Quimica Organica I pdf

Prévia do material em texto

Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 1 
 
UNIVERSIDADE EDUARDO MONDLANE 
QUÍMICA ORGÂNICA I 
MANUAL DE APOIO 
 
Prof. Dr. François Munyemana e dr. Óscar Nhabanga 
23-01-2012 
 
 
 
 
Química Orgânica é a Química dos compostos de Carbono 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 2 
 
 
Tema 1: Introdução: conceitos teóricos 
da Química Orgânica 
Conceito de Química Orgânica. Origem da expressão ‘’ Química Orgânica ‘’. Datas históricas de 
Química orgânica. 
Elementos químicos organógenos, características gerais dos compostos orgânicos. Fontes de 
obtenção dos compostos orgânicos. Importância da Química orgânica. Objectivos da disciplina. 
 
O que é a Química Orgânica e porque você deve estudá-la? 
As respostas destas perguntas estão em toda parte, a sua volta. 
Todo organismo vivo é composto de substâncias da Química Orgânica: as proteínas que 
constituem os nossos cabelos, pele e músculos, o DNA que controla a nossa herança genética, os 
alimentos que consumimos, as roupas que vestimos e os medicamentos que tomamos, são todos, 
substancias orgânicas. 
Quem tiver curiosidade a respeito de vida e dos seres vivos precisa de ter noções básicas da 
Química. 
 
DESENVOLVIMENTO HISTÓRICO DA QUÍMICA ORGÂNICA 
O conhecimento dos compostos orgânicos da de há muito tempo em virtude do seu emprego na 
vida prática: 
Ø Os povos da antiguidade: 
• Sabiam fermentar o suco de uva e produzir o vinho 
• Produziam vinagre por fermentação do vinho 
• Extraíam a gordura e o azeite dos animais e vegetais 
• Utilizavam corantes extraídos de vegetais 
• Os antigos egípcios usavam compostos orgânicos (anil e alizarina) para tingir 
tecidos 
• A famosa ‘ púrpura real ‘ dos fenícios era também uma substancia orgânica obtida 
de molúsculos. Mas como Ciência, a Química Orgânica tem menos de 200 anos 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 3 
 
de idade. A maioria dos historiadores da Ciência localiza a sua origem no início 
do século XIX. 
No século XVIII, Carl Wilhelm Scheele conseguiu isolar ácido tartárico (C4H6O6) 
da uva, ácido cítrico (C6H8O7) do limão, acido láctico (C3H6O2) do leite, glicerina 
(C3H8O3) da gordura, ureia (CH4N2O) da urina, etc. 
Ø Em 1777, Bergman classificou a Química em: 
a) Química Orgânica: estudava compostos orgânicos (obtidos dos seres vivos, animais e 
plantas) 
b) Química Inorgânica (ou mineral): estudava compostos inorgânicos (obtidos no reino 
mineral, solos, subsolo, atmosfera), que provinham de fontes inanimadas. 
Ø Nessa mesma época, Antoine Laurent Lavoisier conseguiu analisar vários compostos 
orgânicos e constatou que todos continham o elemento químico carbono. 
Ø Juntamente com esta distinção orgânica - inorganica desenvolve-se a concepção de ‘ 
vitalismo’. Foi o grande químico sueco Jons Jakob Berzelius que formulou a ‘’ teoria de 
força vital’’. Teoria segundo a qual os seres vivos possuíam uma desconhecida força que 
era indispensável na síntese de compostos orgânicos. Esta ideia prevaleceu até ao início 
do século XIX, época em que se realizaram as primeiras sínteses de compostos 
conhecidos até então exclusivamente como compostos naturais. 
Ø Em 1816, Michel Chevreul descobriu que o sabão preparado através da reacção alcalina 
com a gordura animal poderia ser decomposto em diversos compostos orgânicos puros, 
que ele denominou ‘ ácidos gordos ‘. Assim, pela primeira vez, uma substancia orgânica 
(a gordura) havia sido convertida em outra (ácidos gordos e glicerina) sem a intervenção 
de uma força externa: 
gordura animal
NaOH
H2O
sabao + glicerina
 
 
sabao H3O acidos gordos 
Ø Em 1828: Friedrich Wohler efectuou a síntese da ureia a partir dum composto 
inorgânico 
NH4 NCO
calor C
O
NH2H2N (ureia)
 
