APOSTILA - QUIMICA ORGANICA_Cap_01

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Universidade Federal do Pampa - Campus Bagé 
 
 
Apostila 
 
 
 
 
Química Orgânica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Udo Sinks 
2007 
 
 
 
Química Orgânica 
Prof. Udo Sinks 2 
Literatura 
• T.W.GRAHAM SOLOMONS, CRAIG FRYHLE, 
“QUÍMICA ORGÂNICA - VOL. 1”, 8a EDIÇÃO, LTC, 2005, ISBN: 8521614497 
“QUÍMICA ORGÂNICA - VOL. 2”, 8a EDIÇÃO, LTC, 2006, ISBN: 8521614519K. 
 
 
• PETER C. VOLLHARDT, NEIL E. SCHORE, 
“QUÍMICA ORGÂNICA: ESTRUTURA E FUNÇÃO”, 4a EDIÇÃO, BOOKMAN, PORTO 
ALEGRE, 2004, ISBN: 8536304138; 
 
 
• JOHN MCMURRY, 
“QUÍMICA ORGÂNICA: COMBO”, 6a EDIÇÃO, THOMSON LEARNING, 2004, ISBN: 
8522104298 
ou 
"QUÍMICA ORGÂNICA 1 - Tradução da 6a. Edição Norte-Americana", THOMSON LEARNING, 
2004, ISBN: 8522104158 
"QUÍMICA ORGÂNICA 2 - Tradução da 6a. Edição Norte-Americana", THOMSON LEARNING, 
2004, ISBN: 8522104697 
 
 
• PAULA YURKANIS BRUICE, 
“QUÍMICA ORGÂNICA - VOL. 1”, 4a EDIÇÃO, PRENTICE HALL, 2006, ISBN: 8576050048 
“QUÍMICA ORGÂNICA - VOL. 2”, 4a EDIÇÃO, PRENTICE HALL, 2006, ISBN: 8576050684 
Química Orgânica 
Prof. Udo Sinks 3 
1. Introdução 
1.1. O que é Química Orgânica? 
• Como seu corpo funciona? 
• Por que seus músculos estavam doendo, 
depois do ultimo jogo de futebol? 
• O que acontece com a gasolina no motor do 
carro? 
• Qual é o princípio ativo na aspirina que 
tomou por causa da dor de cabeça? 
• Por que nós estamos com dor de cabeça? 
• Qual é a origem do cheiro do alho? 
• Como funciona um indicador sensitivo ao 
pH? 
• Como os sinais são transmitidos nos 
nervos? 
• 
Química é o estudo da estrutura das moléculas 
e das regras que governam suas interações. 
Química se relaciona com biologia, física e 
matemática. 
 
O que é, porém, a Química Orgânica? 
O que a distingue de outras disciplinas 
químicas? 
Físico-Química, Química Inorgânica, ou 
Bioquímica; 
 
A Química Orgânica é a química do carbono e 
seus compostos. (=moléculas orgânicas) 
 
Moléculas orgânicas são as unidades 
químicas fundamentais da vida: 
Proteínas, gorduras, ácidos nucléicos, 
carboidratos. 
N
H
NH2
OHO
OH
O
O
O
N
N
N
N
O O
OHHO
H
HO
HO
 
 
1.2. Vitalismo 
1780 Distinguir entre compostos inorgânicos e compostos orgânicos 
organismos vivos → compostos orgânicos 
fontes não vivos → compostos inorgânicos 
Para a síntese de um composto orgânico será necessária a intervenção de uma "força 
vital". 
Tal síntese poderia apenas ocorrer num organismo vivo e não num laboratório químico. 
1816 Isolamento de ácidos graxos por Michel Chevreul 
1828 – 1850 
Síntese de vários compostos orgânicos a base de compostos inorgânicos 
1828 Friedrich Wöhler descobriu 
que uréia poderia ser 
produzida por aquecimento de 
cianeto de amônio. 
→ Vitalismo desaparece dos círculos 
científicos 
 
NH4
+NCO-
calor
H2N
C
NH2
O
uréiacianato de amônio 
 
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1.3. Fórmula Mínima e Molecular 
1784 Antoine Lavoisier: compostos orgânicos constituídos basicamente de carbono, hidrogênio e 
oxigênio (C, H, O); 
1811 – 1831 
Métodos quantitativos para determinar a composição de compostos orgânicos: 
Justus Liebig, J.J. Berzelius, e J.B.A. Dumas. 
1860 Stanislaw Cannizarro: distingui entre fórmula mínimas e formula molecular 
 Baseando na hipótese de Amadeo Avogadro (1811): 
→ moléculas com a mesma fórmula mínima (→ por análise quantitativa) tem peso 
molecular diferente. 
→ Diferentes números de átomos 
→ Diferentes fórmulas moleculares 
 ciclopentano eteno cicloexano 
 
