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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO 
INSTITUTO DE QUÍMICA – DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ORGÂNICA 
 
 
 
 
 
 
MATERIAL AUXILIAR PARA AS AULAS DE QUÍMICA ORGÂNICA 
ELEMENTOS ESTRUTURAIS E PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS 
. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROFESSORA MARCIA CRISTINA CAMPOS DE OLIVEIRA 
 
 
 Um dos objetivos da química orgânica é relacionar a estrutura de uma molécula a suas reações, 
sendo assim, serão estudadas as reações orgânicas levando em consideração as subunidades das 
moléculas orgânicas (funções orgânicas), aliada ao tipo de ligação que ocorem nestas moléculas e são 
responsáveis pela sua reatividade. 
 
ESTRUTURA E PROPRIEDADE DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS 
A Origem da Química Orgânica 
 Até 1850 achava-se que os compostos orgânicos tinham sua origem somente dos seres vivos (teoria do 
vitalismo) não podendo ser sintetizados a partir de materiais inorgânicos. Mas estes compostos orgânicos tinha 
característica comum, todos apresentavam o elemento carbono. Esta teoria foi defendida por um dos fundadores 
da química moderna o médico Jacob Berzelius (Sueco, descobriu Si e Se, entre outros, conceito de isomeria, 
ação catalítica e radical orgânico). A fama de Berzelius cresceu particularmente entre a comunidade científica 
de língua alemã, atraindo ao seu laboratório jovens químicos como Friedrich Wöhler que se tornaria mais tarde 
famosos e fortaleceria a influência e prestígio de Berzelius. 
 A teoria do vitalismo caiu com a síntese acidental da ureia pelo aluno de Berzelius, Friederich Wohler, que 
ao evaporar uma solução aquosa de cianato de amônio (inorgânico) foi obtido um sólido o qual corresponde à 
ureia (1828). Sendo assim, Wohler foi o precursor da química orgânica, produzindo ureia sem precisar de rins. 
Após esta síntese, outras foram possíveis como a do etanol (álcool) em 1828, anilina (fenilamina) em 1842, 
clorofórmio (haleto de alquila) em 1880 e a penicilina em 1945. 
 
“A química orgânica hoje em dia quase me tira o juízo. Dá-me a impressão de uma floresta virgem tropical 
cheia de coisas extraordinárias, uma temerosa selva interminável, na qual não nos atrevemos a penetrar com 
receio de não encontrarmos a saída”- Friderich Wohler, 1835. 
 Teoria Estrutural: é a formulação das hipóteses de como os átomos se agrupam para formar as 
moléculas. As moléculas são representadas por figuras ou modelos, os quais nos ajudam a compreender o 
significado dessas moléculas, como as propriedades físicas, por exemplo. 
Teoria estrutural para os compostos orgânicos 
 Começando pelo elemento carbono: Z= 6 e A= 12. Os seis elétrons estão dispostos em dois níveis 
1s22s22p2 (respeitando princípio de exclusão de Pauli e regra de Hund), sendo o nível dois com orbitais do 
subnível p semipreenchido, favorecendo a hibridação dos orbitais do subnível s com os orbitais do subnível p, 
formando um único orbital sp3, onde os elétrons que ocupam estes orbitais possuem mesmo conteúdo 
energético. Outras hibridações possíveis para o carbono são as sp2 e sp. 
 
 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Friedrich_W%C3%B6hler
 
 
Teoria das valências: Carbonos com hibridação sp3 podem parear frontalmente cada elétron desse orbital 
híbrido com mais um elétron de outro elemento, fazendo assim uma interação por compartilhamento de 
elétrons, essa interação é chamada de ligação covalente simples do tipo sigma (). O exemplo mais simples é o 
CH4. 
 
 Carbonos com hibridação sp2 podem parear frontalmente três elétrons desse orbital híbrido com mais um 
elétron de outro elemento, e um elétron paralelamente formando a segunda ligação com o mesmo elemento de 
interação frontal, essa interação é chamada de ligação covalente dupla, a qual é constituída por uma ligação 
sigma () e uma pi (). O exemplo mais simples é o CH2CH2. 
 
Carbonos com hibridação sp podem parear frontalmente dois elétron desse orbital híbrido com mais um 
elétron de outro elemento, e dois elétrons paralelamente formando a terceira ligação com o mesmo elemento de 
interação frontal, essa interação é chamada de ligação covalente tríplice, a qual é constituída por uma ligação 
sigma e duas pi. O exemplo mais simples é o CHCH. 
 