Ø Em 1845: Kolbe realizou a síntese do ácido acético (a partir dos seus elementos) 
2 C + 2 H2 + O2 CH3COOH 
Começou assim a queda da teoria da força vital e rápidos progressos em síntese 
orgânica seguiram. 
Abandonou-se definitivamente a ideia de que os compostos orgânicos deveriam 
sempre se originar do reino vegetal ou do reino animal. Em consequência, 
Friedrich August Kekulé propôs em 1858, o conceito que hoje usamos, pelo qual 
a Química Orgânica é a Química dos compostos de carbono. 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 4 
 
Muito embora o carbono seja o principal elemento dos compostos orgânicos, a 
maioria deles contém também Hidrogénio, e muitos contém nitrogénio, oxigénio, 
fósforo, enxofre, cloro e outros elementos. 
O carbono distingue-se dos demais elementos da tabela periódica pela sua 
capacidade de ligar-se a si próprio de modo quase infinito para formar cadeias 
extremamente variadas, e bastam alguns elementos (com maior frequência: H, O e 
N apenas) para formar com ele centenas de milhares de moléculas. 
Certos compostos como: HCN, CO2, H2CO3, etc. não são enquadrados 
classicamente entre os compostos orgânicos: bloco intermediário entre a Química 
Orgânica e Inorgânica. 
Nem todos os compostos de carbono são originários de organismos vivos. 
Um grande número de compostos orgânicos foi produzido a partir de fontes não 
vivas. 
As sínteses orgânicas aumentaram vertiginosamente na 2a metade do século XIX: 
 
• Em 1856, o químico inglês William Perkin preparou o primeiro corante 
sintético: a mauveína; com corantes e perfumes, Perkin serviu como 
exemplo no desenvolvimento da indústria química da Inglaterra. 
• August Wilhelm Hofmann descobriu vários corantes: 
v A magenta (1858); a alizarina (1869) e o índigo (1880). Esses 
corantes serviram para a indústria têxtil e para o desenvolvimento 
da Biologia (com a coloração e estudo dos microrganismos ao 
microscópio) e para o desenvolvimento da indústria química alemã 
no final do século XIX. 
 
• Primeira metade do século XIX: grande desenvolvimento da indústria 
química orgânica nos estados unidos com a descoberta por exemplo de 
inúmeros plásticos, como o raion, o naílon, o teflon, o poliéster, etc. 
• O século XX marcou a substituição do carvão pelo petróleo como matéria-
prima para a indústria Química Orgânica. 
• Hoje em dia, ainda há certas sínteses difíceis, por exemplo, a clorofila 
(C55H72MgN4O5) existente nos vegetais, foi preparada artificialmente só 
em 1960 por R. B. Woodward (prémio Nobel em 1965) 
• Actualmente, a humanidade dispõe de: 
v Compostos orgânicos naturais: cujas fontes principais são o 
petróleo, o carvão mineral, o gás natural, produtos agrícolas, etc. 
v Compostos orgânicos sintéticos: produzidos artificialmente pelas 
indústrias químicas que fabricam desde plásticos e fibras têxteis 
até medicamentos, corantes, insecticidas, etc. 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 5 
 
 
• Desde o fim do século passado até hoje, a Química Orgânica teve uma 
evolução muito grande: por exemplo, o número de compostos orgânicos 
conhecidos (quer extraídos da natureza, quer sintetizados pelo homem) 
eram em 1880, cerca de 12 000 compostos e actualmente são cerca de 8 
000 000 compostos. 
• Com o seu desenvolvimento, a Química Orgânica acabou se subdividindo 
e dando origem a mais ramo da ciência: a Bioquímica (que estuda as 
substancias mais intimamente ligadas à vida dos vegetais e animais, como 
por exemplo, os alimentos, as vitaminas, as hormonas, os ácidos 
nucleícos, etc) 
E da Bioquímica surgiram outros ramos da ciência e tecnologia: 
A Biologia Molecular e Biotecnologia. 
 