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
 
H
H H
H 
HH
H
H
H
H
H H
H
H
H
H
 
fórmula mínima C1H2 C1H2 C1H2 
peso molecular 70,08 g/mol 28,05 g/mol 84,16 g/mol 
fórmula molecular C5H10 C2H4 C6H12 
1.4. Teoria Estrutural da Química Orgânica 
1858 – 1861 
August Kekulé, Archibal Scott, Alexander M. Butlerov: 
desenvolvimento da teoria estrutural: 
1. Átomos de compostos orgânicos podem formar um número fixo de ligações: 
carbono tetravalente C
 
divalente 
S ou 
S 
oxigênio divalente 
O ou 
O 
enxofre 
tetravalente 
S 
hidrogênio monovalente H nitrogênio trivalente 
N
 ou 
N
 ou 
N 
cloro monovalente Cl trivalente 
P
 
bromo monovalente Br 
fosfóro 
pentavalente P
 
iodo monovalente I 
flúor monovalente F 
selênio divalente 
Se ou 
Se 
 
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2. Átomos de carbono podem usar uma ou mais de suas valências para formar 
ligações com outros átomos de carbono e os demais átomos em compostos 
orgânicos: 
ligação simples C C
 
Ligação dupla C C
 
Ligação tripla C C 
1.5. Isômeros 
• Existem moléculas com a mesma fórmula molecular e mesmo peso molecular, mas 
propriedades físicas diferentes (ponto de fusão, ponto de ebulição). 
• A teoria estrutural ajuda a resolver o problema, pois esclarece que compostos com a mesmo 
fórmula molecular podem ter estruturas diferentes. 
Definição de Isômeros: 
Compostos com estruturas diferentes que tem a mesma fórmula molecular são chamados 
de isômeros. 
 
Exemplo: 
Nome Álcool etílico 
(etanol) Éter dimetílico 
fórmula molecular C2H6O C2H6O 
estrutura C
H
H
H
C
H
H
O
H
 
C
H
H
H
O C
H
H
H
 
ponto de ebulição 78,5 °C -24,9 °C 
ponto de fusão - 117,3 °C - 138 °C 
1.6. Geometria do carbono 
1874 Fórmulas estruturais 2D → 3D 
J.H. van't Hoff, J.A. LeBel 
 Proposta: as quatro ligações do átomo de carbono de metano são arranjadas que elas 
apontaram no sentido dos vértices de um tetraedro regular com o carbono no seu centro 
 
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1.7. Ligações Químicas: A Regra do Octeto 
1916 G.N. Lewis, W. Kössel 
 Regra de Octeto: 
• Átomos formam ligações para obter configuração de um gás nobre (tal configuração de 
um gás nobre é mais estável) 
• Para a maioria dos átomos na química orgânica: 8 elétrons na camada de valência 
• Átomos perto do Hêlio: 2 elétrons na camada de valência 
• Para satisfazer a regra do octeto dois tipos de ligações químicas principais na Química 
Orgânica: 
ligação iônica e ligação covalente 
1.7.1. Ligação iônica 
Ligações iônicas se formam em reações de átomos com eletronegatividade bem diferentes. 
 
Eletronegatividade: 
É a medida da habilidade de um átomo em atrair elétrons 
 
H
2,1
Li
1,0
Be
1,6
F
4,0O
3,5N
3,0C
2,5B
2,0
Na
0,9
Mg
1,2
Cl
3,0S
2,5P
2,1
Si
1,8
Al
1,5
K
0,8
Ca
1,0
Br
2,8
I
2,5
 
Valores de EN para os 
elementos dos grupos 
principais da tabela 
periódica 
Transferência de um ou mais elétrons de um átomo para o outro para criar íons: 
 
 Li + F →→→→ Li+ + F- 
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1.7.2. Ligação covalente 
• Átomos de mesma eletronegatividade ("vizinhos" na tabela periódica) formam ligações 
covalentes; 
• Átomos atingem configuração de um gás nobre através do emparelhamento de elétrons; 
• Ligações covalentes entre átomos se formam → produtos: moléculas; 
• Representação de moléculas por fórmulas de ponto (estruturas de Lewis) ou fórmulas de 
traços (mais conveniente); 
H2
Cl2
CH4
H H H H HH ou
Cl Cl Cl Cl ClCl ou
C H
+
+
+ C
H
HH
H
ou H C H
H
H
 