 Os exemplos acima mostram os elétrons que são responsáveis pelas características de cada molécula, 
após eles estarem ligados frontalmente ou paralelamente, eles ocupam um espaço, o qual é chamado de orbital 
molecular. Assim como nos orbitais atômicos, os elétrons que formam o orbital molecular, possuem energias 
diferentes, como exemplo tem-se abaixo o diagrama de energia do metano. 
 
 
A complexidade dos orbitais moleculares vão aumentando proporcionalmente a complexidade da 
molécula, como demonstrado no diagrama de energia do eteno. 
 
Os exemplos acima mostram as moléculas orgânicas mais simples, onde a diferença de 
eletronegatividade entre os elementos que participam de cada ligação é menor que 0.5 ou nula, apresentam 
orbitais moleculares com níveis de energia diferentes, logo os elétrons que ocupam estes níveis possuem 
diferentes energias. Quando moléculas orgânicas apresentam heteroátomos (átomos diferentes de H e C), 
estes níveis energéticos aumentam, já que a energia dos elétrons participantes da ligação com heteroátomo é 
maior. Esse acréscimo se dá principalmente pela diferença de eletronegatividade dos heteroátomos (maior 
eletronegatividade) em relação ao C e H. Sendo os heteroátomos mais eletronegativos, o par de elétrons 
ligantes se desloca para próximo do núcleo do heteroátomo, aumentando a densidade eletrônica sobre este 
elemento e consequentemente diminuindo a densidade eletrônica sobre o C e/ou H. Este fenômeno é descrito 
pela lei de Coulomb (relaciona as forças atrativas entre partículas de cargas de sinais opostos com a 
distância entre elas). 
Ligação Covalente Polar: Nestes casos as ligações covalentes ficam polarizadas, ou seja, devido a 
formação de um polo negativo sobre o heteroátomo e um polo positivo sobre o C. A ligação polarizada e 
chamada de ligação covalente polar. A presença de ligações covalentes polares em moléculas orgânicas pode 
conferir esta molécula polaridade ou não. Então como prever se uma molécula é polar ou apolar, mesmo 
tendo ligações polares? 
Como a polaridade da molécula depende da distribuição dos elétrons, sabe-se que quando a 
distribuição dos elétrons é uniforme por toda a molécula, esta molécula é apolar, caso contrário o momento 
dipolar resultante (µ) (somatório dos vetores referentes ao momento dipolar de cada ligação) define a 
polaridade das moléculas. Como exemplos têm o metanol, dicloroetano, tricloroetano e o tetracloreto de 
carbono. Pares de elétrons não ligantes também contribuem para o aumento do µ da molécula. 
 
 
µ= Q x r, onde Q é a carga em ambas extremidades do dipolo molecular e r a distância entre as cargas. 
A unidade do momento dipolar é debyes (D= 3.33 x 10-33 Cm; onde Cm é coulomb.metro). 
Momento pensar: 
 1- Quais dos compostos em cada par pode-se esperar ter maior µ? Justifique. 
a- 2-metilpropano e 2-cloro-2-metilpropano; b- triclorometano e triclorofluormetano; c- metilamina 
e metanol; d- metilamina e nitrometano 
2- O fosgênio Cl2C=O tem um momento dipolo menor que o formaldeído (metanal), embora contenha 
átomos eletronegativos de Cl no lugar do H. Explique este fato. 
3- O flúor é o mais eletronegativo de todos elementos, sendo assim era de se esperar que o NF3 (trifluoreto 
de nitrogênio) possua um µ maior que o µ da NH3, mas os valores obtidos não mostram isso. Sendo assim 
justifique por que o momento dipolar do NF3 (0.24 D) é menor do quê o momento dipolar da amônia (1.46 
D). 
 
Após ver umas das propriedades físicasdas moléculas orgânicas, o momento dipolar, outras 
propriedades como físicas como ponto de fusão, ponto de ebulição e solubilidade em determinados solventes, 
são importantes, já que a síntese de um novo composto, a separação e purificação ou a ação farmacológica, 
entre outras aplicações em diversos sistemas, dependem do conhecimento dessas propriedades dos compostos 
orgânicos. 
Essas propriedades dependem das interações intramoleculares e intermoleculares existentes nas 
substâncias orgânicas. 
Forças Intramoleculares: 
 Estas forças dependem das forças atrativas e repulsivas em cada ligação. As forças intramoleculares são 
características dos compostos iônicos, mas em compostos orgânicos, estas forças podem gerar polos + e -, estes 
polos quando gerados na molécula podem favorecer interações dentro daquela molécula. Em moléculas 
orgânicas as famílias de alcoóis e ácidos carboxílicos substituídos podem apresentar essas interações, 
dependendo da posição do substituinte. 
Ex1: os compostos 1,2; 1,3 e 1,4 butanodiol apresentam os seguintes p.e respectivamente: 192 ºC, 207 ºC e 228 
ºC. Essas substâncias apresentam mesmo peso molecular, mesmo número de grupo hidroxila e p.e bem 
diferentes, podendo ser separados, por técnicas adequadas, como a destilação fracionada. O quê justifica essa 
diferença entre os p.e desses compostos? Como resposta simples tem a interação intramolecular por ligação de 
hidrogênio. 
 1,4 butanodiol (p.e 228 ºC.) 
Ex2: os ácidos 2; 3 e 4 hidroxibutanóico apresentam seguintes p.e respectivamente: 44, 46 e 180 ºC, a 
justificativa é a mesma para o exemplo 1. 
 
