Química Orgânica - Resolução Solomons - Vol 1

Prévia do material em texto

GUIA DE ESTUDO E MANUAL DE SOLUÇÕES PARA ACOMPANHAR A
Química Orgânica
12a Edição
VOLUME I
T.W. GRAHAM SOLOMONS
University of South Florida
CRAIG B. FRYHLE
Pacific Lutheran University
SCOTT A. SNYDER
University of Chicago
ROBERT G. JOHNSON
Xavier University
JON ANTILLA
University of South Florida
Tradução e Revisão Técnica
OSWALDO ESTEVES BARCIA, D.Sc.
Instituto de Química – UFRJ
Os autores e a editora empenharam-se para citar adequadamente e dar o devido crédito 
a todos os detentores dos direitos autorais de qualquer material utilizado neste guia, 
dispondo-se a possíveis acertos caso, inadvertidamente, a identificação de algum deles 
tenha sido omitida.
Não é responsabilidade da editora nem dos autores a ocorrência de eventuais perdas ou 
danos a pessoas ou bens que tenham origem no uso desta publicação.
Apesar dos melhores esforços dos autores, do tradutor, do editor e dos revisores, é 
inevitável que surjam erros no texto. Assim, são bem-vindas as comunicações de 
usuários sobre correções ou sugestões referentes ao conteúdo ou ao nível pedagógico 
que auxiliem o aprimoramento de edições futuras. Os comentários dos leitores podem 
ser encaminhados à LTC — Livros Técnicos e Científicos Editora pelo e-mail 
faleconosco@grupogen.com.br.
Traduzido de
STUDY GUIDE AND SOLUTIONS MANUAL TO ACCOMPANY ORGANIC 
CHEMISTRY, TWELFTH EDITION
Copyright © 2016, 2014, 2011, 2008 by John Wiley & Sons, Inc.
All Rights Reserved. This translation published under license with the original publisher 
John Wiley & Sons, Inc. 
ISBN: 978-1-119-07732-9
Direitos exclusivos para a língua portuguesa
Copyright © 2019 by
LTC — Livros Técnicos e Científicos Editora Ltda.
Uma editora integrante do GEN | Grupo Editorial Nacional
Reservados todos os direitos. É proibida a duplicação ou reprodução deste volume, no todo 
ou em parte, sob quaisquer formas ou por quaisquer meios (eletrônico, mecânico, gravação, 
fotocópia, distribuição na internet ou outros), sem permissão expressa da editora.
Travessa do Ouvidor, 11
Rio de Janeiro, RJ – CEP 20040-040
Tels.: 21-3543-0770 / 11-5080-0770
Fax: 21-3543-0896
faleconosco@grupogen.com.br
www.grupogen.com.br
Designer de capa: Maureen Eide
Imagens de capa: © Onfokus | iStockphoto.com 
© Grafissimo | iStockphoto.com 
© RidvanArda | iStockphoto.com
Editoração Eletrônica: 
Somos gratos às pessoas que apresentaram muitas sugestões úteis para as várias edições deste 
guia de estudo. Essas pessoas incluem: George R. Jurch, George R. Wenzinger e J. E. Fernandez, 
Universidade do Sul da Flórida; Darell Berlin, Universidade Estadual de Oklahoma; John 
Mangravite, Faculdade Estadual West Chester; J. G. Traynham, Universidade Estadual de 
Louisiana; Desmond M. S. Wheeler, Universidade de Nebraska; Chris Callam, Universidade 
Estadual de Ohio; Sean Hickey, Universidade de Nova Orleans; e Neal Tonks, Faculdade de 
Charleston.
Somos especialmente gratos a R. G. (Bob) Johnson (Universidade Xavier) por sua amizade, 
dedicação e muitas contribuições durante muitos anos para este Guia de Estudo.
T. W. Graham Solomons; Craig B. Fryhle; Scott A. Snyder; Jon Antilla
Agradecimentos
Ao Estudante vi
INTRODUÇÃO vii
“Resolvendo o Quebra-Cabeça” ou 
“Estrutura É (Quase) Tudo” vii
CAPíTULO 1
O Básico
LIGAÇãO E ESTRUTURA MOLECULAR, 1
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 1
TESTES, 14
CAPíTULO 2
Famílias de Compostos de Carbono
GRUPOS FUNCIONAIS, FORÇAS 
INTERMOLECULARES E ESPECTROSCOPIA NO 
INFRAVERMELHO (IV), 17
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 17
TESTES, 28
CAPíTULO 3
Ácidos e Bases
UMA INTRODUÇãO ÀS REAÇÕES ORGÂNICAS E 
SEUS MECANISMOS, 31
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 31
TESTES, 41
CAPíTULO 4
Nomenclatura e Conformações de 
Alcanos e Cicloalcanos, 43
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 43
TESTES, 56
CAPíTULO 5
Estereoquímica
MOLÉCULAS QUIRAIS, 59
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 59
TESTES, 73
CAPíTULO 6
Reações Nucleofílicas
PROPRIEDADES E REAÇÕES DE 
SUBSTITUIÇãO DE HALETOS 
DE ALQUILA, 75
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 75
TESTES, 87
CAPíTULO 7
Alquenos e Alquinos I
PROPRIEDADES E SíNTESE. REAÇÕES 
DE ELIMINAÇãO DOS HALETOS DE 
ALQUILA, 89
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 89
TESTES, 110
CAPíTULO 8
Alquenos e Alquinos II
REAÇÕES DE ADIÇãO, 113
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 113
TESTES, 134
CAPíTULO 9
Ressonância Magnética Nuclear e 
Espectrometria de Massa
FERRAMENTAS PARA DETERMINAÇãO 
ESTRUTURAL, 136
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 136
TESTES, 154
CAPíTULO 10
Reações Radicalares, 156
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 156
TESTES, 173
Sumário
sumário v
CAPíTULO 11
Álcoois e Éteres
SíNTESE E REAÇÕES, 175
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 175
TESTES, 197
CAPíTULO 12
Álcoois a Partir de Compostos 
Carbonílicos
OXIDAÇãO-REDUÇãO E COMPOSTOS 
ORGANOMETÁLICOS, 198
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 198
TESTES, 221
TóPICO ESPECIAL A
Espectroscopia de RMN de 13C, 244
TóPICO ESPECIAL B
Teoria e Instrumentação de RMN, 245
TóPICO ESPECIAL C
Polímeros de Crescimento de 
Cadeia, 246
TóPICO ESPECIAL D
Reações Eletrocíclicas e de 
Cicloadição, 247
TóPICO ESPECIAL E
Polímeros de Crescimento em 
Etapas, 251
TóPICO ESPECIAL F
Tióis, Ilídeos de Enxofre e 
Dissulfetos, 256
TóPICO ESPECIAL G
Tiol Ésteres e Biossíntese de 
Lipídeos, 258
TóPICO ESPECIAL H
Alcaloides, 259
APêNDICE A
Fórmulas Empírica e Molecular, 264
PROBLEMAS, 266
PROBLEMAS ADICIONAIS, 266
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS DO APêNDICE A, 267
APêNDICE B
Respostas dos Testes, 271
APêNDICE C
Exercícios com Modelos 
Moleculares, 276
Ao contrário do que você possa ter ouvido falar, a química orgânica 
não precisa ser uma disciplina difícil. Ela será um curso rigoroso e 
oferecerá desafios. Todavia, você vai aprender mais nessa disciplina 
do que em qualquer outro curso que fizer – e o que aprender terá 
relevância especial para a vida e para o mundo à sua volta. No 
entanto, como a química orgânica pode ser abordada de forma 
lógica e sistemática, você descobrirá que, mediante a adoção de 
hábitos de estudo apropriados, dominá-la pode ser uma experiência 
profundamente gratificante. Assim, eis algumas sugestões a respeito 
de como estudar:
1. Mantenha seus estudos em dia – nunca deixe 
acumular matéria. A química orgânica é uma disciplina na 
qual uma ideia quase sempre se baseia em outra que foi vista 
anteriormente. Portanto, é essencial que você se mantenha em 
dia ou, melhor ainda, que esteja um pouco adiantado em relação 
a seu professor. O ideal é ficar um dia à frente da aula do seu 
professor, preparando a sua própria aula. Assim, a aula teórica 
será muito mais útil porque você já terá algum entendimento 
da matéria em questão. Seu tempo em aula será aproveitado 
para esclarecer e expandir as ideias com as quais você já está 
familiarizado.
2. Estude a matéria em pequenas unidades e tenha 
certeza de que entendeu cada seção nova antes 
de passar para a seguinte. Novamente, por causa da 
natureza cumulativa da química orgânica, seus estudos serão 
muito mais efetivos se você assimilar cada ideia nova, à medida 
que ela apareça, e tentar entendê-la completamente antes de 
passar para o conceito seguinte.
3. Resolva todos os problemas do capítulo, inclusive 
os problemas selecionados. Uma das maneiras de verifi-
car seu progresso é resolver cada um dos problemas do capítulo 
conforme eles vão aparecendo. Eles foram escritos exatamente 
com essa finalidade e foram elaborados para ajudá-lo a definir 
se entendeu ou não a matéria que acabou de ser explicada. Você 
ainda deverá estudar cuidadosamente os Problemas Resolvidos. 
Se você entender um Problema Resolvido e conseguir resolver o 
problema proposto correlato existente no capítulo, então poderá 
prosseguir; caso contrário, você deverá retornar e estudar a matéria 
precedente novamente. Resolva também todos os problemas 
do final do capítulo selecionados por seu professor. Resolva-os 
em um caderno de anotações e leve esse caderno com você ao 
encontrar seu professor para aulas de reforço.
4. Escreva enquanto estuda. Escreva reações, mecanismos, 
estruturas, e assim por diante, muitas e muitas vezes. A quími-
ca orgânica é mais bem assimilada pela pontados dedos por 
meio da escrita, em vez da simples visualização do texto com 
canetas especiais, ou da consulta a fichas com resumos. Há boa 
razão para isso. Estruturas, mecanismos e reações orgânicas são 
complexos. Se você simplesmente examiná-los, pode achar 
que os compreendeu na íntegra, mas esta é uma percepção 
errônea. O mecanismo de reação pode fazer sentido para você 
de certa maneira, mas você precisa de um entendimento mais 
profundo do que esse. É necessário que você saiba a matéria 
integralmente, de modo a poder explicá-la para outra pessoa. 
Esse nível de entendimento só é acessível à maioria de nós 
(aqueles que não possuem memória fotográfica) por intermédio 
da escrita. Somente escrevendo o mecanismo de reação de fato 
atentamos para os seus detalhes, tais como que átomos estão 
interligados, que ligações se quebram em uma reação e que 
outras se formam, e os aspectos tridimensionais das estruturas. 
Quando escrevemos reações e mecanismos, nosso cérebro faz 
conexões de memória de longa duração necessárias ao êxito em 
química orgânica. Podemos garantir, com grande grau de certeza, 
que sua nota na disciplina será diretamente proporcional ao 
número de folhas de papel preenchidas enquanto você estuda 
durante o semestre.
5. Aprenda ao ensinar e explicar. Estude com seus colegas 
e leve-os a praticar explicando os conceitos e mecanismos uns 
para os outros. Use os Problemas para Trabalho em Grupo e outros 
exercícios que seu professor possa escolher como adequados 
para ensinar e aprender interativamente com seus colegas de 
grupo.
6. Use corretamente as respostas dos problemas no 
Guia de Estudo. Consulte as respostas apenas em duas 
circunstâncias: (1) Quando tiver terminado um problema, use 
o Guia de Estudo para conferir sua resposta. (2) Quando você 
perceber, após fazer um esforço real para resolver o problema, 
que está completamente sem saída, então olhe a resposta para 
obter uma sugestão e volte a resolver o problema, sozinho. O 
valor de um problema é a sua solução. Se você simplesmente 
lê o problema e olha a resposta, vai privar-se de uma forma 
importante de aprender.
7. Use modelos moleculares quando estudar. Por causa 
da natureza tridimensional da maioria das moléculas orgânicas, 
os modelos moleculares podem ser de uma ajuda inestimável 
para a sua compreensão. Quando você precisar visualizar o 
aspecto tridimensional de um tópico em particular, compre um 
kit para a construção de modelos moleculares. Um apêndice 
do Guia de Estudo oferece um conjunto de exercícios muito 
útil envolvendo modelos moleculares.
8. Faça uso dos ricos recursos online de ensino e faça 
exercícios online que possam ser escolhidos por seu professor.
Ao Estudante
“Resolvendo o Quebra-Cabeça” ou “Estrutura É 
(Quase) Tudo”
Introdução
Assim que você começa a estudar química orgânica, ela pode parecer uma disciplina enigmática. 
De fato, em vários aspectos, a química orgânica é como um enigma – um quebra-cabeça. Mas 
é um quebra-cabeça com peças úteis e com menos peças do que você imagina. Para montar 
um quebra-cabeça, você deve considerar, basicamente, a forma das peças e como as peças se 
encaixam entre si. Em outras palavras, a resolução de um quebra-cabeça está relacionada com a 
estrutura. Na química orgânica, as moléculas são como peças de um quebra-cabeça. Boa parte 
da química orgânica, a própria vida, na verdade, depende do encaixe entre as peças do quebra-
cabeça molecular. Por exemplo, quando um anticorpo do nosso sistema imunológico age sobre 
uma substância estranha, é o encaixe do anticorpo com a molécula invasora, em analogia ao 
encaixe de peças de um quebra-cabeça, que permite a “captura” da substância estranha. Quando 
sentimos o aroma doce de uma rosa, alguns dos impulsos neurais são iniciados pelo encaixe 
de uma molécula chamada geraniol em um sítio receptor olfativo em nosso nariz. Quando 
um adesivo une duas superfícies, ele o faz via bilhões de interações entre as moléculas dos dois 
materiais. A química realmente é um assunto fascinante.
À medida que você faz a transição do estudo da química geral para a química orgânica, é 
importante solidificar os conceitos que vão ajudá-lo a compreender a estrutura das moléculas 
orgânicas. Diversos conceitos serão abordados a seguir usando vários exemplos. Como sugestão, 
estude os exemplos e as explicações apresentados e consulte as informações dos seus estudos 
de química geral quando precisar de explicações mais elaboradas. Ocasionalmente, há também 
citações de seções do seu livro, Química Orgânica, de Solomons, Fryhle e Snyder, porque parte 
do que segue é uma introdução a temas que você aprenderá durante o curso.
ALGUNS PRINCÍPIOS FUNDAMENTAIS QUE DEVEM SER 
CONSIDERADOS
O que é preciso saber para entender a estrutura das moléculas orgânicas? Primeiro, precisamos 
saber onde os elétrons estão localizados em torno de determinado átomo. Para entender isso, 
devemos recordar, da química geral, as ideias de configuração eletrônica e orbitais eletrônicos 
da camada de valência, especialmente no caso dos átomos de carbono, hidrogênio, oxigênio 
e nitrogênio. Precisamos também usar as estruturas de Lewis com os elétrons da camada de 
valência. Esses conceitos são úteis porque a forma de uma molécula é definida por seus átomos 
constituintes e a localização dos átomos segue a disposição dos elétrons que ligam os átomos entre 
si. A partir de uma estrutura de Lewis de uma molécula, podemos considerar a hibridização 
dos orbitais e a teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV) 
para gerar uma imagem tridimensional da molécula.
Em segundo lugar, para compreender por que peças específicas do quebra-cabeça de moléculas 
orgânicas se encaixam, precisamos considerar as forças de atração e de repulsão entre elas. Para 
entender isso, precisamos saber como a carga eletrônica está distribuída em uma molécula. Devemos 
usar conceitos como carga formal e eletronegatividade. Isto é, precisamos saber quais as partes 
de uma molécula que são relativamente positivas e quais as que são relativamente negativas – em 
outras palavras, a polaridade delas. As associações entre moléculas dependem fortemente tanto 
da forma molecular quanto da complementaridade de suas cargas eletrostáticas (polaridade).
viii introdução
Quando se trata de química orgânica, será muito mais fácil entender por que as moléculas 
orgânicas têm certas propriedades e por que elas reagem de determinada maneira, se você tiver 
uma estimativa da estrutura das moléculas envolvidas. Na verdade, estrutura é quase tudo, pois, 
sempre que queremos saber por que ou como algo funciona, analisamos com mais cuidado a 
sua estrutura. Isto é verdade se estamos considerando uma torradeira, um motor a jato ou uma 
reação orgânica. Se você pode visualizar a forma das peças (moléculas) do quebra-cabeça de 
química orgânica, você verá mais facilmente como elas se encaixam (reação).
ALGUNS EXEMPLOS
Para revisar alguns dos conceitos que nos ajudarão a entender a estrutura das moléculas orgânicas, 
vamos usar como exemplo três moléculas muito importantes – água, metano e metanol (álcool 