• Ligações múltiplas podem se formar: 
N2 N NN N ou
C C
H
H
H
H 
• Íons podem conter ligações covalentes: 
N
H
H
H
HN
H
H
H
H ouNH4
 
1.8. Escrevendo Fórmulas Lewis ou Kekulé 
1.8.1. Estruturas de Lewis: 
Átomo grupo 
número de 
elétrons de 
valência 
Carbono 4A 4 
Hidrogênio 1A 1 
Oxigênio 6A 6 
Nitrogênio 5A 5 
Enxofre 6A 6 
Selênio 6A 6 
Fósforo 5A 5 
Cloro 7A 7 
• Monta se a molécula ou o íon a partir dos 
átomos constituintes mostrando elétrons de 
valência; 
• Número de elétrons de um átomo →→→→ tabela 
periódica →→→→ numero de elétrons = número 
do grupo do átomo 
• Íons: adicionam-se elétrons para fornecer a 
carga apropriada. 
 
 
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Problema Resolvido 
Escreve a estrutura Lewis de CH3Cl. 
Resposta 
Número total de elétrons de valência: 
1 C Grupo 4A → 4 elétrons de valência 4 
1 Cl 7A → 7 7 
3 H 1A → 1 3 
 total 14 
 
H
CH Cl
H 
H
CH Cl
H 
1. Pares deelétrons para formar ligações. 
(8 elétrons, restam 6) 
2. Adicionar os elétrons restantes em pares 
(contagem: 14 elétrons de valência) 
 
Problema Resolvido 
Escreve a estrutura Lewis do íon carbonato: CO3
2-: 
Resposta 
Número total de elétrons de valência: 
1 C Grupo 4A → 4 elétrons de valência 4 
3 O 6A → 6 18 
2 e– 2 
 total 24 
 
C
O
O
O 
C
O
O
O
 
1. Pares de elétrons para formar ligações. 
(6 elétrons; restam 18) 
2. Adicionar os elétrons restantes em pares 
3. se necessário: ligações duplas para 
satisfazer a regra do octeto. 
4. determinar cargas formais. 
(contagem: 24 elétrons de valência) 
1.9. Exceções à regra do octeto 
• Elementos do segundo período da tabela periódica: 
1 orbital 2s e 3 orbitais 2p 
→ Max. 8 elétrons 
→ 4 ligações 
→ regra do octeto 
Exceções: boro e berílio → menos do que oito elétrons são possíveis 
• Elementos do terceiro período: 
1 orbital 3s, 3 orbitais 3p, 5 orbitais 3d 
→ 18 elétrons 
→ regra do octeto não é mais válida (exceções) 
exemplos: PCl5 e SF6 
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Cl
PCl
Cl
ClCl
 
S
F
F
F
F
F
F
 
• Moléculas ou íons altamente reativos têm átomos com menos de oito elétrons em suas 
camadas de valência: 
exemplo: BF3 
B F
F
F
 
• Deve-se saber como os átomos estão ligados entre si! 
Exemplo: ácido nítrico 
→ HNO3 
→ Hidrogênio está ligado a o oxigênio e não ao nitrogênio como sugerido pela fórmula 
molecular 
→ Estrutura: HONO2 (não HNO3) 
N
+
O
-
O
OH não 
N
+
H
O
OO
-
 
1.10. Carga Formal 
• Carga formal: carga (positiva ou negativa) localizada num átomo; 
• Soma total de todas as cargas formais é igual à carga total na molécula / no íon; 
• calculo da carga formal: 
neutro atomo elétronsmolécula valência eletrons nnformal aargC −= 
Elétrons nas ligações são divididos entre os átomos que os compartilham 
Pares não compartilhados são atribuídos aos átomos às quais pertencem 
Exemplos 
íon amônio (NH4
+) 
elétrons de valência no átomo livre = 1 
subtrair os elétrons atribuídos = -1 
Hidrogênio 
carga formal = 0 
elétrons de valência no átomo livre = 5 
subtrair os elétrons atribuídos = -4 
N
H
HH
H
 
Nitrogênio 
carga formal = +1 
 carga do íon 4(0) + 1 = +1 
 
íon nitrato (NO3
-) íon carbonato (CO3
2-) 
N
O
O O
carga formal = 6 - 7 = -1
carga formal = 5 - 4 = +1
carga formal = 6 - 7 = -1
carga formal = 6 - 6 = 0
 
C
O
O O
carga formal = 6 - 7 = -1
carga formal = 4 - 4 = 0
carga formal = 6 - 7 = -1
carga formal = 6 - 6 = 0
 