 
 
Importância dos compostos Orgânicos 
 
As aplicações práticas da Química Orgânica são inumeráveis; a indústria 
correspondente que se estende da produção das grandes matérias-primasa 
Química fina dos medicamentos ou dos perfumes, ocupa um considerável 
espaço económico. 
Torna-se desnecessário insistir na importância que no mundo moderno 
tem: 
Ø Os combustíveis, fontes de energia calorífica e de energia mecânica 
Ø Os medicamentos de síntese (antibióticos, estimulantes ou tranquilizantes, 
contraceptivos, etc.) 
Ø As “ matérias plásticas “ e os elastómeros (borrachas sintécticas), as tintas, 
vernizes, colas e adesivos 
Ø Os têxteis sintéticos 
Ø Os corantes 
Ø Os sabões e detergentes 
Ø Os insecticidas e pesticidas 
Ø Os explosivos 
Ø Os cosméticos, os perfumes, … 
Assim, além de regular todo o funcionamento celular dos organismos vivos 
(actividade muscular e nervosa, digestão, respiração, reprodução, visão, olfacto, 
etc., …) e de permitir intervir artificialmente neste funcionamento (quimioterapia, 
controlo da natalidade), a química Orgânica encontra-se presente em toda a nossa 
vida quotidiana. 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 6 
 
O seu estudo pode ser uma tarefa fascinante. 
A distinção “ inorgânico - orgânico” pode pois parecer puramente formal, e é o 
em parte; podem, porém, surgir justificação para a sua manutenção, se se 
compararem os caracteres destes dois grupos de compostos. 
 
Compostos Inorgânicos Compostos Orgânicos 
 
Muitas vezes formados por ligações 
iónicas (ou pelo menos com acentuado 
carácter iónico) 
 
 
 
Muitas vezes electrólitos (ácidos, 
bases, sais em solução); soluções em 
água e insolúveis em solventes 
orgânicos. 
Pontos de fusão e de ebulição 
elevados, muitos são sólidos 
cristalizados (é um carácter da ligação 
iónica) 
 
 
 
Densidades variáveis; e por vezes 
grandes (metais) 
Geralmente grande estabilidade 
térmica (materiais refractários) 
 
Raramente são combustíveis 
 
As reacções inorgânicas são por vezes 
rápidas porque são reacções iónicas 
(neutralizações, precipitações), e totais 
 
Tem por vezes acentuados efeitos 
térmicos (endo ou exotérmicos). 
 
 Formados por ligações covalentes (ou 
pelo menos, com carácter covalente 
dominante); o carbono está no centro da 
classificação periódica dos elementos e 
da escala das electronegatividades. 
 
Solúveis em solventes orgânicos, 
raramente solúveis em água, e raramente 
ainda são electrólitos. 
Tem por vezes pontos de fusão e de 
ebulição relativamente baixos ( < 
4000C); muitos são líquidos a 
temperatura ordinária (e um carácter de 
ligação covalente) 
 
Maior parte das vezes, uma densidade 
próxima a unidade. 
Facilmente decompostos pelo calor 
(cozedura dos alimentos) resistem pouco 
a uma temperatura superior a 5000C. 
São quase todos combustíveis 
 
As reacções orgânicas são por vezes 
lentas e reversíveis, e portanto 
incompletas (esterificação) 
 
Tem a maior parte das vezes efeitos 
térmicos fracos. a diferença de energia 
entre o estado inicial e o estado final é 
pequena e as reacções raramente são 
unívocas. 
O peso molecular dos compostos 
orgânicos pode ser muito elevado: > 
1000 
Muitos compostos com a mesma 
fórmula: isomerismo. 
Fonte de alimento para as bactérias. 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 7 
 
ESTRUTURA DAS MOLÉCULAS ORGÂNICAS 
 
Ordem de frequência decrescente: 
 4 elementos: C, H, O, N 
Não metais: Cl, Br, I, S, P, As, … 
Metais: Na, Li, Mg, Zn, Cd, Pb, Sn, … 
 
• Fórmula molecular 
 
• Fórmulas desenvolvidas (formulas estruturais) 
 
Regra para construir fórmulas correctas: respeitar a valência de cada 
elemento. 
 C normalmente tetravalente C
H monovalente H
O bivalente O
N trivalente N 
As ligações covalentes representam-se convencionalmente por um traço 
que representa par de electrões ou dubletos compartilhados. 
 