 GABA (p.e 180 ºC) 
 
 Momento pensar: dado os p.f dos ácidos aminados 2, 3 e 4 aminobutanóico, 203, 174 e 203 ºC, 
respectivamente, justifique a diferença e similaridade desses valores por interação intermolecular. 
 
 
 
Forças Intermoleculares: 
 Que espécie de forças mantêm as moléculas agregadas uma as outras? Nos compostos iônicos, as 
interiônicas de natureza eletroestática (atração carga – a carga +), já nos compostos moleculares as atrações são 
forças de Van der Waals e entre dipolos (dipolo-dipolo e ligação de hidrogênio). 
 Forças de Van der Waals: são forças atrativas que ocorrem entre as moléculas apolares. A distribuição 
média da carga no metano é simétrica e o momento dipolar resultante é zero. Mas os elétrons se movem, logo é 
provável que, em determinado momento, a distribuição de carga se apresente disforme. Esse dipolo 
momentâneo afetará a distribuição eletrônica da outra molécula vizinha. Com isto polos momentâneos de 
direção opostas são criados na molécula. 
 
Quanto maior a molécula apolar, maiores serão as interações, com isto, maior o p.f ou o p.e dos 
compostos orgânicos. 
Ex: hexano (p.e 68ºC), hexeno (p.e 63ºC), hexino (p.e 71ºC) e ciclohexano (p.e 80ºC) e 2-metilpentano (p.e 60 
ºC). 
 Interação dipolo-dipolo permanente 
 Em moléculas polares a compreensão das interações entre os polos de cada molécula é simples, 
pois a atração da porção negativa pela porção positiva da outra molécula respeita o princípio de atração e 
repulsão de cargas. Essas interações são mais fortes do que a dispersão de van der Waals, logo as temperatura 
de ebulição ou fusão desses compostos são maiores quando comparados com compostos apolares. 
Clorometano (gás com p.e -24 ºC); diclorometano (líquido com p.e 40 ºC); 
triclorometano (líquido com p.e 61 ºC) e tetracloreto de carbono (líquido com p.e 76 ºC). 
 Uma interação dipolo-dipolo permanente excepcionalmente forte é denominada ligação de hidrogênio, 
em que um átomo de hidrogênio serve de ligante entre dois átomos eletronegativos. Como exemplo pode citar o 
metanol, cujo p.e (líquido com p.e 64 ºC) é maior até mesmo do que triclorometano. 
 
 methanol (p.e= 64 ºC) ácido metanóico (p.e= 101 ºC) 
 
ácido etanóico (p.e = 118 ºC) 
 
 
Através da análise das interações intra e intermoleculares, pode-se prever a ordem de p.f ou p.e de 
compostos orgânicos, da mesma forma que essas interações respondem também pela solubilidade desses 
compostos em determinados solventes. Para compostos não iônicos, como as substâncias orgânicas, esta 
relacionada a respectiva polaridade, os compostos apolares ou moderadamente polares são miscíveis em 
solventes apolares ou fracamente polares, exemplo: hexano (apolar) é miscível em diclorometano, clorofórmio, 
éter etílico, acetato de etila, mas não é miscível em água, assim como estes solventes apresentados também não 
o são. 
 Os compostos altamente polares são solúveis em solventes altamente polares, assim acido acético, 
metanol, etanol, acetona, formaldeído entre outros carbonilados, aminas, e compostos altamente polares que 
possam efetuar ligações de hidrogênio. É importante ressaltar que essa solubilidade é limitada pela porção 
apolar da molécula, por exemplo: aminas que possuem mais de 5C são insolúveis em água, assim como os 
alcoóis que possuem mais de 3C também são insolúveis em água. Esta propriedade vale também para os 
outros solventes orgânicos, não só o solvente universal que é a água. 
Acidez e Basicidade dos Compostos Orgânicos 
 Acidez e basicidade também são propriedades físicas e estão relacionados com eletronegatividade e 
polaridade das ligações. Há duas definições bem usadas sobre acidez e basicidade, a de Bronsted-Lowry (ácido 
espécie química que doa íon H+, base é a espécie química que recebe íon H+) e Lewis (ácido é a espécie química 
que aceita par de elétrons, base é a espécie química que doa par de elétrons). 
 Pela teoria de Bronsted-Lowry as classes de compostos orgânicos que se encaixam, como o próprio 
nome diz, são os ácidos carboxílicos. 
Ex.: CH3COOH + H2O CH3OO
- + H3O
+ 
 pKa= 4.76 
 