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1.10.1. Resumo Carga Formal 
Grupo Carga Formal 
+1 
Carga Formal 
0 
Carga Formal 
-1 
3A B
 
B
 
4A C C C
 
C C C
 
C C C
 
5A N N N
 
N N N
 
N N
 
6A O O
 
O O 
O
 
7A X
 
X
 X 
1.11. Ressonância 
• Problema: Estruturas Lewis → Localização artificial de elétrons 
O
C
O
O O
C
O O O
C
O
O
1 2 3 
• Exemplo Carbonato: 3 estruturas diferentes mas equivalentes 
• Características: 
1o: cada átomo - configuração de gás nobre 
2o: converter uma estrutura para a outra apenas trocando as posições dos elétrons 
O
C
O
O O
C
O O O
C
O
O
1 2 3 
Estudos de raios X: 
− Todas as ligações C-O do íon carbonato têm o mesmo comprimento: 1,28 Å 
− Ligações C-O: mais curtas do que ligações C-O simples (1,43 Å) 
− Ligações C-O: mais compridas do que ligações C=O duplas (1,20 Å) 
⇒ Nenhuma da estruturas acima está correta. 
Teoria de ressonância: 
Sempre que uma molécula / um íon puder ser representado por duas ou mais estruturas de Lewis 
que diferem apenas nas posições dos elétrons: 
1. Nenhuma das estruturas (estruturas de ressonância ou contribuintes de ressonância) será uma 
representação correta para a molécula / o íon. 
2. Representação da molécula por um híbrido (média) dessas estruturas. 
3. As estruturas de ressonância não são estruturas para a molécula / o íon real; existem apenas 
no papel / no computador. 
O
C
O
O O
C
O O O
C
O
O
1 2 3
≡≡≡≡
O
C
O
O
2
3 –
2
3 –
2
3 –
 
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1.11.1. Resumo das Regras de Ressonância 
1. As estruturas de ressonância existem apenas no papel; 
2. Ao escrever as estruturas de ressonância só nos é permitido mover elétrons; 
 
3. Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis apropriadas; 
C O
H
H
H
H
C O
H
H
H
H
 
4. A energia da molécula real é mais baixa do que a energia que pode ser prevista para qualquer 
estrutura contribuinte; 
5. Estruturas de Ressonância equivalentes contribuem igualmente para o híbrido e um sistema 
descrito por elas tem uma energia de estabilização grande; 
½ +½ +
 
6. Quanto mais estável uma estrutura (quando analisada isoladamente), maior é a contribuição 
para o híbrido; 
a) Quanto mais ligações covalentes uma estrutura tem, mais estável ela é; 
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
 
b) As estruturas nas quais todos os átomos têm um nível de valência de elétrons completo 
(gás nobre) são especialmente estáveis e contribuem muito para o híbrido; 
H
C
H
O
H H
C
H
O
H
 
c) A separação de cargas diminui a estabilidade 
H
H H
Br H
H H
Br
 
d) Os contribuintes de ressonância com carga negativa em átomos altamente eletronegativos 
são mais estáveis do que aqueles com carga negativa em átomos menos eletronegativos. 
1.12. Mecânica Quântica 
Schroedinger descreve a movimentação de elétrons em termos que levam em consideração a 
natureza ondulatória do elétron. 
Ψ=Ψ EH V
xm
H +−=
2
2
d
d
2
h
 
EnergiaE = 
→ equação de onda (só para o átomo de hidrogênio) 
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• soluções destas equações → funções de onda Ψ 
• cada função de onda Ψ corresponde a um estado diferente para o elétron 
Uma equação de onde é uma ferramenta para calcular duas propriedades importantes: 
a) Energia associada com o estado do elétron 
b) Probabilidade relativa de um elétron ocupar lugares específicos 
ΨΨΨΨ
2 expressa um espaco tridimensional 
ΨΨΨΨ
2 (x,y,z) = probalidade = 0 – 1 
orbital descreve o volume do espaco em volta do núcleo onde o elétron tem maior 
probalidade de ser encontrado (90-95 %). 
Se ΨΨΨΨ2 (x,y,z) > 0,9 → lugar (x,y,z) no espaço pertence a um orbital 
1.13. Orbitais Atômicos 
Gráficos de ΨΨΨΨ2 em três dimensões geram as formas dos familiares orbitais atômicos (OAs): s, p, 
(d, f), os quais usamos como modelos para estrutura atômica. 
Somente os orbitais s e p são importantes na química orgânica. 
 