:C:
:
:
H
H
H O:H CH
H
H
O H
 
CADEIAS CARBÓNICAS: 
 
Classificação: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 8 
 
CADEIAS ABERTAS, ALIFÁCTICAS OU ALICÍCLICAS 
quanto a 
natureza
homogenea
heterogenea
C C C C C C
C
C
C C C O C C C
1) 2)
C N
C
C
1)
2)
I.
 
quanto a 
distribuicao 
dos
carbonos
Normal (continua)
Ramificada
C C C
C C C
C
II.
 
quanto ao 
tipo 
de ligacao 
entre
os carbonos
Saturada
Insaturada
1) C C C 2) C C C C
O
1) C C
C
2)
C C C
III.
 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 9 
 
Representação das fórmulas estruturais: 
1)
H:C:O:C:H:
:
:
:H
H H
H
C O
H
H
H C H
H
H
CH3OCH3 C2H6O
 
Estrutura de pontos Fórmula estrutural Fórmula estrutural F. Molecular 
Fórmula de Lewis de traços condensada de éter metílico 
 
 
 
2)
C CH
H
H
C
H
H H
O
H
H CH3CH2CH2OH
 
 F. estrutural de traços F. estrutural condensada 
 De álcool propílico 
 
 
3)
CH
H
H
C
Cl
H
C C
H
H
H
H
H
CH3CHCH2CH3
Cl
ou CH3CHClCH2CH3
 
 Fórmula de traços F. condensadas de 2-clorobutano 
 
Representação muito simplificada das fórmulas 
Habitualmente, não se representam os carbonos constitutivos das cadeias cíclicas, nem os 
hidrogénios que transportam. 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 10 
 
Ex.: 
C
C C
H
H
HH
H
H
=
CH2
H2C CH2
representa-se por
 
Ciclopropano 
 
C
C C
C
H
H
H
HH
H
H
H
=
H2C
H2C CH2
CH2
representa-se por
ciclobutano
 
Vai se por vezes mais longe na simplificação, aplicando esta forma de proceder a todos os 
carbonos, quer se encontram numa cadeia cíclica, quer numa cadeia alifáctica. 
 
CH3CHClCH2CH3 = CH
H3C CH2
Cl
CH3
=
Cl
 
 F. de linha de ligação 
 
H2C C CH
CH3
=CH2
 
 
 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 11 
 
(CH3)2NCH2CH3 = N
CH3
H3C
CH2CH3
= N
 
Fórmulas tridimensionais: 
Visam a dar ideia sobre a disposição espacial dos átomos da molécula. 
Ex. Bromometano CH3Br 
C
H
Br
H
H C
H
H
Br
H C
Br
H
H
Hou ou etc.
 
Nesta representação, as ligações que se projectam para cima da face da folha de papel são 
indicadas por uma cunha ( ), as que estão atrás do plano do papel são indicadas por uma 
cunha tracejada ( ) 
E as que estão no plano da folha são indicadas por um traço ( ). 
 
4- Cadeias carbónicas 
Os átomos de carbono ligam-se entre si, formando cadeias como no exemplo abaixo: 
C C C C (C tem 4 valencias)
 
Classificação das cadeias carbónicas: 
As cadeias carbónicas classificam-se em : 
 
Cadeias fechadas ou cíclicas 
 
I. Alicíclicas ou não aromáticas 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 12 
 
 
natureza
Homogenea (Homociclica)
Heterogena (Heterociclica) O
I.a.
 
saturacao
Saturada
Insaturada
I.b.
 
 
 
 
II. Aromáticas 
MononuclearesII.a.
 
Polinucleares
Condensados Isolados
II.b.
II.b.1. II.b.2.
 
 
N
H
ex. de composto
heterociclico
insaturado
C
C
N
C
C
C
H
H
H
H
HH
H
H
H
H
H
Composto
 Heterociclico
 saturado 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 13 
 
Tipos de Carbono numa cadeia: 
C CH
H
H
C
C
C
C
H
H
C
H
H
C
C
H
H
HH
H
HH
H
H
H
HH
H
Primario
Secundario TerciarioQuaternario
 
 
 Funções orgânicas. Classificação e Nomenclatura dos compostos orgânicos 
Def: Função orgânica é um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes 
(denominadas, então, propriedades funcionais). 
As características estruturais que possibilitam a classificação dos compostos com base em sua 
reactividade são chamadas de grupos funcionais. 
Um grupo funcional é a parte da molécula onde ocorre a maioria das reacções químicas. É a 
parte que determina, efectivamente as propriedades químicas do composto ( e também muito 
propriedades físicas). Por exemplo, o grupo funcional de um alceno é a dupla ligação carbono-
carbono: as reacções químicas dos alcenos são principalmente as reacções químicas da dupla 
ligação carbono-carbono. 
 