 Já as aminas tem caráter básico, já que elas são similares a amônia (gás que em solução aquosa forma o 
hidróxido de amônio), logo vão ser protonadas em meio ácido. 
Ex.: CH3NH2 + HCl CH3NH4
+
 + Cl
- 
 
Os alcoóis podem atuar como ácido ou bases, dependendo do meio que se encontram. Em meio 
fortemente básico comportam-se como ácidos moderados (Ex1), já em meio fortemente ácido comportam-se 
como bases moderadas (Ex2). 
Ex1 .: 2 CH3CH3OH + 2 Na 2CH3CH3O
-Na+ + H2 
 pKa= 16.00 
 
Ex2 .: CH3CH3OH + H2SO4 CH2 = CH2 + H2O 
 
 Aldeídos e cetonas também podem se comportar como ácidos em presença de base forte. Neste caso o H 
ligado ao carbono alfa a carbonila da cetona ou do aldeído, apresenta caráter ácido, formando o carbânion 
correspondente, o ânion carbânion é estabilizado por ressonância com a carbonila, formando uma base 
conjugada estável. 
 
Ex:. CH3COCH3 + NaOHaq 
-CH2COCH3 + H2O 
 
 Com a comparação dos valores de pKa, pode-se dizer que espécie química é mais ácida ou básica 
quando comparada a outra espécie. Mas, sem este dado, podemos prever usando os conhecimentos de diferença 
de eletronegatividade, polaridade e ressonância. 
Momento pensar: 
1- Coloque as seguintes substâncias em ordem crescente de acidez e justifique: 2-propanona, 2,4-
pentanodiona, hidroxibenzeno, benzaldeído e ácido acético. 
2- Coloque em ordem crescente de basicidade fluoreto de metila, metanol e metilamina 
3- Em cada par a seguir dizer quem é mais ácido: metanol e metilamina; metanol e metanotiol; 
4- Escreva os produtos das seguintes reações ácido-base: a) metanol + ácido sulfúrico; b) metanol e 
amideto de sódio; c) cloreto de metilamônio + hidróxido de sódio 
5- Monte o esquema reacional (reagentes e produto) da reação ácido-base entre piridina e ácido acético. 
6- Explique o fato de compostos orgânicos que contêm oxigênio em sua estrutura serem, quase sem 
exceção, solúveis em H2SO4. 
 
 
 
Conformações de Alcanos e Cicloalcanos 
 Conformações sãodiferentes arranjos espaciais de uma molécula que são gerados pela rotação ao redor 
de uma ligação simples. A análise conformacional é o estudo dos vários estados de estabilidade dos 
confôrmeros (nome dado aos arranjos espaciais), e das propriedades físicas e químicas destes estados. A 
diferença de estabilidade de cada confôrmero devem-se as interações intramoleculares, as quais são regidas pela 
atração ou repulsão dos grupos presentes nas moléculas. Para este estudo é interessante usar modelos e 
projeções como representação espacial e no plano, respectivamente, aproximada da molécula real. 
 Teremos como base de estudo as moléculas orgânicas saturadas mais simples: etano; propano; butano e 
cicloexano. 
 Etano (CH3CH3): Representação por modelos e projeções 
 Modelo Projeção cavalete Projeção de Fischer Projeção de Newman 
H
H
H
H
H
H ; 
H
H
H
H
H
H
; 
H
HH
H H
H ; 
H
H
H
H
H
H
 
 
Tanto o modelo quanto às projeções do etano (exceto a de Fischer), mostram que os H ligados aos 
carbonos podem apresentar um confôrmero com alternância de H. Nas projeções e modelo abaixo o confôrmero 
do etano apresenta os H dos carbonos vizinhos em paralelo. 
 Modelo Projeção Cavalete Projeção de Newman 
 ; ; 
H
H
H
H H
H
 
 Os confôrmeros que apresentam os H em posição alternada possuem menor energia (mais estável), já 
que o efeito de repulsão dos elétrons ligantes é menor, enquanto os confôrmeros que apresentam os H em 
paralelo possuem maior energia, pois o efeito de repulsão dos elétrons ligantes é maior. O diagrama de 
potencial energético do etano apresentará um vale, o qual corresponde o confôrmero de menor energia e um 
máximo que corresponde o confôrmero da maior energia. 
 