s esferas 2s: superfície nodal (Ψ = 0) 
p duas esferas quase se 
tocando 
− Um lóbulo (ou esfera): sinal de Ψ positivo 
− Outro lóbulo : sinal de Ψ negativo 
− Plano nodal (Ψ = 0) separe os dois lóbulos (esferas) 
− Três orbitais p estão arranjados no espaço de tal forma 
que seus eixos são mutuamente perpendiculares 
IMPORTANTE: 
• Sinal da função de onda ≠ carga elétrica 
• (-) ou (+) não implicam probabilidade de encontrar elétrons 
• Ψ2 (probabilidade) é sempre positivo. 
• (-) ou (+) se torna importante: combinação de orbitais atômicos para orbitais moleculares 
(formação de ligações covalentes) 
• Todos os orbitais podem acomodar dois elétrons 
• Quanto maior o número de nós, maior a energia do orbital. 
• Energia de elétrons nos orbitais: 1s < 2s < 2p 
• Os elétrons nos três orbitais 2p têm energia igual: orbitais de energia igual são chamados 
orbitais degenerados. 
• Configuração eletrônica de qualquer átomo nos primeiros períodos da tabela periódica: 
E
n
er
g
ia
1s
2s
2p
 
Boro 1s22s22p1 
E
n
er
g
ia
1s
2s
2p
 
Carbono 1s22s22p2 
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E
n
er
g
ia
1s
2s
2p
 
Nitrogênio 1s22s22p3 
E
n
er
g
ia
1s
2s
2p
 
Oxigênio 1s22s22p4 
E
n
er
g
ia
1s
2s
2p
 
Flúor 1s22s22p5 
E
n
er
g
ia
1s
2s
2p
 
Neônio 1s22s22p6 
Regras aplicadas (Química Geral): 
Princípio da edificação: Os orbitais são preenchidos de forma que aqueles de mais baixa energia 
são preenchidos primeiramente. 
Princípio da exclusão de Pauli: Um máximo dedois elétrons pode ser colocado em cada orbital, 
mas apenas quando os spins dos elétrons são emparelhados. 
Regra de Hund: Orbitais degenerados (mesma energia): adiciona-se um elétron em cada com 
spins desemparelhado até que cada orbital contenha um elétron. Depois se adiciona um segundo 
elétron a cada orbital degenerado de forma que os spins estejam emparelhados. 
1.14. Orbitais Moleculares 
• Orbitais atômicos (OAs) se combinam para tornaram-se orbitais moleculares (OMs); 
• Números de OMs é sempre igual ao número de OAs: OAs podem ser combinados pela adição 
ou pela subtração; 
1.14.1. Adição 
 
OM ligante: orbital 
molecular ligante 
Ψ 
• Superposição de orbitais atômicos de mesmo sinal de fase 
• Reforço da função de onda na região entre os dois núcleos 
• Ψ é maior → Ψ2 é maior 
• Aumento da densidade de probabilidade eletrônica na região entre os núcleos 
• Força atrativa do núcleo pelos elétrons compensa a força repulsiva dos dois núcleos 
• "Cola" que mantém os átomos unidos 
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1.14.2. Subtração 
 
 
OM antiligante: orbital 
molecular antiligante 
Ψ* 
• Superposição de orbitais atômicos de sinal de fase opostos 
• Funções de onda interferem um a com a outra 
• Nó entre os dois núcleos é produzido 
• Ψ=0 e nos regiões próximos Ψ é pequeno → Ψ2 é muito pequeno 
• Os elétrons "evitam" a região entre os dois núcleos 
• Força atrativa entre os núcleos e os elétrons é pequena 
• Forças repulsivas (entre os elétrons e entre os núcleos) são maiores 
 
1.14.3. Diagrama de energia: 
Os elétrons são colocados nos orbitais moleculares da mesma forma que eles foram colocados nos 
orbitais atômicos. 
• Combinação de dois orbitais atômicos Ψ1s fornece dois orbitais Ψmolec e Ψ
*
molec. 
• Energia (Ψmolec) < Energia (Ψ
*
molec) 
E
n
er
g
ia
Ψ1s Ψ1s
Ψmolec (ligante)
Ψ∗molec (antiligante)
 
• No estado fundamental o Ψmolec contem os dois elétrons (estado eletrônico mais baixo ou 
estado fundamental) 
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1.15. Estrutura de Metano e Etano 
1.15.1. Hibridização sp3 
• O modelo dos orbitais s e p não 
fornece um modelo satisfatório 
para o carbono tetravalente 
• Solução: Hibridização dos 
orbitais – combinação de funções 
de ondas 
• Se um orbital 2s e três orbitais 2p 
são misturados (= hibridizados) 
quatro novos orbitais hibridos são 
obtidos: 
− sp3 = uma parte s e três 
partes p 
− Os quatros orbitais sp3 devem 
ser orientados com ângulos 
de 109,5° entre si 
Hibridização sp3 fornece uma 
estrutura tetraédrica para o metano e 
com quatro ligações C-H equivalentes 
 
