.br/qmcweb/images/chiral_enantiomeros.gif 
Figura 1: Moléculas simétricas. Fonte: http://www.ufsm.br/quimica_organica/esteres1.gif
Figura 2: Imagem não sobreponível. 
Fonte: 
http://www.mundoeducacao.com.br/u
pload/conteudo/isomeria%20optica%2
0-%20M_E_.jpg 
Química Orgânica I (UAB-EAD) Introdução à Química Orgânica 
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51 
 
5.2. Atividade ótica. Luz polarizada em plano. 
A luz é um fenômeno ondulatório em que as vibrações se 
produzem perpendicularmente à direção de propagação. Na luz 
ordinária, as vibrações produzem-se em todos os planos. Na luz 
polarizada em plano, as vibrações produzem-se apenas num destes 
possíveis planos. 
Há polarização da luz quando ela atravessa uma lente de um 
polaróide (Prisma de Nicol). Substância oticamente ativa é toda aquela 
que produz rotação do plano da luz polarizada. 
5.3. Polarímetro. 
Aparelho usado para detectar a rotação da 
luz plano polarizada. 
O polarímetro consta de uma fonte 
luminosa, de duas lentes polaróides e de um 
tubo, onde se coloca a substância cuja atividade 
se pretende medir, e que se interpõe entre as 
lentes. A luz passa sucessivamente através da 
primeira lente (polarizador), através do tubo 
com a substância, através da segunda lente 
(analisador) e atinge finalmente a vista do 
observador. 
 
 
 
 
Figura 4: (a) Luz normal e (b) 
polarizada. Fonte: 
http://3.bp.blogspot.com/_aCKsC69
GTcY/S_LKf4IntSI/AAAAAAAAAEw/4BAv6o1l7i0/s400/U.gif 
Figura 5. Polarização da luz normal. 
Fonte: 
http://ecientificocultural.com/ECC2/
figuras/polar27.gif 
Figura 6. Esquema do polarímetro. Fonte: 
http://www.qca.ibilce.unesp.br/BNR/polarim1.jpg 
Figura 7. Polarímetro. Fonte: 
http://img.directindustry.es/images_di/photo-g/polarimetros-automaticos-
114733.jpg 
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52 
 Se a rotação do plano de polarização for para a direita, ou seja, 
em direção ao movimento dos ponteiros do relógio, diz-se que ela 
é dextrógira, se for para a esquerda designa-se levógira. Usa-se 
também os sinais + (direita) e – (esquerda) para indicar rotações. 
5.4. Rotação específica. 
O valor da rotação depende do número de moléculas interpostas 
no trajeto da luz, através do tubo. Fatores que alteram o valor da 
rotação: Concentração da solução, comprimento do tubo. 
A rotação específica é uma propriedade tão característica do 
composto como o ponto de fusão, o ponto de ebulição, a densidade ou 
o índice de refração. 
5.5. Enantiomeria e carbono tetraédrico. 
Cada estrutura é imagem uma da outra num espelho plano. Até 
dois isótopos do mesmo elemento são suficientemente diferentes para 
produzirem isômeros. 
A inatividade ótica ocorre devido ao fato das moléculas se 
encontrarem numa distribuição casual, onde cada uma delas funciona 
como a imagem uma da outra num espelho plano. A inatividade ótica 
exige, portanto, que no composto cada molécula atue como a imagem 
uma da outra. 
Numa amostra pura de um único enantiômero nenhuma molécula 
pode servir de imagem a outra, não se produz, portanto, a anulação de 
rotações de moléculas individuais e o resultado é o aparecimento de 
uma certa rotação, ou seja, atividade ótica. 
5.6. Previsão de enantiomeria. Quiralidade. 
As moléculas que possuem rotação ótica são quirais. A 
quiralidade é a condição necessária e suficiente para a existência de 
enantiômeros. Um composto cujas moléculas são aquirais não tem 
enantiômeros. 
5.7. O centro quiral. 
Um átomo de carbono a que se ligam quatro grupos diferentes 
constitui um centro quiral. Trocar dois destes substituintes entre si 
converte um enantiômero no outro. Esta reação não ocorre 
Figura 8. Rotação da luz. Fonte: 
http://www.expoente.com.br/vestiba/ve
stibular/ufpr2003/quimica/q_03a.jpg 
Figura 9.Quantidade de moléculas. 
Fonte: 
http://2.bp.blogspot.com/_0vc_JxuE8
Oo/Rl3dRF8SfyI/AAAAAAAAAAM
/X-tPocopTsc/s320/MULTIDAO.jpg 
Figura 10. Alanina. Fonte: 
http://www.qmc.ufsc.br/qmcweb/arti
gos/theflash/theflash51_nobel_alani
na.gif 
Figura 11. Imagens diferentes. 
Fonte: 
http://3.bp.blogspot.com/_kp6e6i-
hpJU/SzOketdfQdI/AAAAAAAA
AV0/ALPr_we2Yr0/s400/botox27
8%2Bvelha%2Bno%2Bespelho.jp
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espontaneamente, uma vez que exigiria a quebra de ligações em torno 
do carbono, o que exige uma energia considerável. 
Se existir apenas um centro quiral numa molécula ela é sempre 
quiral, mas se existir mais de um ela pode ou não ser quiral. 
Enantiômeros têm propriedades físicas idênticas, excetuando-se 
o sentido da rotação do plano de polarização da luz. O valor de 
rotação é o mesmo, porém um gira para a esquerda e o outro para a 
direita. Os enantiômeros possuem propriedades químicas idênticas, 
excetuando-se as reações com outros compostos oticamente ativos. 
 Representa-se a molécula em forma de cruz, com o centro 
quiral no centro da cruz, e tendo as linhas horizontais como dirigidas 
na direção do observador e as linhas verticais como se afastando do 
observador (Projeções de Fischer). Deve-se rodar estas fórmulas a 
180° no plano do papel para verificar se as podemos fazer coincidir . 
5.8. Testes de quiralidade: Planos de simetria. 
 Uma molécula não será quiral se possuir um plano de 
simetria. Plano de simetria (plano especular) é um plano 
imaginário que corta a molécula de tal forma que as 2 metades 
sejam uma a imagem especular da outra. Todas as moléculas 
com um plano de simetria são aquirais. Se todos os átomos 
tetraédricos numa molécula têm dois ou mais substituintes 
iguais (plano de simetria) a molécula será aquiral. Um objeto é 
quiral quando não é sobreponível com a sua imagem no espelho. 
Por exemplo, a reflexão da mão esquerda não é sobreponível 
com a mão esquerda, mas com a mão direita. As mãos são, por isso, 
quirais. 
 Em sistemas biológicos a especificidade estereoquímica é mais 
regra que exceção visto os catalizadores biológicos – enzimas – e a 
maioria dos compostos em que atuam serem oticamente ativos 
 