RESUMO DAS PRINCIPAIS FUNÇÕES ORGÂNICA 
função Grupo funcional Exemplo simples Fórmula geral 
Hidrocarboneto Contem apenas C e H R-H 
alcano CH3 CH3 etano 
alceno 
C C
 
H2C CH2 eteno 
alcino C C C C HH
(etino) 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 14 
 
Areno 
(Hidrocarboneto 
Aromático) 
 
(benzeno) 
 
Haleto (Halo-
geneto) C
X
X: F, Cl, Br, I 
CH3CH2Cl
(cloroetano) 
R X 
álcool 
C O H
 
CH3OH (metanol) R OH 
Fenol OH-ligado ao anel 
aromático OH (fenol)
 
Ar OH 
Éter 
C O C
 
CH3OCH3 
Éter dimetílico 
R O R' 
Aldeído 
C C
O
H 
H3C C
O
H(etanal) 
R C
O
H 
Cetona 
C C
O
C
 
H3C C
O
CH3
(propanona) 
R C R'
O 
Ácido carboxílico 
C
O
O H 
H3C C
O
OH 
Ácido etanoico 
R C
O
OH 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 15 
 
Éster 
C C
O
O C
 
CH3 C
O
OCH3 
Etanoato de metilo 
R C
O
OR' 
Anidrido do ácido 
carboxílico C
O
O
C
O 
CH3C
O
O
CH3C O 
Anidrido acético 
CR
O
O
CR'
O 
Cloreto de ácido 
carboxílico 
 
C
O
Cl 
C
O
Cl
H3C
 
Cloreto de etanoílo 
C
O
Cl
R
 
Amina NH2 Primária 
 
NH
 (Secundária) 
 
N
 terciária 
CH3NH2 (metilamina) 
 
H3C NH
CH3
(dimetilamina) 
H3C N CH3
H3C
(trimetilamina) 
R NH2 
amida 
C
O
NH2 
C
O
N
H 
C
O
N
 
H3C C
O
NH2 
Etanamida 
C
R
O
NH2 
C
R
O
N
H
R'
 
C
R
O
N
R'
R'' 
Nitrilo ou Cianeto C N H3C C N 
Etanonitrilo ou 
acetonitrilo 
R C N 
Isonitrilo ou 
isocianeto N C H3C N C R N C 
Nitrocomposto 
C N
O
O 
N
O
O
H3C
 
Nitrometano 
N
O
O
R
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 16 
 
Tiol SH CH3SH 
Metanotiol 
R SH 
Tioéter ou 
Sulfeto 
C S C
 
H3C S CH3 
Dimetil sulfeto 
R S R' 
Sulfóxido 
C S C
O
:
: :
:
 
S
O
 
S
O
:
: :
:
CH3H3C 
 
Dimetilsulfóxido 
S
O
:
: :
:
R'R 
Sulfonas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ácido Sulfónico 
 
C S C
O:
O:
:
:
:
:
2
 
 
 
 
 
S OH
O
O
 
S CH3H3C
O
O
2
 
Dimetilsulfona 
 
 
 
 
 
CH3CH2SO3H 
Ácido etanosulfónico 
S RR
O
O 
 
 
 
 
 
 
 
R SO3H 
 
 
Compostos com funções múltiplas 
 Apresentam duas ou mais vezes a mesma função (duas ou mais vezes o grupo funcional). 
Ex. 
H2C CH CH CH2 dienos(alcadienos)
1,3-butadieno 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 17 
 