metílico). Essas três moléculas, relativamente simples e pequenas, têm alguma semelhança entre 
si, mas apresentam diferenças nítidas que podem ser entendidas considerando suas estruturas. 
A água é um líquido com um ponto de ebulição moderadamente alto e que não dissolve bem 
compostos orgânicos. O metanol também é um líquido, com um ponto de ebulição mais 
baixo do que a água, mas um líquido que dissolve facilmente muitos compostos orgânicos. 
O metano é um gás que tem um ponto de ebulição bem abaixo da temperatura ambiente. Água 
e metanol dissolvem-se entre si, isto é, eles são miscíveis. Estudaremos as estruturas da água, do 
metanol e do metano porque os princípios que serão aprendidos com esses compostos podem 
ser estendidos para moléculas muito maiores.
Água
HOH
Vamos considerar a estrutura da água, começando com o átomo de oxigênio central. Lembre queo número atômico (o número de prótons) do oxigênio é oito. Portanto, um átomo de oxigênio 
também tem oito elétrons. (Um íon pode ter mais ou menos elétrons que o número atômico 
para o elemento, dependendo da carga do íon.) Apenas os elétrons da camada de valência (nível 
mais externo) estão envolvidos na ligação. O oxigênio tem seis elétrons de valência – isto é, seis 
elétrons na segunda camada. (Lembre que o número de elétrons de valência é evidenciado pelo 
número do grupo do elemento na tabela periódica e o número do período para o elemento é 
o número da camada dos seus elétrons de valência.) Vamos considerar, agora, a configuração 
eletrônica do oxigênio. A sequência de orbitais atômicos para as três primeiras camadas de 
qualquer átomo é apresentada a seguir. O oxigênio usa apenas os dois primeiros níveis em seu 
estado de energia mais baixo.
1s , 2s , 2px , 2py , 2pz, 3s , 3px , 3py , 3pz
Os orbitais p de qualquer determinada camada (segunda, terceira, etc.) têm a mesma energia. 
Lembre, também, que cada orbital pode acomodar, no máximo, dois elétrons e que cada orbital 
de igual energia acomoda um elétron apenas, antes de o segundo elétron ser alocado (regra de 
Hund). Portanto, no oxigênio, dois elétrons estão no orbital 1s, dois no orbital 2s e um em 
cada um dos orbitais 2p, considerando um subtotal de sete elétrons. O oitavo e último elétron 
é emparelhado com outro elétron em um dos orbitais 2p. Assim, a configuração do estado 
fundamental para os oito elétrons do oxigênio é
1s 2 2s 2 2px 2 2py 1 2pz1
em que os números sobrescritos indicam quantos elétrons há em cada orbital. Em termos de 
energia relativa desses orbitais, o seguinte diagrama pode ser desenhado. Observe que os três 
orbitais 2p estão representados no mesmo nível de energia.
introdução ix
Energia
2px
2s
1s
2py 2pz
Vamos considerar, agora, a forma desses orbitais. Um orbital s apresenta a forma de uma 
esfera com o núcleo no centro. Cada orbital p apresenta a forma aproximada de um haltere 
ou de um objeto na forma de um lóbulo, com o núcleo entre os dois lóbulos. Existe um par de 
lóbulos para cada um dos três orbitais p ( px, py, pz ) e eles estão alinhados ao longo dos eixos das 
coordenadas x, y e z, com o núcleo na origem. Observe que isto implica que os três orbitais p 
formam ângulos de 90° entre si.
um orbital s px, py, pzorbitais 
y
x
z
Sendo assim, quando o oxigênio está ligado a dois hidrogênios, a ligação é realizada pelo com-
par ti lha men to de um elétron de cada um dos hidrogênios com cada um dos dois elétrons de-
sem pa re lha dos do oxigênio. Esse tipo de ligação, que envolve o compartilhamento de elétrons 
entre átomos, é chamado de ligação covalente. A formação de ligações covalentes entre o átomo de 
oxigênio e os dois átomos de hidrogênio é vantajosa porque cada átomo fica com sua camada 
de valência completa pelo compartilhamento desses elétrons. Para o oxigênio, em uma molécula de 
água, isto equivale a satisfazer à regra do octeto.
Uma estrutura de Lewis para a molécula de água (que mostra somente os elétrons da camada 
de valência) é representada na estrutura vista a seguir. Existem dois pares de elétrons não ligantes 
em torno do oxigênio, bem como dois pares ligantes.
H H
O
H H
O
x x
Na estrutura à esquerda, os seis elétrons de valência do oxigênio são mostrados como pontos, 
enquanto aqueles do hidrogênio são mostrados como x. Isto é feito apenas para fins de 
contabilidade. É óbvio que todos os elétrons são idênticos. A estrutura da direita usa a convenção 
de que um par de elétrons ligantes pode ser representado por uma única linha entre os átomos 
ligados.
Esse modelo estrutural para a água é, no entanto, apenas uma primeira aproximação. Embora 
seja uma estrutura de Lewis apropriada para a molécula de água, ela não é uma estrutura 
tridimensional correta. Pode parecer que o ângulo entre os átomos de hidrogênio (ou entre 
quaisquer dois pares de elétrons em uma molécula de água) seja de 90°, mas isto não corresponde 
aos ângulos reais em uma molécula de água. O ângulo entre os dois hidrogênios é, de fato, 
em torno de 105° e os pares de elétrons não ligantes estão em um plano diferente daquele dos 
x introdução
átomos de hidrogênio. O motivo para esse arranjo é que grupos de elétrons ligantes e não ligantes 
tendem a se repelir devido às cargas negativas dos elétrons. Portanto, os ângulos ideais entre 
os grupos de elétrons ligantes e não ligantes são aqueles que permitem uma separação máxima 
no espaço tridimensional. Esse princípio e a teoria construída em torno dele são chamados de 
teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV).
A teoria RPECV prediz que a separação ideal entre quatro grupos de elétrons em torno de 
um átomo é de 109,5°, o assim chamado ângulo tetraédrico. Em um ângulo de 109,5° todos os 
quatro grupos de elétrons estão igualmente separados entre si, orientados na direção dos vértices 
de um tetraedro regular. O ângulo tetraédrico exato de 109,5° é encontrado em estruturas em 
que os quatro grupos de elétrons e grupos ligados são idênticos.
Na água, existem dois tipos diferentes de grupos de elétrons – pares ligando os hidrogênios 
com o oxigênio e pares não ligantes. Os pares de elétrons não ligantes se repelem entre si com uma 
força maior do que os pares ligantes; dessa forma, a separação entre eles é maior. Portanto, o ângulo 
entre os pares ligando os hidrogênios ao oxigênio em uma molécula de água é um pouco menor 
do que 109,5°, sendo, de fato, em torno de 105°. Como veremos mais adiante, o ângulo entre os 
quatro grupos de elétrons ligantes no metano (CH4) é o ângulo tetraédrico ideal de 109,5°. Isto 
porque os quatro grupos de elétrons e os átomos ligados são idênticos na molécula de metano.
OH
H105°
A hibridização de orbitais é a razão pela qual 109,5° é o ângulo tetraédrico ideal. Como 
observado anteriormente, um orbital s é esférico e cada orbital p é semelhante a dois lóbulos 
alinhados ao longo dos eixos das coordenadas x, y e z. A hibridização de orbitais envolve tomar 
uma média ponderada dos orbitais eletrônicos de valência do átomo, resultando no mesmo 
número de orbitais hibridizados novos. Com quatro grupos de elétrons de valência, como na 
estrutura da água, um orbital s e três orbitais p da segunda camada no oxigênio são hibridizados 
(o orbital 2s e os orbitais 2px, 2py e 2pz). O resultado são quatro orbitais híbridos novos de mesma 
energia, designados como orbitais sp3 (em vez dos quatro orbitais originais, um s e três p). Cada 
um dos quatro orbitais sp3 tem ∼25% de caráter s e ∼75% de caráter p. O resultado geométrico 
é que os lóbulos maiores dos quatro orbitais sp3 são orientados em direção aos vértices de um 
tetraedro com um ângulo de 109,5° entre eles.
orbitais híbridos sp3
(ângulo entre os lóbulos de 109,5°)
No caso do oxigênio em uma molécula de água, em que dois dos quatro orbitais sp3 estão 
ocupados por pares não ligantes, o ângulo de separação entre eles é maior do que 109,5° devido 
à repulsão eletrostática adicional dos pares não ligantes. Logo, o ângulo entre os elétrons ligantes 
é ligeiramente menor, em torno de 105°.
Mais detalhes sobre hibridização de orbitais, além dos apresentados aqui, são dados nas 
Seções 1.9-1.15 do livro Química Orgânica. Com esses detalhes adicionais sobre hibridização 
de orbitais, será evidente que, para três grupos de elétrons de valência, a separação ideal é de 
120° (plana triangular) e, para dois grupos de elétrons de valência, a separação ideal é de 180° 
(linear). A teoria RPECV nos permite chegar, essencialmente, à mesma conclusão obtida pela 
hibridização matemática dos orbitais e, no momento, ela nos servirá para predizer a forma 
tridimensional das moléculas.
introdução xi
Metano
CH4
Vamos considerar, agora, a estrutura do metano (CH4). No metano existe um átomo de carbono 
central ligado a quatro átomos de hidrogênio. O carbono tem um total de seis elétrons, em que 
quatro são elétrons de valência. (O carbonoestá no grupo IVA da tabela periódica.) No metano, 
cada elétron de valência do carbono e um elétron de cada um dos quatro átomos de hidrogênio 
são compartilhados, formando quatro ligações covalentes. Esta informação nos permite desenhar 
uma estrutura de Lewis para o metano (veja a figura a seguir). Com quatro grupos de elétrons 
de valência, a teoria RPECV nos permite predizer que a forma tridimensional de uma molécula 
de metano deve ser tetraédrica, com um ângulo de 109,5° entre cada dois hidrogênios ligados. 
De fato, isso é a realidade. O raciocínio da hibridização de orbitais também pode ser usado para 
mostrar que existem quatro orbitais híbridos sp3 equivalentes em torno do átomo de carbono, 
separados por um ângulo de 109,5°.
H
H
HH C
H
H
HH Cx
x
x
x
.
.
.
.
H
H
Todos os ângulos H-C-H são de 109,5°
H
H C
A estrutura anterior mais à direita, em notação de cunha cheia-cunha tracejada, é usada para 
mostrar a estrutura em três dimensões. Uma ligação representada por uma cunha cheia indica 
que a ligação se projeta para a frente do papel, na direção do leitor. Uma ligação representada 
por uma cunha tracejada indica que a ligação se projeta para trás do papel, para longe do 
observador. As linhas comuns representam ligações no plano do papel. A notação de cunha 
cheia-cunha tracejada é uma ferramenta importante e amplamente usada para representar a 
estrutura tridimensional das moléculas.
Metanol
CH3OH
Vamos considerar, agora, uma molécula que incorpora aspectos estruturais das moléculas de água 
e de metano. O metanol (CH3OH), ou álcool metílico, é essa molécula. No metanol, o átomo de 
carbono central está ligado a três hidrogênios e ao grupo O}H. Três dos quatro elétrons de valência 
do carbono e um elétron de cada um dos três átomos de hidrogênio são compartilhados, formando 
três ligações C}H. O quarto elétron de valência do carbono e um elétron de valência do átomo de 
oxigênio são compartilhados, formando uma ligação C}O. O átomo de carbono tem agora um 
octeto de elétrons de valência pela formação de quatro ligações covalentes. Os ângulos entre essas 
quatro ligações covalentes estão muito próximos do ângulo tetraédrico ideal de 109,5°, permitindo 
uma separação máxima entre elas. (Os orbitais de valência do carbono têm hibridização sp3.) No 
átomo de oxigênio, a situação é muito parecida com aquela na água. Os dois elétrons de valência 
desemparelhados do oxigênio são usados para formar ligações covalentes. Um elétron de valência é 
usado na ligação com o átomo de carbono e o outro é emparelhado com um elétron do hidrogênio 
para formar a ligação O}H. Os elétrons de valência remanescentes do oxigênio estão presentes 
como dois pares não ligantes, exatamente como na água. Assim, os ângulos separando os quatro 
grupos de elétrons em torno do oxigênio são próximos do ângulo ideal de 109,5°, mas um pouco 
menores no ângulo C}O}H devido à repulsão pelos dois pares não ligantes no oxigênio. (Os 
orbitais de valência do oxigênio também têm hibridização sp3, visto que existem quatro grupos de 
elétrons de valência.) Uma estrutura de Lewis para o metanol é apresentada a seguir, juntamente 
com uma representação tridimensional em perspectiva.
H
H
OH C H
H
H
H C
O
H
xii introdução
O “CARÁTER” DAS PEÇAS DO QUEBRA-CABEÇA
Com uma imagem mental das estruturas tridimensionais das moléculas de água, metano e 
metanol, podemos perguntar de que modo a estrutura de cada uma, como uma “peça de 
quebra-cabeça”, influencia na interação de cada molécula com moléculas idênticas e diferentes. 
Para responder a esta pergunta, temos que dar um passo além da forma tridimensional dessas 
moléculas. Precisamos considerar não apenas a localização dos grupos de elétrons (ligantes e 
não ligantes), mas também a distribuição da carga eletrônica nas moléculas.
Primeiro, observamos que elétrons não ligantes representam uma região de carga negativa 
mais localizada do que elétrons envolvidos em ligação. Portanto, seria de se esperar que a água 
tivesse alguma carga parcial negativa localizada na região dos pares de elétrons não ligantes do 
oxigênio. O mesmo seria verdadeiro para uma molécula de metanol. A letra grega minúscula 
δ (delta) significa “parcial”.
H H
O
δ−δ−
H
H
H C
O
H
δ−δ−
Em segundo lugar, o fenômeno da eletronegatividade influencia a distribuição de elétrons 
e, portanto, a carga em uma molécula, especialmente em relação aos elétrons em li ga ções 
covalentes. Eletronegatividade é a tendência de um elemento a atrair elétrons em uma li ga-
ção covalente. A tendência entre os elementos é o aumento da eletronegatividade em direção 
ao canto direito superior da tabela periódica. (O flúor é o elemento mais eletronegativo.) 
Observando as localizações relativas do carbono, oxigênio e hidrogênio na tabela periódica, 
podemos ver que o oxigênio é o mais eletronegativo dos três elementos. O carbono é um 
pouco mais eletronegativo do que o hidrogênio. O oxigênio é bem mais eletronegativo do 
que o hidrogênio. Assim, existe separação de carga significativa em uma molécula de água, 
não somente devido aos pares de elétrons não ligantes do oxigênio, mas também devido à 
maior eletronegatividade do oxigênio em relação aos hidrogênios. O oxigênio tem tendência a 
atrair densidade eletrônica na ligação com o hidrogênio, deixando o hidrogênio parcialmente 
positivo. A separação de carga resultante é chamada de polaridade. As ligações O}H são 
chamadas de ligações covalentes polares devido a essa separação de carga. Se considerarmos 
o efeito líquido dos pares de elétrons não ligantes em uma molécula de água, como uma região 
relativamente negativa, e os átomos de hidrogênio como uma região relativamente positiva, 
fica claro que uma molécula de água tem uma separação de carga significativa ou polaridade.
H H
O
δ−δ−
δ+δ+
Uma análise da polaridade para uma molécula de metanol seria semelhante àquela da molécula 
de água. No entanto, o metanol é menos polar do que a água porque ele apresenta apenas uma 
ligação O}H. Ainda assim, a região da molécula em torno dos dois pares de elétrons não ligantes 
do oxigênio é relativamente negativa e a região próxima ao hidrogênio é relativamente positiva. 
Entretanto, a diferença de eletronegatividade entre oxigênio e carbono não é tão grande quanto 
aquela entre oxigênio e hidrogênio; assim, existe menos polaridade associada com a ligação C}O. 
Uma vez que há ainda menos diferença de eletronegatividade entre hidrogênio e carbono nas três 
ligações C}H, essas ligações não contribuem para a polaridade da molécula. O efeito líquido 
para o metanol é torná-lo uma molécula polar, porém, menos do que a água, devido ao caráter 
apolar da região do grupo CH3 da molécula.
introdução xiii
δ−δ−
δ+
H
H
H C
O
H