 
 
 
 
CH3H CH3H
O
Aquiral 
Figura 12. Molécula aquiral 
com 2 carbonos assimétricos.. 
Fonte: 
http://images2.wikilingue.com
/thumb/6/64/Meso-
Weins%C3%A4ure_Spiegel.s
vg/150px-Meso-
Weins%C3%A4ure_Spiegel.s
vg.png.jpg 
Figura 13. Molécula quiral.. Fonte: 
http://n.i.uol.com.br/licaodecasa/ensmedio/quimica
Para saber mais sobre quiralidade e sistemas biológicos 
acesse o link abaixo: 
http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/03/quiral.pdf 
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5.9. Modificação racêmica. 
É uma mistura em partes iguais de um e de outro enantiômeros. 
É opticamente inativa. Uma molécula de um enantiômero anula a 
rotação causada pala molécula do outro. Utiliza-se o símbolo ± para 
indicar a natureza racêmica de uma amostra. Não é possível separar 
uma mistura racêmica por métodos convencionais. Só é possível 
separar uma mistura racêmica através do uso de reagentes oticamente 
ativos. Quando uma mistura de dois enantiômeros apresenta 
quantidades de um enantiômero em excesso diz-se se tratar de um 
excesso enantiomérico (EE). 
 EX: Mistura dos enantiômeros do 2-butanol. [α] = + 6,76°. (+) 
2-butanol [α] = + 13,52°. Excesso Enantiomérico (EE) = + 6,76°/+ 
13,52 X 100. EE = 50 %. 
 Significa que 50 % da mistura é da forma (+) e 50 % é da 
forma racêmica (±), logo a composição da mistura é 50 % (+) e 25 % 
(+), 25 % (-), o que dá como resultado final: 75 % (+) e 25 % (-). 
Figura 14. Efeitos biológicos nas moléculas de enantiômeros da noradrenalina.. Fonte: http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/03/quiral.pdf 
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EXERCÍCIO: Calcular o excesso enantiomérico da mistura dos 
enantiômeros do 2-metil-1-butanol, [α]D = - 1,152° e dizer quem está 
em EE. [α] = - 5,756°, [α] = + 5,756°. 
 Sempre que observarmos atividade ótica (molecular) podemos 
concluir que estamos em presença de moléculas quirais. Será a 
recíproca verdadeira? Não, observa-se isso quando existe uma mistura 
racêmica. 
5.10. Configuração (R e S). 
É o arranjo espacial dos respectivos átomos. A escolha da 
configuração é uma forma de representar as estruturas sem ter que 
desenhá-las constantemente. O método mais utilizado hoje para se 
escolher os sufixos R e S, segue os passos propostos por Cahn-Ingold-
Prelog. 
PASSO 1: Seguindo um conjunto de REGRAS DE PROCEDÊNCIA 
atribuímos uma ordem de prioridade aos quatro átomos ou grupos de 
átomos ligados ao centro quiral. A procedência depende simplesmente 
do número atômico, tendo o de maior número a prioridade 1. 
PASSO 2: Imaginamos a molécula orientada por forma a que o último 
grupo na ordem das procedências esteja em oposição a nós, e em cujos 
vértices se situam os três outros grupos. Seguindo-se do maior número 
atômico em direção ao menor se se observar o movimento em 
semelhança aos movimentos do ponteiro do relógio a configuração 
diz-se R (Latim; Rectus = direito) e se contra este movimento diz-se S 
(Latim; Sinister = esquerdo). 
Não se deve confundir o sentido da rotação ótica com o sentido da 
configuração. 
PASSO 3: Quando os 4 átomos ligados ao Carbono assimétrico são 
diferentes, a ordem de procedência