C
O
HO
C
O
OH
diacidos
 
 
H2C CH
OH OH
CH2
OH
triois ou trialcoois
1,2,3-propanotriol 
Compostos com funções mistas: apresentam duas ou mais funções diferentes. 
Ex. 
H3C C
O
CH2 CH2 OH cetoalcool
4-Hidroxi-2-butanona 
H3C CH2 CH
NH2
COOH amino-acido
acido 2-amino-butanoico 
Ou acido α-amino-butanóico 
 
Outros grupos de compostos orgânicos: 
 
a. Compostos organometálicos: quando apresentam um ou mais átomos de metais em suas 
(moléculas, ligadas directamente a átomos de carbono). 
Ex. 
H3C CH2 MgBr composto de Grignard (f.Geral: R-MgX) 
 
Pb
CH2CH3H3CH2C
H3CH2C CH2CH3
tetraetilchumbo
(usado como aditivo
na gasolina) 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 18 
 
b. Compostos heterocíclicos: quando apresentam ciclos ou anéis contendo átomos 
diferentes do carbono (heteroátomo). 
Ex. 
O
S N: 
 
Nomenclatura dos Compostos Orgânicos 
 
Antigamente, quando poucos compostos orgânicos puros eram conhecidos, cada 
composto novo recebia um nome escolhido pelo seu descobridor. Assim, a ureia 
(CH4N2O) é uma substância cristalina isolada a partir da urina; a morfina (C17H19NO3) é 
um analgésico cujo nome se relaciona a Morfeu, o deus grego do sonho, e o nome ácido 
barbitúrico é um agente tranquilizante cujo nome é uma homenagem de seu descobridor a 
uma amiga chamada Bárbara. 
 Com o crescimento da química orgânica no século XIX, aumentou progressivamente o 
número dos compostos conhecidos e passou a ser necessário um método sistemático para 
nomeá-los. 
O sistema de nomenclatura usado é o que foi desenvovido pela União Internacional de 
Química Pura e Aplicada, IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry). 
No sistema IUPAC, o nome de um composto químico é constituído de três (3) partes: 
Prefixo, um composto principal e um sufixo. O composto principal relaciona-se à parte 
da molécula identificada com a cadeia principal e informa o número e arranjo dos átomos 
de carbono que compõem, o sufixo identifica a função química a que a molécula 
pertence, e o prefixo fornece a localização dos grupos funcionais e de outros substituintes 
na cadeia principal. 
 
prefixo radical sufixo
onde estao os
substituintes?
quantos 
atomos?
que funcao quimica
 
 
Nomenclatura dos alcanos: 
Serve de base a todas as funções da série alifáctica. 
Nomenclatura dos compostos químicos foi regulamentada pela IUPAC. 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 19 
 
alcanos normais (lineares): Prefixo + Ano
indica o numero de C da cadeia 
 
 
No de C Prefixo nome de Composto
1 Met Metano
2 Et Etano
3 Prop Propano
4 But Butano
5 Pent Pentano
6 Hex Hexano
7 Hept Heptano
8 Oct Octano
9 Non Nonano
10 Dec Decano
20 Icos Icosano
30 Triacont Triacontano 
 
Radicais derivados dos alcanos: 
 
prefixo + il(o ou a) 
 
CH3 metil ou metila(o) 
CH3CH2 etila 
CH3CH2CH2 propil (n-propila) 
CH3CH2CH2CH2 n-butil 
CH3CH2CHCH3 sec-butil (S-butil)
 
A partir de C3 existe mais de 1 grupo derivado. 
 
CH3CH2CH3
CH3CH2CH2
CH3CHCH3
n-propil
isopropil (i-pr)
 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 20 
 
CH3CH2CH2CH3
CH3CH2CH2CH2
CH3CH2CHCH3
CH3CHCH2
CH3
H3C C
H3C
CH3
n-butil
sec-butil (sec-Bu)
isobutil
terc-butil (t-butil)
 
Nomenclatura dos alcanos ramificados: 
1. Determina-se a cadeia principal que é a mais longa existente no composto,se 
existirem várias possibilidades, escolha a mais ramificada. 
Esta cadeia determina o nome básico do alcano. 
2. Enumere os carbonos da cadeia principal, de tal modo que as ramificações fiquem em 
carbonos com os menores números possíveis. 
3. Os nomes dos radicais (ramificações) devem ser colocados obedecendo-se à ordem 
alfabética (não se leva em conta os prefixos numéricos “ di ” ou “ tri “) ou de 
complexidade crescente. Por exemplo: metil antes de etil. 
4. Cada radical (ramificação) terá um número que indica a sua posição na cadeia 
principal. 
5. No caso de haver dois, três, quatro, etc. radicais iguais ligados à cadeia principal, 
usam-se os prefixos di, tri, tetra,… diante dos nomes dos respectivos radicais. 
 