Vamos considerar, agora, o metano. O metano é uma molécula apolar. Isso é evidente, 
primeiro, porque não há pares de elétrons não ligantes e, segundo, porque há relativamente 
pouca diferença de eletronegatividade entre os hidrogênios e o carbono central. Além disso, esta 
mínima diferença de eletronegatividade que existe entre os hidrogênios e o átomo de carbono 
central é anulada pelo arranjo simétrico das ligações C}H na forma tetraédrica do metano. 
A diminuta polaridade de cada ligação C}H é cancelada pela orientação simétrica das quatro 
ligações C}H. Se consideradas como vetores, a soma vetorial das quatro ligações covalentes, 
minimamente polares orientadas com ângulos de 109,5° entre si, seria zero.
H
H
H C
H
O dipolo líquido é zero.
A mesma análise seria verdadeira para uma molécula com átomos idênticos ligados, mas 
átomos tendo eletronegatividade significativamente diferente daquela do carbono, desde que 
houvesse distribuição simétrica dos átomos ligados. O tetraclorometano (tetracloreto de carbono) 
é uma molécula desse tipo e tem polaridade líquida nula.
Cl
Cl
Cl C
Cl
O dipolo líquido é zero.
INTERAÇÕES ENTRE AS PEÇAS DO QUEBRA-CABEÇA
Agora que você tem uma estimativa da forma e da polaridade dessas moléculas,é possível ver 
como as moléculas podem interagir entre si. O caráter polar de uma molécula confere a ela 
forças atrativas ou repulsivas em relação a outras moléculas. A região negativa de uma molécula 
é atraída para a região positiva de outra. Inversamente, se o caráter polar de uma molécula é 
pequeno, as forças de atração que ela pode exercer são muito pequenas [apesar de não serem 
completamente inexistentes, devido às forças de van der Waals (Seção 2.13B do livro Química 
Orgânica)]. Esses efeitos são chamados de forças intermoleculares (forças entre moléculas) e 
dependem fortemente da polaridade de uma molécula ou de determinadas ligações nela (em 
especial O}H, N}H e outras ligações entre hidrogênio e átomos mais eletronegativos com 
pares não ligantes). As forças intermoleculares têm profundos efeitos nas propriedades físicas, 
como ponto de ebulição, solubilidade e reatividade. Uma manifestação importante destas 
propriedades é que a capacidade de isolar um composto puro após uma reação depende, em 
geral, das diferenças de ponto de ebulição, solubilidade e, algumas vezes, de reatividade entre 
os compostos em questão.
Ponto de Ebulição
Uma compreensão intuitiva de pontos de ebulição será útil quando se trabalha no laboratório. 
A polaridade das moléculas de água leva à atração intermolecular relativamente forte entre as 
moléculas de água. Uma consequência é o ponto de ebulição moderadamente alto da água 
(100 °C, quando comparado a 65 °C do metanol e 2162 °C do metano, que abordaremos 
mais adiante). A água tem o ponto de ebulição mais alto dessas três substâncias, porque suas 
xiv introdução
moléculas se associam fortemente entre si, devido à atração dos hidrogênios parcialmente positivos 
(pela diferença de eletronegatividade entre O e H) de uma molécula com a região parcialmente 
negativa de outra molécula de água (onde estão localizados os pares não ligantes).
O
H H
O
H H
H
ligações de hidrogênio
H
O
H H
O
δ+
δ+
δ+
δ−
δ−
δ−
A atração específica entre um átomo de hidrogênio parcialmente positivo ligado a um 
heteroátomo (um átomo com elétrons de valência ligantes e não ligantes, como oxigênio ou 
nitrogênio) e os elétrons não ligantes de outro heteroátomo é chamada de ligação de 
hidrogênio. Ela é um tipo de atração dipolo-dipolo devido à natureza polar da ligação 
hidrogênio–heteroátomo. Como mostrado anteriormente, uma molécula de água pode se 
associar por ligação de hidrogênio com várias outras moléculas de água. Cada molécula de 
água tem dois hidrogênios que podem se associar com os pares não ligantes de outras moléculas 
de água e dois pares não ligantes que podem se associar com os hidrogênios de outras 
moléculas de água. Portanto, várias ligações de hidrogênio são possíveis para cada molécula 
de água. É preciso uma quantidade significativa de energia (fornecida pelo calor, por exemplo) 
para fornecer às moléculas energia cinética suficiente (movimento) para elas superarem as 
forças de atração induzidas pela polaridade entre elas e passarem para a fase vapor (evaporação 
ou ebulição).
O metanol, por outro lado, tem um ponto de ebulição mais baixo (65 °C) do que a água, 
em grande parte devido à sua menor capacidade de interagir por ligação de hidrogênio do que 
a água. Cada molécula de metanol tem apenas um átomo de hidrogênio (em comparação com 
os dois que cada molécula de água possui) que pode participar de uma ligação de hidrogênio 
com os pares de elétrons não ligantes de outra molécula de metanol. O resultado é a redução da 
atração intermolecular entre as moléculas de metanol e um ponto de ebulição mais baixo, uma 
vez que menos energia é necessária para superar forças atrativas intermoleculares mais fracas.
C
H
H
H
H
H H
H
O
δ+
δ+
δ−
δ−
C
H
O
C
H
H
H
H
O
O grupo CH3 do metanol não participa das atrações dipolo–dipolo entre as moléculas porque 
não há polaridade suficiente em suas ligações para induzir cargas parciais positivas ou negativas. 
Isto é devido à pequena diferença de eletronegatividade entre o carbono e o hidrogênio em cada 
uma das ligações C}H.
Agora é a vez do metano. O metano não tem hidrogênios aptos para ligação de hidrogê-
nio, visto que nenhum hidrogênio está ligado a um heteroátomo, como o oxigênio. Devido à 
pequena diferença de eletronegatividade entre carbono e hidrogênio, não existem ligações com 
polaridade significativa. Além disso, a polaridade mínima que existe em cada ligação C}H é 
anulada em razão da simetria tetraédrica da molécula. [A atração mínima que existe entre as 
moléculas de metano se deve às forças de dispersão, mas estas são desprezíveis em relação às 
introdução xv
interações dipolo–dipolo que ocorrem quando há diferenças significativas de eletronegatividade 
nas moléculas, como água e metanol.] Assim, porque há apenas uma força atrativa muito fraca 
entre moléculas de metano, o ponto de ebulição do metano é muito baixo (2162 °C) e ele é 
um gás a pressão e temperatura ambientes.
C
H
H
H H
Solubilidade
Uma estimativa das tendências de solubilidade é muito útil para ter uma compreensão geral de 
muitos aspectos práticos da química. A capacidade das moléculas de dissolver outras moléculas 
ou solutos é fortemente afetada pela polaridade. A polaridade da água é muito explorada durante 
o isolamento de um produto de uma reação orgânica porque a água não dissolverá a maioria dos 
compostos orgânicos, mas dissolverá sais, muitos compostos inorgânicos e outros subprodutos 
polares que podem estar presentes em uma mistura reacional.
No caso das moléculas do nosso exemplo, água e metanol são miscíveis entre si porque 
suas moléculas são polares, interagindo entre si por interações dipolo–dipolo do tipo 
ligação de hidrogênio. Como o metano é um gás, sob condições usuais, vamos considerar 
o hexano para prosseguir esta discussão, visto que ele pertence à mesma família química 
do metano. O hexano (C6H14) é um líquido que tem apenas ligações carbono–carbono e 
carbono–hidrogênio. O hexano não é solúvel em água porque suas ligações são essencialmente 
apolares. O hexano é ligeiramente solúvel em metanol devido à compatibilidade da região 
CH3 apolar do metanol com o hexano. O antigo ditado “semelhante dissolve semelhante” 
de fato é verdadeiro. Isto também é válido para solutos. Substâncias muito polares, como os 
compostos iônicos, são em geral muito solúveis em água. Entretanto, a elevada polaridade 
dos sais geralmente impede que a maioria deles seja solúvel em metanol. E, claro, não 
há absolutamente nenhuma solubilidade de substâncias iônicas em hexano. Por sua vez, 
substâncias muito apolares, como os óleos, serão solúveis em hexano.
Assim, a estrutura de cada uma das moléculas usadas como exemplo (água, metanol e 
metano) tem um profundo efeito nas respectivas propriedades físicas. A presença de pares de 
elétrons não ligantes e ligações covalentes polares na água e no metanol, contra a ausência 
completa dessas características na estrutura do metano, confere propriedades físicas nitidamente 
diferentes para esses três compostos. A água, uma molécula pequena com forças intermoleculares 
fortes, é um líquido com ponto de ebulição moderadamente alto. O metano, uma molécula 
pequena que apresenta apenas forças intermoleculares muito fracas, é um gás. O metanol, uma 
molécula que combina aspectos estruturais da água e do metano, é um líquido com ponto 
de ebulição relativamente baixo, tendo forças intermoleculares suficientes para manter as 
moléculas associadas como um líquido, mas não tão fortes que um pouco de calor não possa 
romper facilmente esta associação.
Reatividade
Embora a importância prática das propriedades físicas dos compostos orgânicos esteja apenas 
começando a se tornar evidente, uma forte influência da polaridade ocorre sobre a reatividade 
das moléculas. Muitas vezes, é possível compreender o princípio de determinada reação em 
química orgânica, considerando a polaridade relativa das moléculas e a propensão, ou a falta 
dela, para elas interagirementre si.
Vamos discutir um exemplo de reatividade que inicialmente pode ser compreendido 
considerando estrutura e polaridade. Quando clorometano (CH3Cl) é exposto a íons hidróxido 
(HO2) em água, ocorre uma reação que produz metanol. Essa reação é mostrada a seguir.
CH3Cl + HO
− (a partir do NaOH dissolvido em água) → HOCH 3 + Cl
−
xvi introdução
Essa reação é chamada de reação de substituição e é um tipo geral de reação que você passará 
um bom tempo estudando em química orgânica. A razão pela qual essa reação ocorre facilmente 
pode ser entendida considerando os princípios de estrutura e polaridade que temos discutido. 
O íon hidróxido possui uma carga formal negativa e, assim, deve ser atraído por uma espécie que 
tem carga positiva. Agora, recorde nossa discussão sobre eletronegatividade e ligações covalentes 
polares e aplique essas ideias à estrutura do clorometano. O cloro é significativamente mais 
eletronegativo do que o carbono (observe sua posição na tabela periódica). Portanto, a ligação 
covalente entre carbono e cloro é polarizada de tal forma que existe carga parcial negativa no cloro 
e carga parcial positiva no carbono. Isso proporciona um sítio positivo que atrai o ânion hidróxido!
C
H
H
H
HO
−
δ+ C
H
H
H
HOδ− ++ Cl Cl
−
Esta reação será estudada mais detalhadamente no Capítulo 6 do seu livro. No momento, 
podemos adiantar que o íon hidróxido ataca o átomo de carbono usando um de seus pares de 
elétrons não ligantes para formar uma ligação com o carbono. Ao mesmo tempo, o átomo de 
cloro é afastado do átomo de carbono, carregando consigo o par de elétrons que o ligava ao 
carbono. O resultado é a substituição do grupo OH por Cl no átomo de carbono, formando 
metanol. Pelo cálculo das cargas formais (Seção 1.5 do livro), é possível mostrar que o oxigênio 
do ânion hidróxido tem uma carga formal negativa e este mesmo oxigênio, agora na molécula 
de metanol, tem carga formal zero. De modo análogo, o átomo de cloro tem carga formal zero 
no clorometano e, após a reação, passa a ter uma carga formal negativa no íon cloreto. O fato de 
a reação ocorrer é devido, em especial, à polaridade complementar das espécies que interagem. Esta 
é uma característica amplamente difundida em química orgânica.
Reações ácido-base também são muito importantes em química orgânica. Muitas reações 
orgânicas envolvem, ao menos, uma etapa em que todo o processo é, essencialmente, uma reação 
ácido-base. As reações ácido-base de Brønsted-Lowry (aquelas envolvendo doadores e recepto-
res de prótons) e de Lewis (aquelas envolvendo receptores e doadores de pares de elétrons) são 
importantes. De fato, a reação anterior pode ser classificada como uma reação ácido-base de 
Lewis, em que o íon hidróxido atua como uma base de Lewis, atacando o átomo de carbono com 
carga parcial positiva, que é um ácido de Lewis. É extremamente recomendável que você revise 
os conceitos já aprendidos sobre reações ácido-base. O Capítulo 3 do livro Química Orgânica 
ajudará nesse aspecto, mas é aconselhável que você comece a fazer uma revisão sobre ácidos e 
bases fundamentada em seus estudos anteriores. A química ácido-base é amplamente usada na 
compreensão das reações orgânicas.
UNINDO AS PEÇAS
Por fim, embora o que tenha sido discutido anteriormente estivesse relacionado com três 
compostos específicos (água, metanol e metano), os princípios envolvidos têm aplicação muito 
ampla na compreensão da estrutura e, portanto, da reatividade de moléculas orgânicas em geral. 
Nos seus estudos de química orgânica, você constatará que é muito útil considerar a estrutura 
eletrônica das moléculas que são apresentadas a você, a forma e a polaridade resultantes da 
distribuição de elétrons em uma molécula, e sua consequente reatividade em potencial. O que foi 
dito sobre essas moléculas diminutas (água, metanol e metano) pode ser estendido na discussão 
de moléculas com 10 a 100 vezes mais átomos. Você deve simplesmente aplicar esses princípios 
a fragmentos da molécula maior, um de cada vez. A estrutura a seguir, da estreptogramina A, 
serve como exemplo.
introdução xvii
NH
O
CH3
O
OH
N
N
OO
O
O
CH3
CH
H3C
H3C
Uma região com
geometria tetraédrica
δ+
δ−
δ+
δ−
Estreptogramina A
Uma região com geometria
plana triangular
Um composto antibacteriano natural que bloqueia a síntese
de proteínas nos ribossomos 70S de bactérias Gram-positivas.
Algumas das regiões com cargas parciais
positiva ou negativa são indicadas, assim
como regiões de geometria tetraédrica ou
plana triangular. Veja se você consegue
identi�car mais alguma de cada tipo.
Não foi muito discutido sobre como a forma global de uma molécula influencia sua 
capacidade de interagir com outra, em analogia ao encaixe chave-fechadura ou mão-luva. Esse 
tipo de reflexão, também extremamente importante, fluirá com relativa facilidade, se você tiver 
se esforçado para compreender os princípios gerais sobre estrutura resumidos aqui e expandidos 
nos capítulos iniciais do livro Química Orgânica. Um exemplo seria o seguinte: em analogia 
ao encaixe mão-luva, a estreptogramina A, mostrada anteriormente, interage com o ribossomo 
70S na bactéria, impedindo a ligação do RNA de transferência ao ribossomo. O resultado 
dessa interação é o bloqueio da síntese de proteínas na bactéria, que é responsável pelo efeito 
antibacteriano da estreptogramina A. Outros exemplos de interações do tipo mão-luva incluem 
a resposta olfativa ao geraniol, mencionada anteriormente, e a ação de enzimas no aumento da 
velocidade de reações em sistemas bioquímicos.
FINALIZANDO O QUEBRA-CABEÇA
Em conclusão, se você prestar atenção à aprendizagem dos aspectos estruturais durante esta fase 
inicial de “calouro” em química orgânica, muitos dos aspectos tridimensionais das moléculas 
tornar-se-ão familiares a você. Você será capaz de identificar de imediato qual subunidade de uma 
molécula é tetraédrica, plana triangular, ou linear. Você perceberá a possibilidade de interação 
entre subunidades de duas moléculas com base na forma e na polaridade delas e compreenderá 
por que muitas reações ocorrem. Por fim, descobrirá que existe muito menos para decorar em 
química orgânica do que você pensou a princípio. Aprenderá como unir as peças do quebra-
cabeça de química orgânica e perceberá que, de fato, estrutura é quase tudo, apenas aplicada 
em situações diferentes!
D
es
lo
ca
m
en
to
s q
uí
m
ic
os
 