 
 
 Digrama do potencial de energia para rotação no etano. 
 
 A análise conformacional do etano nos leva a concluir que os confôrmeros mais estáveis são aqueles quê 
os grupos ligados aos carbonos adjacentes estejam alternados, conferindo assim menor repulsão entre os 
elétrons ligantes. Com isso pode-se ser traçado o gráfico de potencial de energia para os confôrmeros do 
propano (CH3CH2CH3). Neste caso a projeção em cavalete ou Newman são as mais adequadas. 
 Confôrmero alternado; Confôrmero eclipsado; Confôrmero eclipsado; Confôrmero alternado 
 ; ; ; 
 Menor energia Maior energia Maior energia Menor energia 
 Mais estável Menos estável Menos estável Mais estável. 
 Os confôrmeros do propano obtidos para a ligação C1-C2 terão energias iguais as dos confôrmeros 
relacionados à ligação C2-C3. O diagrama de potencial energético do propano apresentará um vale, o qual 
corresponde o confôrmero de menor energia e um máximo que corresponde o confôrmero da maior energia. 
 
 
 
Digrama do potencial de energia para rotação da ligação C1-C2 no propano. 
 
 A partir do momento que há o aumento da complexidade da estrutura da molécula, as projeções no plano 
do papel facilitam a análise conformacional. Com isto serão usadas as projeções em cavalete e de Newman para 
a análise dos confôrmeros do butano (CH3CH2CH3) obtidos da rotação na ligação entre C1-C2 e somente a 
projeção de Newman para os confôrmeros obtidos da rotação da ligação C2-C3. 
 Confôrmeros gerados da rotação da ligação entre C1-C2 do butano. O diagrama de potencial de energia 
apresentará um vale e uma crista referente ao confôrmero alternado e eclipsado respectivamente. 
 
Confôrmeros gerados da rotação da ligação entre C2-C3 do butano são mais complexos. O diagrama de 
potencial de energia apresentará vales e cristas com valores de potencial de energia diferentes, referente aos 
confôrmeros alternado, gauche e eclipsados. 
 
 
 
 
 Alternado Gauche Eclipsado 
 
 O confôrmero alternado referente a ligação entre C2-C3 com os grupos metila em lados opostos é 
o quê apresenta menor energia, já que a repulsão entre os elétrons ligantes é menor, já o confôrmero Gauche 
(alternado com impedimento estérico) apresenta energia maior do quê o confôrmero anterior, pois há aumento 
de repulsão referente a nuvem eletrônica dos grupos metila. Em relação aos confôrmeros eclipsado também há 
diferença entre os potenciais energéticos, sendo o confôrmero que apresenta as metilas eclipsadas a de maior 
energia entre todos os confôrmeros e o confôrmero com as metilas eclipsadas com H com menor energia 
quando comparado ao anterior, mais de maior energia quando comparados com alternada e Gauche. 
Digrama do potencial de energia para rotação da ligação C2-C3 no butano. 
 
 
 
 
Análise conformacional de compostos cíclicos 
 Se o cicloexano fosse planar, os ângulos das ligações seriam de 120º, mas este ângulo levaria a 
uma grande tensão angular. O cicloexano é um dos ciclos mais estáveis, por isso é tomado como 
exemplo para a análise conformacional dos compostos cíclicos. A molécula do cicloexano não é planar 
e assume uma forma no espacial cadeira, cadeira torcida e barco. As formas cadeira torcida e barco são 
as menos estáveis, com isso as moléculas do cicloexano ficam mais tempo na forma cadeira. 
 
Na forma cadeira, os substituintes do carbono podem assumir duas posições: uma paralela a um 
eixo central, a qual é chamada de axial e a outra perpendicular ao eixo central chamada de equatorial. 
A projeção de Newman também é usada para uma análise mais apurada da conformação mais 
estável, quando o cicloexano apresenta mais de um substituinte. 
 
 
 
 
 
Conformação e Propriedade Física 
 As propriedades físicas de uma substância orgânica são expressas pela propriedade física do 
confôrmero mais abundante, devido a sua maior estabilidade. 
 