E
n
er
g
ia
1s
2s
2p
1s
2sp3
hibridização
 
 
 
 
Orbital sp3 resulta de uma 
combinação de um orbital s 
com três orbitais p 
⇒ Caráter de um orbital p 
1.15.2. Formação de ligações sigma σσσσ 
O lóbulo positivo do orbital sp3 se superpõe com um orbital 1s do hidrogênio para formar o orbital 
ligante de uma ligação C–H. Uma vez que a sobreposição é muito grande a ligação é muito forte. 
 
A ligação formada é chamada ligação sigma (σσσσ). Ligação σ é um termo usado em geral para 
ligações esfericamente simétricas na seção transversal quando vista ao longo do eixo de ligação. 
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Todas as ligações simples puras são ligações σ. 
1.15.3. Metano 
 
 
1.15.4. Etano 
A ligação C–C do etano é formada por dois orbitais sp3 
(dos carbonos) sobrepostos. 
As ligações C–H são formadas da mesma maneira que 
no metano. 
A molécula é tetraédrica (cf. metano) 
 
 
• Ligações σσσσ: simetria cilíndrica ao longo do eixo da 
ligação 
• rotação de grupos ligados por uma ligação σ (= 
ligação simples) não requer muita energia 
⇒ Rotação relativamente livre 
 
 
1.16. Estrutura de Eteno: Hibridização sp2 
Quando dois átomos de carbono compartilham dois 
pares de elétrons o resultado é uma ligação dupla: 
alcenos 
 
 
• No eteno a única ligação carbono-carbono é uma 
ligação dupla. 
• Arranjo espacial é diferente daquele dos alcanos 
(metano, etano, p.ex.). 
 
 
• Átomos: 
− Coplanares; 
− Cada átomo de carbono é triangular 
− Ângulo de ligação ≈120° 
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• Modelo: 
− Três ligações sigma formados por orbitais sp2 do carbono 
− Mistura (hibridização) de um orbital 2s e dois orbitais 2p 
− Um orbital 2p é deixado sem hibridizar: 
 
− Orbitais sp2 resultando estão dirigidos na direção dos vértices de um triangulo regular 
(ângulo de 120°) 
− Orbital 2p não hibridizado é perpendicular ao plano formado pelos orbitais sp2. 
− Superposição de dois orbitais sp2 de cada carbono forma a ligação σ C–C; 
− Orbitais sp2 restantes do carbono formam ligações σ com os 4 átomos de hidrogênio; 
− Orbitais p de cada carbono formam uma ligação π por superposição lateral; 
• diferença entre ligações σ (sigma) e ligações π (pi): 
σσσσ (sigma) ππππ (pi) 
simetria cilíndrica 
ao redor de uma linha conectando os dois 
núcleos 
plano nodal 
passando através dos núcleos ligados 
• se dois orbitais interagem: combinação ligante e antiligante: 
 
 
 
distribuição de elétrons numa 
ligação dupla 
− superposição de orbitais de sinal semelhante: orbital ligante ππππ 
− superposição de orbitais de sinal diferente: orbital antiligante ππππ* 
 
• orbital π ligante (no estado fundamental da molécula): 
− é mais baixo em energia do que o π* 
− contém ambos os elétrons π 
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− no estado excitado (absorção de luz etc.): um dos elétrons e promovido para o orbital ππππ* 
1.16.1. Rotação restrita 
Existe uma grande barreira de energia para a 
rotação associada com os grupos unidos por 
uma ligação dupla.: 
Erot (C=C) = 264 kJmol
-1. 
Erot (C–C) = 13-26 kJmol
-1 
• Superposição máxima: eixos dos orbitais p 
paralelos. 
• Rodando uma ligação por 90°: quebra da 
ligação 
 
 
1.16.2. Isomerismo cis-trans 
A rotação restrita da ligação π provoca um tipo de isomerismo: isomerismo cis-trans. 
 
 
 
• Igual: conectividade dos átomos de cada um composto 
• Diferente: arranjo dos átomos no espaço 
� Estereoisômeros 
1.17. Estrutura de Etino: Hibridização sp 
 
• Hidrocarbonetos com dois átomos de carbono que compartilham três pares de elétrons: alcinos 
 