ap
ro
xi
m
ad
os
 d
e 
pr
ót
on
s
T
IP
O
 D
E 
P
R
Ó
T
O
N
D
ES
LO
C
A
M
EN
T
O
 Q
U
ÍM
IC
O
 (d
, p
pm
)
Al
qu
ila
 p
rim
ár
ia
, R
C
H
3
0,
8–
1,
2
Al
qu
ila
 se
cu
nd
ár
ia
, R
C
H
2R
1,
2–
1,
5
Al
qu
ila
 te
rc
iá
ria
, R
3C
H
1,
4–
1,
8
Al
íli
co
, R
2C
C
H
3
C R
1,
6–
1,
9
C
et
on
a,
 R
C
C
H
3
O
2,
1–
2,
6
Be
nz
íli
co
, A
rC
H
3
2,
2–
2,
6
Ac
et
ilê
ni
co
, R
C
C
H
2,
5–
3,
1
Ét
er
, R
O
C
H
2R
3,
3–
3,
9
Ál
co
ol
, H
O
C
H
2R
3,
3–
4,
0
Io
de
to
 d
e 
al
qu
ila
, R
C
H
2I
3,
1–
3,
3
Br
om
et
o 
de
 a
lq
ui
la
, R
C
H
2B
r
3,
4–
3,
6
C
lo
re
to
 d
e 
al
qu
ila
, R
C
H
2C
l
3,
6–
3,
8
V
in
íli
co
, R
C
C
H
2
2
4,
6–
5,
0
V
in
íli
co
, R
C
C
H
2
R
5,
2–
5,
7
Ar
om
át
ic
o,
 A
rH
6,
0–
8,
5
Al
de
íd
o,
 R
C
H
O
9,
5–
10
,5
H
id
ro
xi
la
 d
e 
ál
co
ol
, R
O
H
0,
5–
6,
0a
Am
in
o,
 