ex.
CH3CH2CH2CH2CHCH3
CH3
2-metil-hexano
6 5 4 3 2 1
 
CH3CHCH3
CH3
1 2 3
metil-propano (isobutano)
 
C CH3H3C
CH3
H3C1 2 3
2,2-dimetil-propano (neopentano)
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 21 
 
CH3CCH2CH2CHCH2CH3
CH2CH3CH3
CH3
1 2 3 4 5 6 7 5-etil-2,2-dimetil-heptano
(nao 2,2-dimetil-5-etilheptano)
ordem alfabetica 
sem levar em conta 
os prefixos 
numericos 
 
CH3 CH2 CH
CH3
CH CH
CH2CH2CH3
CH3
CH CH3
CH3
7 6 5 4 3 2 1
2,3,5trimetil-4-propil heptano
(4 substituintes)
e nao 4-sec-butil-2,3-dimetilheptano
(3 substituintes) 
 
CH3 CH2 CH2 CH
CH
CH
H3C CH3
CH3
C CH2CH3
CH2CH3
CH2CH3
8 7 6 5 4 3 2 1
 
3,3-dietil-5-isopropil-4-metil octano 
 
6. Em alguns casos particularmente complexos, um outro passo se faz necessário. 
Por vezes, ocorre que um substituinte da cadeia principal apresenta sub-ramificações: 
Ex. 
CH3 CH
CH3
CH
CH3
CH2 CH2 CH
CH2
CH2
CH2 CH2 CH3
CH
CH3
CH3
1 2 3 4 5 6
7 8 9 10
nomeado como um decano 2,3,6-trissubstituido 
Neste caso, o substituinte C6 é uma unidade com 4 átomos de carbono com uma sub-
ramificação. 
Para dar o nome do composto como um todo, é preciso primeiro dar um nome para o 
substituinte sub-ramificado. 
Nomeia-se um substituinte complexo aplicando-se os primeiros passos que descrevemos, 
como se o substituinte fosse por si só um composto. 
No exemplo, o substituinte complexo é um grupo propilo substituído: 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 22 
 
molecula CH2CHCH3
CH3
1 2 3 
 
A numeração do substituinte complexo começa no ponto de ligação com a cadeia 
principal: assim, o substituinte complexo é um grupo 2-metil-propilo. Para evitar a 
confusão, o nome deste substituinte é destacado entre parênteses no nome completo da 
molécula. 
 
Exemplos: 
 
CH3 CH
CH3
CH
CH3
CH2 CH2 CH
CH2
CH2
CH2 CH2 CH3
CH
CH3
CH3
1 2 3 4 5 6
7 8 9 10
2,3dimetil-6-(-2-metil-propil) decano 
 
CH3 CH2 CH2 CH2 CH CH
CH2
CH
CH3
CH3
CH3
CH2 CH CH3
CH3
9 8 7 6 5
4 3 2 1
2-metil-5-(1,2dimetil-propil)-nonano 
 
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3
CH2
HC
CH3H3C
CH CH3H3CH2C
14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1
8-(1-metilpropil)-6-(2-metilpropil)-tetradecano
 e nao
6-(2-metilpropil)-8-(1-metilpropil)-tetradecano 
Se duas cadeias laterais diferentes tiverem nomes formados com as mesmas letras, terá 
prioridade o que apresentar o primeiro índice diferente mais baixo. 
 A presença de vários grupos ramificados idênticos indica-se por meio de um prefixo 
multiplicativo: bis, tris, tetraquis, pentaquis, etc. 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 23 
 
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CHCHCHCH2CH2CH3
CH2CH3
CH CH2CH3H3C
CH
CH3H3CH2C
12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1
4-etil-5,6-bis(1-metilpropil) dodecano 
 