Momento pensar: Baseado na teoria de análise conformacional vista até o momento, pede-se: 
a- Desenhe a fórmula estrutural e nomeie os compostos correspondentes para cada projeção de Newman 
 
b- Desenhe o confôrmero mais estável de cada composto abaixo e confirme esta estabilidade usando a 
projeção de Newman. 
i. Trans-1-terc-butil-3-metilcicloexano 
ii. Cis-1-terc-butil-3-metilcicloexano 
iii. Trans-1-terc-butil-4-metilcicloexano 
iv. Cis-1-tertcbutil-4-metilcicloexano 
 
ESTEREOQUÍMICA 
 É a descrição e explicação das possibilidades isoméricas condicionadas aos arranjos espaciais dos 
átomos. 
Isômeros: Constitucionais e Estereoisômeros 
 Constitucionais: possuem mesma fórmula molecular, mas estruturas dfiferentes, representando 
assim, moléculas diferentes. 
Ex.: CH3CH2CH2CH3 (butane- C4H10) e CH3CH(CH3)CH3 (2-metil-butano - C4H10) 
 CH3CH2OH (etanol - C6H6O) e CH3-O-CH3 (éter dimetílico - C6H6O) 
 
 
 
 Estereoisômeros: são isômeros com constituição idêntica (átomos ligados na mesma ordem), mas que 
diferem no arranjo espacial dos seus átomos. 
Ex.: cis-2-buteno e o trans 2-buteno; cis-1,2-dimetilcicloexano (axial-equatorial); trans-1,2-dimetilcicloexano 
(diaxial ou diequatorial) 
 Os estereoisômeros podem ser divididos em enântiômeros e diaterioisômeros. 
 Enantiômeros: são isômeros ópticos que possuem um ou mais centros quirais, sendo um a 
imagem especular da estrutura do outro, mas a imagem não é sobreponível ao seu objeto. 
 Ex.: ÁCIDO LÁTICO (ácido 2-hidroxipropanoico) 
 
Mas o que são estes centros quirais? O carbono de hibridação sp3 de um composto orgânico pode ter ligado a 
ele quatro grupos distintos (C assimétrico é chamado de carbono quiral), este arranjo vai conferir a esta 
molécula uma assimetria chamada de quiralidade, logo a molécula é quirale terá seu isômero óptico, cuja as 
propriedades físicas são idênticas, exceto a atividade óptica. 
 
Estereoisomeros do tipo enantiômeros do ácido lático 
 Os dois enantiômeros do ácido lático possuem propriedades físicas idênticas, exceto a atividade 
óptica, onde um dos enântiômeros desvia o feixe da luz plano polarizada para esquerda e o outro para direita. 
 Atividade óptica: quando um feixe de luz incide sobre uma molécula quiral, está interagirá com a 
molécula devido às esferas eletrônicas dos átomos desta molécula e a propagação eletromagnética, a qual a luz 
corresponde que será diferente para cada molécula do par de enantiômeros, já quê os campos magnéticos 
constituem um fenômeno espacial. O instrumento utilizado para se detectar essa diferença entre os 
enantiômeros se chama Polarímetro. 
 Como funciona um Polarímetro: É um aparelho que possui uma lâmpada de sódio monocromática 
(raia D, = 586 nm), um jogo de lentes (prismas) que é o polarizador, ou seja a luz é polarizada e vibra em um 
único plano, recipiente da amostra (onde a luz polarizada irá passar), um analisador fixado a um disco graduado 
mostra o lado e ângulo em graus do desvio da luz polarizada ou se não ocorreu desvio sendo o ângulo igual a 
zero.Através dessa análise pode-se determinar a rotação específica de cada enântiomero [α]. Sendo [α] uma 
constante física dos compostos quirais, pode-se encontrar referências de seus valores e também verificar a 
pureza destes compostos, já que [α] depende da concentração (c) do enântiomero. Nas tabelas a [α] esta em 
uma relação de l= 10 cm (comprimento do tubo) e a concentração da do enântiomero a 1 g.mL-1. 
 
 
 
 O analisador dará além do ângulo em graus os sinais (+) e (-), os quais informam se o desvio da luz 
plano polarizada foi de uma amostra destrógira (+), que desvia a luz plano polarizada para direita, ou levógira (-
), a qual desvia o plano da luz polarizada para esuqerda. Trata-se de uma indicação puramente física. Eles 
devem vir antes do nome do enântiômero. 
 
 Continuando com o exemplo do ácido lático é fácil aceitar a existância de duas substâncias que t~em 
como nome principal ácido lático, mas sendo uma o (+) ácido lático e o (-) ácido lático, ou ainda (d) ácido lático 
ou (l) ácido lático. 
 