N
H
2
R
1,
0–
5,
0a
Fe
nó
lic
o,
 A
rO
H
4,
5–
7,
7a
C
ar
bo
xí
lic
o,
 R
C
O
H
O
10
–1
3a
a O
s d
es
lo
ca
m
en
to
s q
uí
m
ic
os
 d
es
se
s p
ró
to
ns
 v
ar
ia
m
 e
m
 so
lv
en
te
s d
ife
re
nt
es
 e
 c
om
 
te
m
pe
ra
tu
ra
s e
 c
on
ce
nt
ra
çõ
es
 d
ife
re
nt
es
. 
D
es
lo
ca
m
en
to
s q
uí
m
ic
os
 a
pr
ox
im
ad
os
 d
e 
ca
rb
on
o
T
IP
O
 D
E 
P
R
Ó
T
O
N
D
ES
LO
C
A
M
EN
T
O
 Q
U
ÍM
IC
O
 (d
, p
pm
)
Al
qu
ila
 p
rim
ár
ia
, R
C
H
3
0–
40
Al
qu
ila
 se
cu
nd
ár
ia
, R
C
H
2R
10
–5
0
Al
qu
ila
 te
rc
iá
ria
, R
C
H
R
2
15
–5
0
H
al
et
o 
dea
lq
ui
la
 o
u 
am
in
a,
 
C
X
X
 =
 C
l, 
B
r 
ou
N
Q 
 
 
 
 
 
 R
10
–6
5
Ál
co
ol
 o
u 
ét
er
, 
C
O
50
–9
0
Al
qu
in
o,
 
C
60
–9
0
Al
qu
en
o,
 C
10
0–
17
0
Ar
ila
, 
10
0–
17
0
N
itr
ila
s, 
C
N
12
0–
13
0
Am
id
as
, 
C
N
O
15
0–
18
0
Ác
id
os
 c
ar
bo
xí
lic
os
 o
u 
és
te
re
s, 
C
O
O
16
0–
18
5
Al
de
íd
os
 o
u 
ce
to
na
s, 
CO
18
2–
21
5
Absorções características de grupos funcionais no infravermelho
GRUPO
FAIXA DE 
FREQUÊNCIA 
APROXIMADA (cm21)
INTENSIDADE
(s 5 forte,
m 5 médio,
w 5 fraco,
v 5 variável)
A. Alquila
CH (estiramento)
Isopropila, CH(CH3)2
terc-Butila, C(CH3)3
 2853–2962
 1380–1385
e 1365–1370
 1385–1395
e 1365
(m–s)
(s)
(s)
(m)
(s)
B. Alquenila
CH (estiramento)
CC (estiramento)
RCHCH2
R2CCH2
cis-RCHCHR
trans-RCHCHR
 3010–3095
 1620–1680
 985–1000
e 905–920
 880–900
 675–730
 960–975
(m)
(v)
(s)
(s)
(s)
(s)
(s)
C. Alquinila
CH (estiramento)
CC (estiramento)
 3300
 2100–2260
(s)
(v)
D. Aromático
ArH (estiramento)
CC (estiramento)
Tipo de substituição aromática 
(deformações angulares CH fora do plano)
Monossubstituído
o-Dissubstituído
m-Dissubstituído
p-Dissubstituído
 3030
 1450–1600
 690–710
e 730–770
 735–770
 680–725
e 750–810
 800–860
(v)
(m)
(muito s)
(muito s)
(s)
(s)
(muito s)
(muito s)
E. Álcoois, Fenóis e Ácidos Carboxílicos
OH (estiramento)
Álcoois, fenóis (soluções diluídas)
Álcoois, fenóis (com ligações de hidrogênio)
Ácidos carboxílicos (com ligações de hidrogênio)
 3590–3650
 3200–3550
 2500–3000
(estreita, v)
(larga, s)
(larga, v)
F. Éteres, Álcoois e Ésteres
CO (estiramento) 1020–1275 (s)
G. Aldeídos, Cetonas, Ésteres, Ácidos 
Carboxílicos e Amidas
CO (estiramento)
Aldeídos
Cetonas
Ésteres
Ácidos carboxílicos
Amidas
 1630–1780
 1690–1740
 1680–1750
 1735–1750
 1710–1780
 1630–1690
(s)
(s)
(s)
(s)
(s)
(s)
H. Aminas
NH 3300–3500 (m)
I. Nitrilas
CN 2220–2260 (m)
(deformações angulares 
CH fora do plano)
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS
Outra Abordagem para Escrever Estruturas de Lewis
Quando escrevemos estruturas de Lewis usando este método, montamos a molécula ou o íon a partir dos átomos constituintes, 
mostrando apenas os elétrons de valência (isto é, os elétrons da camada mais externa). Ao fazer com que os átomos compartilhem 
elétrons, tentamos fornecer a cada átomo a estrutura eletrônica de um gás nobre. Por exemplo, fornecemos dois elétrons ao átomo 
de hidrogênio porque isto dá a ele estrutura do hélio. Fornecemos oito elétrons aos átomos de carbono, nitrogênio, oxigênio e flúor 
para que eles assumam a estrutura eletrônica do neônio. O número de elétrons de valência de um átomo pode ser obtido a partir da 
tabela periódica porque ele é igual ao número do grupo do átomo. Por exemplo, o carbono está no grupo IVA e tem quatro elétrons 
de valência; o flúor, no grupo VIIA, tem sete; o hidrogênio, no grupo 1A, tem um. Como ilustração, vamos escrever a estrutura de 
Lewis para o CH3F. No exemplo a seguir, mostraremos primeiro o elétron do hidrogênio como “x”, os elétrons do carbono como 
“o” e os elétrons do flúor como pontos.
Exemplo A
C FH
H
H
ou C F
H
H
H
3 H , C e F são montados como 
Se a estrutura é um íon, adicionamos ou subtraímos elétrons para fornecer a carga apropriada. Como exemplo, considere o íon 
clorato, ClO3–.
Exemplo B
Cl e O e um elétron extra “x” são organizados como 
O O
O
Cl
−
O
O OCl
−
ou
1
C A P Í T U L O
1
O Básico
LIGAÇÃO E ESTRUTURA MOLECULAR
2 CapítulO 1
1.1 14N, 7 prótons e 7 nêutrons; 15N, 7 prótons e 8 nêutrons
1.2 (a) um (b) sete (c) quatro (d) três (e) oito (f ) cinco
1.3 (a) O (b) N (c) Cl (d) S
1.4 (a) iônica (b) covalente (c) covalente (d) covalente
1.5 (a) (b)
F
F
Cl
Cl
ClH
H
C H C
1.6 O HH
H
H
C
1.7 C HH
H
H
C
O
1.8 H(a) ••
•
•
• • • • ••
• •
F ••
• •
• •
F ••
• •
• •
F ••
• •
• •
F••
• •
• •
(b)
(c) C
H
H
H
H(d) O
••
•
•O
N O
(f ) B
H
H –
H H
• •
• •
H(g) O
• •
• •
O
• •
• •
O
• •
• •
• •
O
•
•••O
O H
P H
H H
C
(h)O O
O
H HS(e)
1.9
−
O −O−
O
•
•••O
P
1.10 O
O
H C
H
H
(a)
H(b) N
H
CH C(f )
(e)(c) C N O O
O
H
C
−
−
−
−
−
−
C
O
H(d)
1.11 C
H
+
H
C
H
H
H
(b)
+
H O
H
H
(a)
(f )
(e) H N H
H
C
H H
H
+
H H
H H
O
C
H
+
(d)
O
H C
H
H
−
(c)
H
O
C
O −
(g) H
H
C
H
C N
(h) H
H
C
H
NN
+
1.12 CH
H
H
H
H
HC
H
H
CO
1.13 CH3CHCHCHCH3 (CH3)2CHCH(CH3)CH(CH3)2ou
CH3
CH3CH3
1.14 (a)
CH3
CH CH3
CH3
CH2
=
(b)
CH3
CH CH2
CH3
CH2 OH
=
OH
3O BásiCO
1.10 O
O
H C
H
H
(a)
H(b) N
H
CH C(f )
(e)(c) C N O O
O
H
C
−
−
−
−
−
−
C
O
H(d)
1.11 C
H
+
H
C
H
H
H
(b)
+
H O
H
H
(a)
(f )
(e) H N H
H
C
H H
H
+
H H
H H
O
C
H
+
(d)
O
H C
H
H
−
(c)
H
O
C
O −
(g) H
H
C
H
C N
(h) H
H
C
H
NN
+
1.12 CH
H
H
H
H
HC
H
H
CO
1.13 CH3CHCHCHCH3 (CH3)2CHCH(CH3)CH(CH3)2ou
CH3
CH3CH3
1.14 (a)
CH3
CH CH3
CH3
CH2
=
(b)
CH3
CH CH2
CH3
CH2 OH
=
OH
 
(f )
(d)
(c)
(e)
(g)
(h)
CH2
CH2 CH3
CH3CH2
=
CH3
CH3
C C
C
H
CH3
CH2
=
CH3
CH2 CH2
CH
OH
CH3 =
OH
CH3
CH2 CH2
CH2 CH3
=
CH3
CH3
C CH2
O
CH2
CH3
CH2
=
O
CH CH
Cl
CH2 CH3
CH3
=
Cl
4 CapítulO 1
 