• Carbono em alcinos: hibridização sp 
 
• Orbital p + orbital s = 2 orbitais sp 
2 orbitais sp: orientados em um ângulo de 180°; 
• 2 orbitais 2p (não hibridizados): perpendicular ao eixo que passa através do centro de dois 
orbitais sp; 
Isômeros: Compostos diferentes com a mesma fórmula molécular. 
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1.17.1. Formação da ligação tripla 
 
Dois átomos de carbono superpõem dois orbitais sp: 
• ligação σσσσ (sigma) carbono-carbono 
Dois orbitais sp restantes se superpõem com orbitais s do hidrogênio: 
• ligação σσσσ (sigma) carbono-hidrogênio 
Dois orbitais p em cada carbono se superpõem: 
• duas ligações ππππ (pi) carbono-carbono 
ligação σ + 2 ligações π = ligação tripla carbono-carbono 
1.18. Comparação do comprimento de ligação de Etino, Eteno e Etano 
 
Ligações carbono-carbono estão mais fortes quando existem mais ligações: 
C≡C < C=C < C–C 
Ligações carbono-hidrogênios 
H–C≡ < H–C= < H–C– 
1.19. Geometria Molecular: O Modelo de Repulsão do Par de Elétrons 
no Nível de Valência 
Teoria da repulsão do par de elétrons no nível de valência 
1. Consideramos moléculas (ou íons) nas quais o átomo central está ligado covalentemente a 
dois ou mais átomos ou grupos 
2. Consideramos todos os pares de elétrons de valência do átomo central – tanto aqueles que 
são compartilhados nas ligações covalentes (pares ligantespares ligantespares ligantespares ligantes), quanto aqueles que não 
estão compartilhados (elétrons nãoelétrons nãoelétrons nãoelétrons não----ligaligaligaligantesntesntesntes ou pares nãonãonãonão----compartilhadoscompartilhadoscompartilhadoscompartilhados) 
3. Uma vez que os pares de elétrons se repelem, os pares de elétrons do nível de 
valência tendem a ficar o mais afastado possível. A repulsãoentre pares não-
ligantes geralmente é maior do entre pares ligantes. 
4. Chegamos na geometria da molécula considerando todos os pares de elétrons, 
ligantes e não -ligantes, mas descrevemos a forma da molécula ou íon, levando 
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em consideração as posições dos núcleos (ou átomos) e não através das 
posições dos pares de elétrons. 
1.19.1. Metano 
Quatro pares de elétrons 
⇒ Orientação tetraédrica permita que 
quatro pares de elétrons tenham a 
separação máxima possível 
 
 
1.19.2. Amônia 
Três pares de elétrons ligantes 
um par não-ligante 
⇒ Arranjo tetraédrico dos pares de 
elétrons 
⇒ Arranjo piramidal trigonal dos quatro 
átomos 
 
 
1.19.3. Água 
Dois pares de elétrons ligantes 
Dois pares não-ligantes 
⇒ Arranjo tetraédrico dos pares de 
elétrons 
⇒ Arranjo angular dos três átomos 
 
 
 
1.19.4. Trifluoreto de Boro 
Três pares de elétrons ligantes 
Separação máxima: elétrons ocupando 
os vértices de um triângulo eqüilátero 
⇒ Geometria trigonal plana 
 
 
 
1.19.5. Hidreto de Berílio 
Dois pares de elétrons ligantes 
⇒ Geometria linear 
ângulo H–B–H = 180° 
 
 
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1.19.6. Dióxido de Carbono 
Ligações múltiplasções múltiplasções múltiplasções múltiplas: todos elétrons de 
uma ligação múltipla atuam como se 
eles fossem uma unidade única 
Os quatro elétrons de cada ligação dupla 
agem como uma unidade única e estão 
separados ao máximo um do outro. 
⇒ Geometria linear 
ângulo de ligação O=C=O = 180° 
 
 
 
1.19.7. Geometrias das Moléculas e Íons pela Teoria RPENV 
Número de pares de Elétrons no 
Átomo central 
Ligantes Não–ligantes Total 
Estado de Hibridização 
do Átomo central 
Geometria da 
Molécula ou Íon Exemplo 
2 0 2 sp Linear BeH2 
3 0 3 sp2 Trigonal plana BF3, CH3
+ 
4 0 4 sp3 Tetraédrica CH4, NH4
+ 
3 1 4 ~ sp3 Pirâmide trigonal NH3 
2 2 4 ~ sp3 Angular H2O 
 