 Se uma amostra de ácido lático apresentar um [α] diferente do valor tabelado, isso que dizer que há 
impurezas ou mistura dos dois enantiômeros. Se houver mistura dos enantiômeros, podemos ter dois casos: 
proporções iguais destes, neste caso [α]= 0 e a mistura é chamada de mistura racêmica ou um dos 
enantiômeros pode estar em maior proporção sendo então uma mistura com excesso enantiomérico (e.e), para 
este caso o desvio corresponderá ao enântiômero em excesso e o ângulo em graus será diferente do tabelado. 
Com estes dados pode-se calcular: 
Outro exemplo: ver Quim. Nova, Vol. 32, No. 8, 2230-2233, 2009 
 
 
Excesso enantiômérico (e.e) = Rotação Observada x 100 
 Rotação específica do enantiômero puro 
 
Sabendo-se a o excesso enantiomérico, pode-se determinar a % total de cada enantiômero na amostra analisada. 
 Em suma, os enantiômeros são diferentes entre si em propriedade óptica, logo a colocação dos sinais que 
indicam o enantiômero dextrógiro ou o levógiro é essencial para identificação dos mesmos, mas se usarmos as 
denotações (+) ácido lático ou (-) ácido lático, não saberemos qual estereoisomero cada um está relacionado em 
termos estruturais. Logo para representarmos os estereoisômero estruturalmente usa-se o sistema de Cahn-
Ingold-Prelog para diferenciar os enantiômeros. Este sistema é aplicado á configuração absoluta do carbono 
quiral. 
 Para denominar a estereoquímica do carbono quiral teêm-se que: 
1- Numere os átomos ligados ao C* prioridade para aquele com maior Z. 
2- Desenhe a estrutura de forma que o átomo de menor Z fique para trás do plano do observador. 
3- Faça uma seta ligando o átomo de maior Z ao átomo de menor Z. 
4- Quando a seta estiver no sentido horário aquele enantiômero é designado R, se o sentido for anti-horário 
o enantiômero é designado S. 
5- Quando dois átomos iguais estiverem ligados ao átomo de C, deve-se seguir a busca de uma diferença 
seguindo-se pela cadeia do grupo até encontrar um átomo com maior Z, ou se não houver, o grupo com 
maior número de carbonos tem prioridade em relação ao outro grupo alquila com menor número de 
carbonos. 
6- Ligações dupla tem prioridade em relação as simples, assim como as tríplices tem prioridade em relação 
as outras duas. 
Como a definição R e S é dada pela configuração absoluta do C*, cada enantiômero terá a sua 
estereoquímica absoluta definida. 
Através das projeções de Newman e de Fischer também é possível determinar a estereoquímica 
absoluta dos enantiômeros. 
Momento Pensar: Dê a configuração absoluta dos enantiômeros abaixo: 
H
CH
3
OH
CH
3
CH
3
H
CH
3
Br
OH
H
CH
3
CH
2
(+)-2-metil-1-butanol (+)-1-bromo-2-metilbutano (+)-3-butenol-2
 
a- Para cada enantiômero acima desenhe seu enantiômero correspondente usando as projeções de 
Newman (C2-C3) e Fischer. 
b- Desenhe os enantiômeros do R e S 1,2-dicloro-2-metilbutano. 
c- Uma amostra contendo o (R)-(-)-2-Bromobutano ([α]T= -39º) e o (S)-(+)-2-Bromobutano ([α]T= 
+39º) foi levada a análise em plorímetro, registrando uma atividade óptica [α]T= 20º. Visto isso pede-
se: 
a. Desenhe os dois enantiômeros representando a configuração absoluta do C*. 
b. Para cada enantiômero acima desenhe seu enantiômero correspondente usando as projeções 
de Newman mais estável (C2-C-3) e Fischer 
c. A amostra analisada no polarímetro representa uma mistura racêmica? Justifique 
d. Qual a pureza óptica dessa amostra? 
e. Identifique e dê a % do enantiômero em excesso na amostra analisada 
Até o momento descrevemos enantiômeros com somente um centro quiral, mas a maioria das 
moléculas orgânicas com atividade biológica apresentam mais de um centro quiral, como exemplo 
temos os carbohidratos. Moléculas com mais de um centro estereogênico vão apresentar mais 
estereoisômeros seguindo a fórmula nº de estereoisômeros= 2n, onde n= nº C* presentes na molécula. 
Como há aumento dos estereoisômeros , outras relações estereoisoméricas surgem, além dos 
pares de enantiomeros. Estas relações são os: Diaterioisomeros, Compostos Meso e Epímeros. 
O quê são Diasterioisomeros: São estereoisômeros que possuem a mesma conectividade nos 
carbonos, mas com arranjo espacial diferente e não possuem relação objeto-imagem. Um exemplo 
simples de diasterioisômeros é a relação E e Z para as duplas ligações e cicloexanos dissubstituídos. 
Para moléculas com mais de um C* os disterioisomeros é a relação entre os pares de enantiômeros. 
Exemplos de diasterioisômeros: 
 
 
 
 
 
 
Ácido 2,3-dihidroxibutanóico 
 
 
Para moléculas com mais de um centro quiral é interessante usar a projeção de Fisher para determinar a 
configuração absoluta dos centros quirais (R e S) e correlacionar os pares de enantiômeros e diasterioisômeros. 
Como exemplo será uada a estrutura da página anterior, o ácido 2,3-dihidroxibutanóico. Para passar 
para projeção de Fischer, antes escreva a molécula com uma projeção eclipsada de maior energia com os dois 
centros estereogênicos. Depois coloque a estrutura no plano do papel. Faça as mudanças, caso necessário para 
colocar o menor grupo em posição que representa a ele estar atrás do plano, esta posição é a das extremidades 
do eixo vertical. Depois segue-se a regra de Cahn-Ingol-Prelog. 
 