(f )
(d)
(c)
(e)
(g)
(h)
CH2
CH2 CH3
CH3CH2
=
CH3
CH3
C C
C
H
CH3
CH2
=
CH3
CH2 CH2
CH
OH
CH3 =
OH
CH3
CH2 CH2
CH2 CH3
=
CH3
CH3
C CH2
O
CH2
CH3
CH2
=
O
CH CH
Cl
CH2 CH3
CH3
=
Cl
1.15 (a) e (d) são isômeros constitucionais com fórmula molecular C5H12.
 (b) e (e) são isômeros constitucionais com fórmula molecular C5H12O.
 (c) e (f ) são isômeros constitucionais com fórmula molecular C6H12.
1.16 C HH
H
H
C
H
H
C
H
H
C
H
H
C
O
C
H
Cl
(a)
H
(c)
H
H H
H
C
C
C
C
H
HH
C
C C
H
HH
C
H
(b)
H O
H
H
H
H
C
H
H
H
H H
HC C
C
H
HH
H
H
H
C
C
C
CC
H
1.17 (a)
Cl
(Note que o átomo de Cl e os três átomos de H podem
ser escritos em qualquer uma das quatro posições.) 
C
Cl
H
H
H
H
H
Cl
H
H
C
(c)
Cl
Br
H
H
C
(b) ou e assim por diante 
e outros (d)
H
CH
e outros
Cl
Cl
C
Cl
H
C
H
H
1.18 C
O
O
H C
O
O
H
−
−
(a)
5O BásiCO
 (b) e (c). Como as duas estruturas de ressonância são equivalentes, cada uma delas deve fazer uma contribuição igual para o 
híbrido global. As ligações C}O devem, portanto, ter comprimentos iguais (elas devem ter ordem de ligação de 1,5) e cada 
átomo de oxigênio deve suportar uma carga negativa de 0,5.
1.19 (a)
H H
C
O
C
+H H
C
O −
(b) H
C
−H
C
H
O
O −
C C
H
HH
(c) ++ H
H
NH
C
H
C N
H
H
H
H
(d)
−
C NC
H
H
− C C N
H
H
1.20
O
(a)
H H
H
H
H H
C C
C HC
+
O
H H
H
H
H H
C C
C HC
+ O
H H
H
H
H H
C C
C H
C
C
HC
+
O
H H
H
H
H H
C C
C HC
δ+ δ+
δ+
(b)
H H H
H
H H
C
C
C
+ C H
C
H H H
H
H H
C
C
C
+ C H
C
H H H
H
H H
C
C
C
+
δ+ δ+ δ+C H
C
H H H
H
H H
C
C
C
+
+ +
+
(c)
(d)
δ+
δ+
−
δ+
H
H
H
C
C
Br
H
H
H
C
C
Br
δ− δ+
H
H
H
C
C
Br
(e)
+
+
CH2 CH2 CH2
+
CH2
CH2
δ+
δ+ δ+
δ+
+
6 CapítulO 1
1.20
O
(a)
H H
H
H
H H
C C
C HC
+
O
H H
H
H
H H
C C
C HC
+ O
H H
H
H
H H
C C
C H
C
C
HC
+
O
H H
H
H
H H
C C
C HC
δ+ δ+
δ+
(b)
H H H
H
H H
C
C
C
+ C H
C
H H H
H
H H
C
C
C
+ C H
C
H H H
H
H H
C
C
C
+
δ+ δ+ δ+C H
C
H H H
H
H H
C
C
C
+
+ +
+
(c)
(d)
δ+
δ+
−
δ+
H
H
H
C
C
Br
H
H
H
C
C
Br
δ− δ+
H
H
H
C
C
Br
(e)
+
+
CH2 CH2 CH2
+
CH2
CH2
δ+
δ+ δ+
δ+
+
(f ) CH3H2C
O
C
CH3H2C
O −
(g) S CH2CH3
S
S CH2CH3
+
C
O
CH3H2C
C
δ−
−
δ−
CH2CH3
δ+ δ+
+
(h)
+
−
CH3 N
O
O
+
CH3 N
O
−O
−O
2+
CH3 N
−O
(subproduto)
NCH3
+
O
O
δ−
δ−
1.21
CH2 N(CH 3)2
+(a) H H
C C
N
H H
N
CH3
CH3
CH3
CH3
+ + porque todos os átomos 
têm um octeto completo (regra 3), e existem mais ligações covalentes (regra 1). 
C
O H
(b) CH3CH3
•
•••O
C
H H
CCH3
O+
OO
O
porque não há separação
de cargas (regra2).
NH2 C N(c) C NNH2 NH2
+ −C N porque não há separação
de cargas (regra 2).
7O BásiCO
(f ) CH3H2C
O
C
CH3H2C
O −
(g) S CH2CH3
S
S CH2CH3
+
C
O
CH3H2C
C
δ−
−
δ−
CH2CH3
δ+ δ+
+
(h)
+
−
CH3 N
O
O
+
CH3 N
O
−O
−O
2+
CH3 N
−O
(subproduto)
NCH3
+
O
O
δ−
δ−
1.21
CH2 N(CH 3)2
+(a) H H
C C
N
H H
N
CH3
CH3
CH3
CH3
+ + porque todos os átomos 
têm um octeto completo (regra 3), e existem mais ligações covalentes (regra 1). 
C
O H
(b) CH3CH3
•
•••O
C
H H
CCH3
O+
OO
O
porque não há separação
de cargas (regra 2).
NH2 C N(c) C NNH2 NH2
+ −C N porque não há separação
de cargas (regra 2).
1.22 (a) Isômeros cis-trans não são possíveis.
 
C C
CH3
CH3H
H
C C
CH3 CH3
H H
e
(b)
 (c) Isômeros cis-trans não são possíveis.
C C
CH3CH2 Cl
H H
C C
CH3CH2
ClH
H
e
(d)
1.23 sp3
1.24 sp3
1.25 sp2
1.26 sp
1.27 (a)
B
H
H
H
H
−
Existem quatro pares ligantes. 
A geometria é tetraédrica. 
(b) F FBe Existem dois pares ligantes em torno do
átomo central. A geometria é linear.
(c)
N
H
H
H
H
+
Existem quatro pares ligantes. 
A geometria é tetraédrica.
(d)
SH
H
Existem dois pares ligantes e dois pares não ligantes. 
A geometria é tetraédrica e a forma é angular.
(e)
B
H
HH
Existem três pares ligantes. A geometria é plana
triangular. 
(f)
C
F
F
F
F
Existem quatro pares ligantes em torno do átomo
central. A geometria é tetraédrica. 
(g)
Si
F
F
F
F
Existem quatro pares ligantes em torno do átomo central.
A geometria é tetraédrica.
(h)
−
CCl
ClCl
Existem três pares ligantes e um par não ligante em
torno do átomo central. A geometria é tetraédrica
e a forma é piramidal triangular.
1.28 (a) C C
F F
F F
)c()b( CH3 CH3CC
180°
H NC
180°
120°
120° plana triangular em cada átomo de carbono
linear linear 
8 CapítulO 1
1.25 sp2
1.26 sp
1.27 (a)
B
H
H
H
H
−
Existem quatro pares ligantes. 
A geometria é tetraédrica. 
(b) F FBe Existem dois pares ligantes em torno do
átomo central. A geometria é linear.
(c)
N
H
H
H
H
+
Existem quatro pares ligantes. 
A geometria é tetraédrica.
(d)
SH
H
Existem dois pares ligantes e dois pares não ligantes. 
A geometria é tetraédrica e a forma é angular.
(e)
B
H
HH
Existem três pares ligantes. A geometria é plana
triangular. 
(f)
C
F
F
F
F
Existem quatro pares ligantes em torno do átomo
central. A geometria é tetraédrica. 
(g)
Si
F
F
F
F
Existem quatro pares ligantes em torno do átomo central.
A geometria é tetraédrica.
(h)
−
CCl
ClCl
Existem três pares ligantes e um par não ligante em
torno do átomo central. A geometria é tetraédrica
e a forma é piramidal triangular.
1.28 (a) C C
F F
F F
)c()b( CH3 CH3CC
180°
H NC
180°
120°
120° plana triangular em cada átomo de carbono
linear linear 
prOBlemas
Configuração ElEtrôniCa
1.29 (a) Na1 tem a configuração eletrônica, 1s22s22p6, do Ne.
 (b) Cl2 tem a configuração eletrônica, 1s22s22p63s23p6, do Ar.
 (c) F1 e (h) Br1 não têm a configuração eletrônica de um gás nobre.
 (d) H2 tem a configuração eletrônica, 1s2, do He.
 (e) Ca21 tem a configuração eletrônica, 1s22s22p63s23p6, do Ar.
 (f ) S22 tem a configuração eletrônica, 1s22s22p63s23p6, do Ar.
 (g) O22 tem a configuração eletrônica, 1s22s22p6, do Ne.
Estruturas dE lEwis
1.30
ClCl
S
O
Cl
Cl ClP
O Cl
Cl Cl
Cl Cl
P
O
O
−
OH(a) (b) (c) (d) N
+
1.31 CH3 O
−S
O
O
O
CH3 CH3
−
+
S
O
O −O− S
O
O
(a)
(b) −CH3 S
O
O
O
(d)
(c)
1.32
O
H
O S
N
N
N
N
N
H
N
H
B O
O
S
O
Cl
Br
F
N
O
+
+
+
+
−
−
−
Cl
Br
O
)c()b()a(
)e()d(
9O BásiCO
1.30
ClCl
S
O
Cl
Cl ClP
O Cl
Cl Cl
Cl Cl
P
O
O
−
OH(a) (b) (c) (d) N
+
1.31 CH3 O
−S
O
O
O
CH3 CH3
−
+
S
O
O −O− S
O
O
(a)
(b) −CH3 S
O
O
O
(d)
(c)
1.32
O
H
O S
N
N
N
N
N
H
N
H
B O
O
S
O
Cl
Br
F
N
O
+
+
+
+
−
−
−
Cl
Br
O
)c()b()a(
)e()d(
fórmulas Estruturais E isomErismo
1.33 (CH3)2CHCH2OH(a)
(CH3)2CHCCH(CH3)2(b)
O
H2C CH2
CHHC
(c)
(CH3)2CHCH2CH2OH(d)
1.34 C4H10O(a) (c) C4H6
(b) C5H12O(d)C7H14O
1.35 (a) Compostos diferentes, não são isômeros
 (b) Mesmo composto
 (c) Mesmo composto
 (d) Mesmo composto
 (e) Mesmo composto
 (f ) Isômeros constitucionais
 (g) Compostos diferentes, não são isômeros
 (h) Mesmo composto
 (i) Compostos diferentes, não são isômeros
 (j) Mesmo composto
 (k) Isômeros constitucionais
 (l) Compostos diferentes, não são isômeros
 (m) Mesmo composto
 (n) Mesmo composto
 (o) Mesmo composto
 (p) Isômeros constitucionais
1.36 (a)
O
(d)
O
OH
(b) (e) ou
(c) OH (f )
O
1.37
10 CapítulO 1
1.36 (a)
O
(d)
O
OH
(b) (e) ou
(c) OH (f )
O
1.37
1.38
CH
H
H
N
CH
H
H
O
+
−
CH
H
H
N
+
−O
O CH
O
HN
H
NO O
(São possíveis outras estruturas.)
O
O
Estruturas dE rEssonânCia
1.39
O O
−
+
H2NH2N
1.40
O
−
ON
N N
N
+
1.41 (a)
(b)
(c)
(d)
O
O
O
OO
+
+
+ +
+
−
+
O
+
−
−−
O −
−
−
NH2
(e)
O
−
− −
−−
(f )
O
−
O
O
−
O
O O+(g)
O
+
O
N N N
O
(h)
+
+
O +
+
+
NH2NH2
O O+
−
+
O O
+
O
+(i)
11O BásiCO
1.39
O O
−
+
H2NH2N
1.40
O
−
ON
N N
N
+
1.41 (a)
(b)
(c)
(d)
O
O
O
OO
+
+
+ +
+
−
+
O
+
−
−−
O −
−
−
NH2
(e)
O
−
− −
−−
(f )
O
−
O
O
−
O
O O+(g)
O
+
O
N N N
O
(h)
+
+
O +
+
+
NH2NH2
O O+
−
+
O O
+
O
+(i)
1.42 (a) Apesar de as estruturas serem diferentes nas posições de seus elétrons, elas também diferem nas posições de seus núcleos 
e, por isso, elas não são estruturas de ressonância. (No ácido ciânico o núcleo de hidrogênio está ligado ao oxigênio; no ácido 
isociânico ele está ligado ao nitrogênio.)
(b) O ânion obtido a partir de qualquer um dos ácidos
é um híbrido de ressonância das seguintes estruturas: O NC C N
−− O
1.43 CH
H
H
(a) Uma carga +1. ( F 4 − 6 ∕ 2 − 2 = +1)
(b) Uma carga +1. (Ele é chamado de cátion metila.) 
(c) Plana triangular, ou seja,
H
H H
C
+
(d) sp2
1.44
H
H
H
C
(a) Uma carga −1. ( F = 4 − 6 ∕ 2 − 2 = −1)
(b) Uma carga −1. (Ele é chamado de ânion metila.)
(c) Piramidal triangular, ou seja, 
H
C−
H
H
(d) sp3
1.45
H
H
H
C
(a) Carga formal nula. (F = 4 − 6 ∕ 2 − 1 = 0)
(b) Carga nula.
(c) sp2, ou seja,
H
H
HC
12 CapítulO 1
(b) O ânion obtido a partir de qualquer um dos ácidos
é um híbrido de ressonância das seguintes estruturas: O NC C N
−− O
1.43 CH
H
H
(a) Uma carga +1. ( F 4 − 6 ∕ 2 − 2 = +1)
(b) Uma carga +1. (Ele é chamado de cátion metila.) 
(c) Plana triangular, ou seja,
H
H H
C
+
(d) sp2
1.44
H
H
H
C
(a) Uma carga −1. ( F = 4 − 6 ∕ 2 − 2 = −1)
(b) Uma carga −1. (Ele é chamado de ânion metila.)
(c) Piramidal triangular, ou seja, 
H
C−
H
H
(d) sp3
1.45
H
H
H
C
(a) Carga formal nula. (F = 4 − 6 ∕ 2 − 1 = 0)
(b) Carga nula.
(c) sp2, ou seja,
H
H
HC
1.46 (a) H2CO ou CH2O
C O
H
H
sp2
(b) H2C CHCH CH2
C C
C C
H H
H
sp2
sp2
HH
H
(c) H2C C C CH2
C C
H
H
C C
H
H
sp
sp2
1.47 (a) e (b)
O
+
O
O
+
O− −
O
OO
 (c) Visto que as duas estruturas de ressonância são equivalentes, elas devem contribuir igualmente para o híbrido e, portanto, 
as ligações devem ter o mesmo comprimento.
 (d) Sim. Consideramos que o átomo central possui dois grupos ou duas unidades de elétrons ligantes e um par não compartilhado.
1.48
2+ 2− +−−−N N N N N NN N N
+
A B C
As estruturas A e C são equivalentes e, portanto, contribuem igualmente para o híbrido. As ligações no híbrido, consequentemente, 
têm o mesmo comprimento.
1.49 (a) O OOH
O
OH
OH
OH
(b)
(c)
(d)
(CH3)2NH CH3CH2NH 2
(CH3)3N CH3CH2NHCH3 CH3CHCH3
NH2
CH3CH2CH2NH2
13O BásiCO
 