1.20. Representação das Fórmulas estruturais 
Fórmulas estruturais para o álcool propílico 
 
H C C C O H
H
H
H
H
H
H
 
modelo de bola e palita Fórmula de traços 
CH3CH2CH2OH 
OH
 
Fórmula condensada Fórmula de linha de ligação 
 
Fórmulas estruturais para o éter dimetílico 
 
Estrutura de pontos Fórmula de traços Fórmula condensada 
1.20.1. Fórmulas Estruturais de Traços 
• Cada traço = um par de elétrons 
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• Átomos ligados por ligações simples podem rodar relativamente livremente uns em relação aos 
outros. 
⇒ Fórmulas equivalentes de álcool propílico 
C
C
C
O
H H
HH
H
H
H
H
 
C
C
C
O
H
H
HH
H
H
H
H 
C
C
C
O
H
H
H
H
H
H
H
H 
 
Isômeros constitucionais 
• Modelos de traço mostram a 
conectividade dos átomos 
 
 
H C C C O H
H
H
H
H
H
H
 
H C C C H
H
H
O
H
H
H
H 
Álcool propílico Álcool isopropílico 
1.20.2. Fórmulas Estruturais Condensadas 
Fórmulas condensadas: 
• Átomos de hidrogênio ligados a carbonos são escritos imediatamente depois do carbono 
H C C C C H
H
H
Br
H
H
H H
H
CH3CHCH2CH3
Br
CH3CHBrCH2CH3
 
Fórmula de traço Fórmulas condensadas 
Fórmulas parcialmente condensadas: 
• Átomos de hidrogênio ligados a carbonos são escritos imediatamente depois do carbono 
• Algumas outras ligações podem ser escritas 
H C C C H
H
H
O
H
H
H
H
CH3CHCH3
OH
CH3CHOHCH3
CH3CH(OH)CH3 (CH3)2CHOH
ou
 
Fórmula de traço Fórmulas condensadas 
1.20.3. Moléculas Cíclicas 
H2C
H2C
CH2
C
C
C
H
H
H
H
H
H
 
Fórmulas para um alcano cíclico: ciclopropano 
Lembramos que Isômeros constitucionais têm 
diferentes conectividades e conseqüentemente, 
devem ter diferentes fórmulas estruturais. 
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H2C
H2C
C
H2
CH2
CH2
H2
C
C
C
C
C
C
C
HH
H
H
H
H
H H
H
H
H
H
 
Fórmulas para um alcano cíclico: cicloexano 
1.20.4. Fórmulas de Linhas de Ligação 
Químicos orgânicos preferem utilizar fórmulas de linhas de ligação – uma fórmula muito 
simplificada: 
• Mostra-se apenas o esqueleto de carbono 
• Supomos que o número de hidrogênios necessários para preencher as valências do carbono 
está presente, mas não os escrevemos; 
• Outros átomos (p.ex. O, Cl, N etc) são escritos na fórmula; 
• Cada interseção de duas ou mais linhas e a ponta de um alinha representa um átomo de 
carbono, a menos que um outro átomo esteja escrito nela. 
H C C C C H
H
H
Cl
H
H
H H
H
CH3CHCH2CH3
Cl
= =
Cl
H C C C C H
H
H
C
H
H
H H
H
CH3CHCH2CH3
CH3
= =
H HH
H C N C C H
H
H
C H
H H
H
= = N
H HH
CH3NCH2CH3
CH3
 
Fórmula de traços Fórmulas 
condensadas 
Fórmula de linhas de ligação 
 
• Ligações múltiplas são indicadas nas fórmulas de linha: 
H3C
C
CH3
H
C
C
H2
CH3
=
OH
=C
H
C
C
H2
OH
CH3
H2
C
C
H2
H
C
C
CH3
H3C
 
1.20.5. Fórmulas Tridimensionais 
• Quase todos os compostos orgânicos possuem uma estrutura tridimensional. 
• Para escrever fórmulas tridimensionais: 
− ligações no plano do papel: 
− ligações para fora do plano do papel: 
− ligações para dentro do papel: 
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• Representação de um átomo tetraédrico: 
− Duas ligações no plano com ângulo de aproximadamente 109° 
− Ligações de cunha 
H
C
H H
H
H
C
HH
H ou
 
C
C
H
H
H
H
H
H
CC
H
HH H
H H
ou
 
metano etano 
H
C
H Br
H
H
C
BrH
H ou
H
C
H H
Brou
H
C
Br H
Hou
 
bromometano 
 
• Representação de um átomo trigonal plano: 
− Todas ligações no plano do papel 
− Ângulo 120° 
 
• Representação de um átomo linear: 
− Todas as ligações no papel 
H
B
H H
H3C CH3