OHH
H
OH
CH
3
CO
2
H
, passando para Fisher -> 
CO
2
H
OH
OH
H
H
CH
3 , colocando os H para atrás do plano 
CO
2
H
OH
OH
H
H
CH
3
R
R
 
 
 Logo o primeiro estereoisômeros representado foi o ácido (2R,3R)-dihidroxibutanóico. Com isto use as 
formascavaletes eclipsadas de maior energia e de Fisher para os pares de enântiômeros e de diasterioisômeros 
restantes, como exercício de fixação. 
 Os diasterioisômeros apresentam propriedades físicas diferentes como p.f ou p.e, solubilidade diferentes 
em determinados solventes, e até mesmo um diasterioisômero ser sólido e o outro líquido, podendo assim serem 
separados. 
 Momento pensar: Desenhar os estereoisômeros (correlacionando-os) para o 3-amino-2-butanol, usando 
a projeção cavalete eclipsada de maior energia, passando para Fisher e determinando a configuração absoluta 
dos centros quirais. 
 Terminação ERITRO E TREO: Estes termos são originários dos açúcares triose e eritrose (os quais 
vocês estudaram em bioquímica), mas se aplica a qualquer molécula com mais de um centro quiral. Quando os 
grupos similares estão do mesmo lado no estereoisômero na projeção de Fisher ele é denominado Eritro, se 
estiverem de lados opostos são denominados Treo. 
 
 Momento Pensar: Desenhe os diasterioisômeros eritro e treo para o 3-amino-2-butanol. 
 Para a molécula ser quiral, esta não deve apresentar nenhum plano de simetria, mas quando a molécula 
apresenta mais de um centro quiral, a molécula pode ser aquiral. Neste caso este estereoisômero não desvia a 
luz plana polarizada e é chamado de composto meso. 
Ex.: O 2,3-dibromo-butano apresenta três estereoisômeros, e não quatro como se era esperado. Sendo uma par 
de enantiômeros e um composto meso. 
 
 
Momento Pensar: Quantos estereoisômeros possui o ácido tartárico? Mostre usando projeção cavalete mais 
energética; projeção de Fisher; configuração absoluta dos centros quirais e relações estereoisoméricas. Este par 
representado abaixo é um par de estereoisômero ou o mesmo estereoisômero do ácido tartárico? Justifique; 
 
 Outro conceito muito usado em bioquímica, mas que pode ser usado em compostos orgânicos com mais 
de dois centros quirais é de EPÍMEROS. 
 
 Epímeros são estereoisômeros que diferem somente na posição de um grupo ligado a um carbono 
quiral, sendo assim a D-manose e a D-galactose são epímeros da D-glucose e a D- manose é diasterioisômero 
da D-galactose. 
 Quiralidade dos ciclohexanos substituídos: Dos sete possíveis ciclohexanos substituídos por grupos 
iguais, temos quatro isômeros aquirais (1,1-diclorociclohexano; cis-1,3- diclorociclohexano; cis-1,4- 
diclorociclohexano e o trans- 1,4- diclorociclohexano), pois possuem simetria ou não possuem C* e três 
isômeros quirais (cis-1,2- diclorociclohexano; trans-1,2- diclorociclohexano e trans-1,3- diclorociclohexano). 
Logo compostos orgânicos cíclicos também podem ser moléculas quirais. 
Momento Pensar: Mostre os isômeros quirais e aquirais para os diclorociclohexanos substituídos, justificando 
para cada estrutura em cadeira desenhada se a molécula é quiral ou aquiral. Passe o plano de simetria quando 
houver, 
Há moléculas quirais que não apresentam carbono quiral, os exemplos são: organosilanos, já que o 
silício é tetraédrico igual ao C, moléculas com geometria trigonal piramidal com átomo central ligado a três 
grupos diferentes, compostos contendo fósforo, conhecidos como fosfinas são exemplos para este modelo assim 
como os sufóxidos. O par de elétrons não ligantes desses heteroátomos é considerado de menor prioridade para 
designação da configuração absoluta desses centros.