(b)
(c)
(d)
(CH3)2NH CH3CH2NH 2
(CH3)3N CH3CH2NHCH3 CH3CHCH3
NH2
CH3CH2CH2NH2
1.50 (a) isômeros constitucionais
 (b) idênticos
 (c) formas de ressonância
 (d) isômeros constitucionais
 (e) formas de ressonância
 (f ) idênticos
ProblEmas dE dEsafio
1.51 N O
+
O(a)
 (b) Linear
 (c) Dióxido de carbono
1.52
Conjunto C: 
[e as formas enólicas instáveis de a, b e c]
Conjunto A: Br
Br
O
H
Conjunto B: 
Br BrO
H
Br
H2N
O
O
a b
c
O
C
H
OH
N
H
O
N
H
O
Br
H2N
OH
NH2O
N
O
OH
Br Br
NH2
OHOH
OH
N
H
H
NH3
+
− −
− −
Conjunto E: 
Conjunto D: +
N
H H
(i.e., CH3CH2CH2 e CH3CHCH3)
1.53 (a) Não, um átomo de carbono em seu estado fundamental tem dois elétrons no orbital 1s, 2 elétrons no orbital 2s e apenas 
2 elétrons não emparelhados nos orbitais degenerados 2px, 2py e 2pz. Portanto, os dois elétrons não emparelhados podem ser 
emparelhados com apenas 2 átomos de hidrogênio contendo o seu único elétron não emparelhado, respondendo pela formação 
do composto CH2, que seria divalente e apresentaria ângulos de ligação de 180º.
 (b) Nesse caso quatro elétrons não emparelhados podem combinar-se com quatro átomos de hidrogênio formando CH4, a 
ligação correta para o metano, um composto tetravalente. Entretanto, a geometria tetraédrica conhecida para o metano não 
resulta da ligação do orbital 2s e dos três orbitais 2p no estado excitado. Orbitais hibridizados sp3 são necessários para a geometria 
tetraédrica.
14 CapítulO 1
1.54
CH3 CH3
O
(a) Dimetil éter
CH3 CH3C C
C C
Cl Cl
F F
cis -1,2-Dicloro-1,2-di�uoreteno
Cl Cl
F F
O(b)
(c) C C
Cl Cl
F F
ou C
ClCl
F F
CCC C
H
H
H
H
H
HC
O
H
C
H
H
H
H
H
C
Dimetilacetileno 
1.55 Os grandes lóbulos centrados acima e abaixo do átomo de boro representam o orbital 2p que não está envolvido na hibridização 
para formar os três orbitais híbridos 2sp2 necessários para as três ligações covalentes boro-flúor. Esse orbital não é um orbital 
atômico 2p puro, uma vez que não é um orbital atômico p isolado, mas, em vez disso, ele faz parte de um orbital molecular. 
Alguns dos outros lóbulos neste orbital molecular podem ser vistos próximos de cada átomo de flúor.
1.56 As duas formas de ressonância para este ânion são − CH OCH2 e 
−CH OCH2 . O MEP (potencial eletrostático 
molecular, do inglês Molecular Electrostatic Potential) indica que o contribuinte de ressonância em que a carga negativa do ânion 
está no oxigênio é o mais importante, o que poderia ser previsto com base no fato de que o oxigênio é mais eletronegativo do 
que o carbono.
 Híbrido de ressonância, CH O CH2
− −
testes
1.1 Qual das representações vistas a seguir é uma fórmula de ponto de Lewis válida para o íon nitrito (NO22)?
 
(a) O O OON− (c) (d) (e)O N −(b) ON − Duas das opções
anteriores 
Nenhuma das
opções anteriores
1.2 Qual é o estado de hibridização do átomo de boro no BF3?
 (a) s (b) p (c) sp (d) sp
2 (e) sp3
1.3 BF3 reage com NH3 para formar um composto,
 
F B N H
H
H
F
F
. O estado de hibridização do átomo de B é
 (a) s (b) p (c) sp (d) sp
2 (e) sp3
1.4 A carga formal no átomo de N no composto dado no Problema 1.3 é
 (a) −2 (b) −1 (c) 0 (d) +1 (e) +2
1.5 A estrutura em bastão correta do composto com a fórmula condensada CH3CHClCH2CH(CH3)CH(CH3)2 é
 
(a)
)e()d(
)c()b(
Cl Cl
Cl Cl
Cl
15O BásiCO
1.6 Escreva outra estrutura de ressonância para o íon acetato.
O
O
íon acetato
−
1.7 Escreva as fórmulas estruturais condensadas para os isômeros constitucionais do CH3(CH2)3CH3 nos espaços a seguir.
1.8 Escreva uma fórmula tridimensional para um isômero constitucional do composto A que é visto a seguir. Complete a estrutura 
parcial que é mostrada.
C
C
H
H
H
H
Cl
H3C
A
C
CH
H
H
H3C
Isômero constitucional de A
1.9 Considere a molécula (CH3)3B e responda o seguinte:
 (a) Estado de hibridização do boro 
 (b) Estado de hibridização dos átomos de carbono 
 (c) Carga formal no boro 
 (d) Orientação dos grupos em torno do boro 
 (e) Momento de dipolo do (CH3)3B 
1.10 Dê a carga formal no oxigênio em cada composto.
 
(c)
(a) CH3
CH3
CH3O
(b)
O
O −
1.11 Escreva outra estrutura de ressonância na qual todos os átomos possuam carga formal igual a zero.
H
O
−
N
+
H
H
16 CapítulO 1
1.12 Indique a direção do momento de dipolo resultante da molécula a seguir.
C
Cl
FH3C
H3C
1.13 Escreva as estruturas em bastão para todos os compostos com a fórmula C3H6O.
SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS
2.1 Embora a pergunta fosse para que você fornecesse dois isômeros constitucionais possíveis, apresentamos a seguir as estruturas 
de todos os produtos possíveis, incluindo as formas únicas de ligação de alqueno que você encontrará nas últimas seções do 
livro-texto.
cis-1,3-pentadieno 1,4-pentadieno 
trans-1,3-pentadieno 1-pentino 2-pentino 
1,2-pentadieno 
(compostos com ligações
duplas adjacentes são chamados
alenos: veja a Seção 5.18) 
2,3-pentadieno 
(e seu estereoisômero cuja
imagem especular é não
sobreponível: veja a Seção 5.3
abordando enantiômeros e a
Seção 5.18 abordando alenos)
2,3-pentadieno 
2.2 FH(a) ou FH
δ+ δ−
BrI(b) ou BrI
δ+ δ−
BrBr(c)
μ = 0 D
FF(d)
μ = 0 D
17
C A P Í T U L O
2
Famílias de Compostos 
de Carbono
GRUPOS FUNCIONAIS, 
FORÇAS INTERMOLECULARES E 
ESPECTROSCOPIA NO INFRAVERMELHO (IV)
18 CapítulO 2
2.3 A teoria da RPECV prevê uma estrutura plana triangular para o BF3.
B
F
FF
μ = 0 D
 A soma vetorial dos momentos de ligação de uma estrutura plana triangular seria zero, resultando em uma previsão de μ 5 0 
D para o BF3. Isso se correlaciona com a observação experimental e confirma a previsão da teoria da RPECV.
2.4 O arranjo do CCl25CCl2 (veja a seguir) é tal que a soma vetorial de todos os momentos de ligação C}Cl é zero.
CC
Cl
Cl
Cl
Cl
2.5 O fato de o SO2 ter um momento de dipolo indica que a molécula é angular, e não linear.
OO
S
μ = 1,63 D μ = 0 D
S OOnão
 Uma geometria angular é também o que esperaríamos pela teoria da RPECV.
2.6 A teoria da RPECV prevê o que é visto a seguir.
dipolo resultante
OH
H3C
δ+
δ+
δ−
2.7 No CFCl3 o grande momento da ligação C}F se opõe aos momentos C}Cl, levando a um momento de dipolo resultante na 
direção do flúor. Uma vez que o hidrogênio é bem menos eletronegativo do que o flúor, não ocorre esse efeito de oposição no 
CHCl3; portanto, ele tem um momento de dipolo resultante que é maior e na direção dos átomos de cloro.
Menor momento de
dipolo resultante 
F
Cl
Cl
Maior momento de
dipolo resultante
H
Cl
Cl C
Cl
C
Cl
2.8 (a) C
HH
F F
C
momento de
dipolo resultante 
)d()c(
momento de
dipolo resultante C
H
H F
F
C
(b) C
HF
H F
C μ = 0 D
C
F F
F F
C μ = 0 D
2.9 (a) μ = 0 D
momento de
dipolo resultante
C
H
H Br
Br
C
Isômeros cis-trans
momento de
dipolo resultante 
cis
C
H H
BrBr
C
trans
C
H
H
Br
Br
C
(b) μ = 0 D
momento de
dipolo resultante
C
Cl
ClBr
Br
C
momento de
dipolo resultante 
cis
C
ClCl
BrBr
C
trans
Cl
Cl
C
Br
Br
C
Isômeros cis-trans
2.10 e(a)
)c()b(
BrBr
Br
Br
2.11 (a) F (b) Cl
(e) Iodeto de fenila 
2.12 e(a)
(b)
OHOH
(c)
OH
OH
(c) Brometo de propila (d) Fluoreto de isopropila 
19Famílias de COmpOstOs de CarBOnO
2.8 (a) C
HH
F F
C
momento de
dipolo resultante 
)d()c(
momento de
dipolo resultante C
H
H F
F
C
(b) C
HF
H F
C μ = 0 D
C
F F
F F
C μ = 0 D
2.9 (a) μ = 0 D
momento de
dipolo resultante
C
H
H Br
Br
C
Isômeros cis-trans
momento de
dipolo resultante 
cis
C
H H
BrBr
C
trans
C
H
H
Br
Br
C
(b) μ = 0 D
momento de
dipolo resultante
C
Cl
ClBr
Br
C
momento de
dipolo resultante 
cis
C
ClCl
BrBr
C
trans
Cl
Cl
C
Br
Br
C
Isômeros cis-trans
2.10 e(a)
)c()b(
BrBr
Br
Br
2.11 (a) F (b) Cl
(e) Iodeto de fenila 
2.12 e(a)
(b)
OHOH
(c)
OH
OH
(c) Brometo de propila (d) Fluoreto de isopropila 
2.13 )b()a( OH
OH
2.14 (a) O (b) O
(c) O (d) Metil propil éter 
(e) Di-isopropil éter 
2.15
OCH3
OH
éter 
fenol
alqueno 
(f ) Metil fenil éter 
20 CapítulO 2
2.13 )b()a( OH
OH
2.14 (a) O (b) O
(c) O (d) Metil propil éter 
(e) Di-isopropil éter 
2.15
OCH3
OH
éter 
fenol
alqueno 
(f ) Metil fenil éter 
2.16 (a) Isopropilpropilamina (b) Tripropilamina
 (c) Metilfenilamina (d) Dimetilfenilamina
(e) NH2 (f ) CH3
CH3
CH3 (CH3)3NouN
(g)
CH3
N
2.17 (a) (e) somente (b) (a, c) (c) (b, d, f, g)
2.18 (a) CH3 H Cl
CH3
CH3
N CH3
CH3
CH3
N H ++
+ −Cl(b) sp3
2.19
OO
+
−
2.20 (a)
O
H
O
H
O
H
O
H
(b)
O O O
2.21
O O
O
O O
H
O
H
O
H
O
H
2.22
O
O
O
O
CH3
O
O
CH3 + outros
2.23
O CH2CH3 CH2CH3O+
CH3 CH3C C
−OO
2.24 CH3
NH2
CH3
NH2
C C
OO
+
−
21Famílias de COmpOstOs de CarBOnO
2.19
OO
+
−
2.20 (a)
O
H
O
H
O
H
O
H
(b)
O O O
2.21
O O
O
O O
H
O
H
O
H
O
H
2.22
O
O
O
O
CH3
O
O
CH3 + outros
2.23
O CH2CH3 CH2CH3O+
CH3 CH3C C
−OO
2.24 CH3
NH2
CH3
NH2
C C
OO
+
−
2.25 (a) O OH teria ponto de ebulição mais elevado porque suas moléculas podem formar ligações de hidrogênio 
entre si por meio do grupo HO .
 
(b) O 
CH3N
H
 entraria em ebulição a uma temperatura mais alta porque suas moléculas podem formar ligações de 
hidrogênio entre si por meio do grupo HN .
 (c) O OHHO , uma vez que, por ter dois grupos HO , ele pode formar mais ligações de hidrogênio.
2.26 O ciclopropano teria o ponto de fusão mais alto porque sua estrutura cíclica proporciona a ele uma forma compacta rígida que 
permitiria forças de rede cristalina mais fortes.
2.27 d < a < b < c
 (c) tem o maior ponto de ebulição devido a ligações de hidrogênio envolvendo o grupo O}H.
 (b) é uma molécula polar devido ao seu grupo C5O, por isso possui ponto de ebulição mais elevado do que (a) e (d), essen-
cialmente não polares.
 (a) tem o maior ponto de ebulição do que (d) porque sua estrutura não ramificada permite maior atração de van der Waals.
2.28 Se considerarmos que a faixa para o estiramento da ligação dupla carbono-oxigênio em um aldeído ou cetona seja típica de um 
grupo carbonila não substituído, encontramos que os grupos carbonila com um átomo de oxigênio ou outro átomo fortemente 
eletronegativo ligado ao grupo carbonila, como nos ácidos carboxílicos e ésteres, absorvem em frequências um pouco mais altas. 
Por outro lado, se um átomo de nitrogênio está ligado ao grupo carbonila, como em uma amida, então a frequência de estira-
mento da carbonila é mais baixa do que aquela de um aldeído ou cetona comparável. A razão para essa tendência é que átomos 
fortemente eletronegativos aumentam o caráter de ligação dupla da carbonila, enquanto o par de elétrons não compartilhado 
de um átomo de nitrogênio de amida contribui para que o híbrido de ressonância da carbonila forneça a ele menor caráter de 
ligação dupla.
gruPos funCionais E fórmulas Estruturais
2.29 (a) Cetona
 (b) Alquino
 (c) Álcool
 (d) Aldeído
 (e) Álcool
 (f ) Alqueno
2.30 (a) Três ligações duplas carbono-carbono (alqueno) e um álcool secundário
 (b) Fenila, ácido carboxílico, amida, éster e uma amina primária
 (c) Fenila e uma amina primária
22 CapítulO 2
 (d) Ligação dupla carbono-carbono e um álcool secundário
 (e) Fenila, éster e uma amina terciária
 (f ) Ligação dupla carbono-carbono e um aldeído
 (g) Ligação dupla carbono-carbono e 2 dois grupos éster
2.31
Brometo de
alquila primário
Brometo de
alquila secundário 
Brometo de
alquila primário
Brometo de
alquila terciário 
BrBr Br
Br
2.32
Álcool primário 
OH
Álcool terciário
OH
Álcool secundário 
OH
Álcool primário
OH
Éter
O
Éter
O
Éter
O
2.33 (a) 1° (b) 2° (c) 3° (d) 3° (e) 2°
2.34 (a) 2° (b) 1° (c) 3° (d) 2° (e) 2° (f ) 3°
2.35 (a)
O
Me
O
Me O
(b) OH
OHOH
OH
(c)
OH
(d)
OH
(e)
OH
O
O
O
Me
(f )
Br
Br
Br
Br
(g) BrBr Br
(h)
Br
(i)
H
O
H
O
H
O
(j) O OO
(k) NH2 NH2
23Famílias de COmpOstOs de CarBOnO
2.33 (a) 1° (b) 2° (c) 3° (d) 3° (e) 2°
2.34 (a) 2° (b) 1° (c) 3° (d) 2° (e) 2° (f ) 3°
2.35 (a)
O
Me
O
Me O
(b) OH
OHOH
OH
(c)
OH
(d)
OH
(e)
OH
O
O
O
Me
(f )
Br
Br
Br
Br
(g) BrBr Br
(h)
Br
(i)
H
O
H
O
H
O
(j) O OO
(k) NH2 NH2
 
(l) Me
N
H
(m) Me3N
(n)
O
Me
N
H
H
O
NH2
2.36 O Crixivan possui os seguintes grupos funcionais:
N
N NH
N
HN O
C6H5
Amina
terciária 
Amida
Amina
aromática 
Álcool
secundário
Fenila
C(CH3)3
H
O
HOOHH
H
H
2.37 A fórmula mostrada a seguir é do Taxol, um composto natural com atividade anticancerígena. O Taxol apresenta os seguintes 
grupos funcionais:
Fenila
Fenila
Fenila 
Amida
Éster 
Alqueno 
Éster 
Álcool
(secundário)
Álcool (secundário) 
Álcool
(terciário) 
Éter 
Éster 
Cetona 
Cetona 
N
H OH
HO
O
O O OH
O
O
O
O
O
O
H
O
24 CapítulO 2
ProPriEdadEs físiCas
2.38 (a) O grupo O}H da Vitamina A é a porção hidrofílica da molécula, mas o restante da molécula não apenas é hidrofóbica, 
mas também muito maior. As forças de dispersão atrativas entre as regiões hidrofóbicas de moléculas de Vitamina A superam 
o efeito das ligações de hidrogênio com a água por meio de um único grupo hidroxila. Por isso, não se espera que a Vitamina 
A seja solúvel em água.
 (b) Para a Vitamina B3, existem múltiplos sítios hidrofílicos. O oxigênio carbonílico e o O}H da função ácido, bem como o 
nitrogênio do anel, podem formar ligação de hidrogênio com a água. Uma vez que a porção hidrofóbica (o anel) da molécula 
é modesta em tamanho, é esperado que a molécula seja solúvel em água.
2.39 As forças atrativas entre as moléculas de fluoreto de hidrogênio são atrações dipolo-dipolo muito fortes a que chamamos liga-
ções de hidrogênio. (A carga parcial positiva de uma molécula de fluoreto de hidrogênio está relativamente exposta porque ela 
reside no núcleo do hidrogênio. Em contraste, a carga positiva de uma molécula de fluoreto de etila está no interior do grupo 
etila e está blindada pelos elétrons vizinhos. Assim, a extremidade positiva de uma molécula de fluoreto de hidrogênio pode se 
aproximar bem mais da extremidade negativa de outra molécula de fluoreto de hidrogênio, tendo como resultado que a força 
atrativa entre elas é bem mais forte.)
2.40 O isômero cis é polar enquanto o isômero trans é apolar (μ 5 0 D). As forças atrativas intermoleculares são, consequentemente, 
maiores no caso do isômero cis e, assim, seu ponto de ebulição deve ser o mais elevado entre os dois.
2.41 Por causa de seu caráter iônico – ele é um sal – o composto é solúvel em água. O cátion orgânico e o íon brometo são bem 
solvatados pelas moléculas de água de modo similar ao brometo de sódio. O composto também é solúvel em solventes de baixa 
polaridade como o dietil éter (apesar de ser menos do que em água). Os grupos alquila hidrofóbicos podem agora ser considerados 
lipofílicos – grupos que buscam um ambiente apolar. As forças atrativas entre os grupos alquila de diferentes cátions podem ser 
substituídas, em parte, pelas forças atrativas de dispersão entre esses grupos alquila e as moléculas de éter.
2.42 (a) e (b) são polares e, por essa razão, podem dissolver compostos iônicos. (c) é apolar e não dissolve compostos iônicos.
2.43 (a)
(b)
(c)
(d)
H
H
H
C F
F
H C F
F
F
F C F
F
H
H
F
F
C
(e)
H
H
F
Cl
C (h)
Momento de
dipolo nulo 
Momento de
dipolo nulo 
Momento de
dipolo nulo 
(f )
(g)
B
Cl
Cl
Cl
F Be F
H3C
H3C
( j)
H
H
C O
(i)
H
H3C
O
O
2.44 (a) Dimetil éter: Há quatro pares de elétrons em torno do oxigênio central: dois pares ligantes e dois pares não ligantes. 
Esperaríamos uma hibridização sp3 do oxigênio com um ângulo de ligação de aproximadamente 109,5° entre os grupos metila.
H3C
H3C
O μ > 0 D
25Famílias de COmpOstOs de CarBOnO
 (b) Trimetilamina: Há quatro pares de elétrons em torno do nitrogênio central: três pares ligantes e um par não ligante. 
Esperaríamos uma hibridização sp3 do nitrogênio com um ângulo de ligação de aproximadamente 109,5° entre os grupos metila.
H3C
H3C
CH3
N μ > 0 D
 (c) Trimetilborano: Há apenas três pares de elétrons ligantes em torno do boro central. Esperaríamos uma hibridização sp2 do 
boro com um ângulo de ligação de 120° entre os grupos metila.
B
CH3
H3C CH3
μ = 0 D
 (d) Dióxido de carbono: Há apenas quatro pares de elétrons ligantes em torno do átomo de carbono central. Esperaríamos 
uma hibridização sp do átomo de carbono com um ângulo de ligação de 180° entre os átomos de oxigênio.
μ = 0 DCO O
2.45 Sem uma (ou mais) ligação(ões) polar(es), uma molécula não pode possuir