NOMENCLATURA DOS CICLOALCANOS 
 
Os nomes dos cicloalcanos substituídos seguem regras semelhantes às dos alcanos de 
cadeia aberta. 
Normalmente, bastam apenas duas regras: 
1. Verifique o número de átomos de carbono do anel e do maior substituinte. Se o 
número de átomos de carbono do anel for igual ou superior ao do maior substituinte, 
o composto é nomeado como um cicloalcano substituído com um grupo alquila. Se 
ocorrer o inverso, o composto é nomeado como um alcano substituído com um grupo 
cicloalquila. 
CH2CH2CH2CH3
3 C 4 C
CH3
metil-ciclopentano1-ciclopropil-butano 
2. Por cicloalcanos substituídos com grupos alquil, numere os substituintes do anel nos 
pontos de substituição, de forma a obter a menor soma de números: 
Ex. 
 
CH3
CH3
CH3
CH3
1
2
3
4
5
6
e nao
1
2
3
4
5
6
(soma = 1+3 )
1,3-dimetil ciclohexano
 (soma = 1+5)
1,5-dimetil ciclohexano
 
 
Quando dois ou mais grupos alquila diferentes estão presentes em posições 
equivalentes, numere-os levando em conta a ordem alfabética: 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 24 
 
 
CH3
CH2CH3
CH3
CH2CH3
1
2
3
4 5
1
2
34
5
e nao
1-etil-2-metil ciclopentano 2-etil-1-metil ciclopentano 
 
 
CH3
CH2CH3
CH3
CH2CH3
1
2
3
4 5
1
2
34
5
e nao
1-etil-2-metil ciclopentano 2-etil-1-metil ciclopentano 
 
Os halogénios são tratados exactamente como grupos alquila: 
CH3
Br
CH3
Br
 e nao
2
1 2
1
1-bromo-2-metil ciclobutano 2-bromo-1-metil ciclobutano 
 
 
NOMENCLATURA DOS ALCENOS 
 
Nomeados segundo regras semelhantes às dos alcanos, usando-se o sufixo –eno no lugar 
de -ano. 
1) Determinar o nome básico seleccionando a cadeia mais longa que contém a dupla 
ligação e mudando o final do nome do alcano, de idêntico tamanho para eno. 
2) Numerar a cadeia de modo a incluir ambos os carbonos da dupla ligação; e começar a 
numeração a partir da extremidade da cadeia mais próxima da dupla ligação. Indicar a 
localização da dupla ligação usando-se o número do primeiro átomo da dupla ligação 
como prefixo. 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 25 
 
3) Indicar a localização dos grupos substituintes pelos números dos átomos de carbono 
aos quais estão ligados. 
 
CH2 CH CH2 CH3
1 2 3 4
CH3 C
CH3
CH CH2 CH CH3
CH3
but-1-eno 2,5-dimetil hex-2-eno 
(nao 2,5-dimetil hex-4-eno)
1 2 3 4 5 6
 
 
 
 Se houver mais de uma ligação dupla, indique a posição de cada uma e use um dos 
sufixos –dieno, trieno etc. 
 
 
CH2 C
H3C
CH CH2
1 2 3 4
ex.
2-metil buta-1,3-dieno
 
 
No caso dos cicloalcenos, a numeração é feita de tal modo que a ligação dupla receba os 
números mais baixos possíveis. Não é necessário incluir no nome a posição da ligação 
dupla porque ela estará sempre entre C1 e C2. 
CH31
2
3
4
5
6
1-metil-ciclohexeno
1
2
3
4
5
6
1,4-ciclohexadieno
H3C
CH3
1
2
3
4
5
1,5-dimetilciclopenteno
CH3
H3C
1
2
3
4
5
6
3,5-dimetilciclohexeno 
 
No caso dos compostos com uma dupla ligação e um grupo álcool, o carbono ligado ao 
grupo álcool recebe o número mais baixo. 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 26 
 
 
CH3 C CH
CH3
CH CH3
OH
5 4 3 2 1
CH3
OH
1
2
3
4-metil-3-penteno-2-ol
CH2 CH
2-metil-2-ciclohexeno-1-ol
grupo vinila CH2 CH CH2: : grupo alila 
 
Reacções Orgânicas 
 
Intermediários reactivos em Química Orgânica 
 
Muitas reacções orgânicasse passam com a formação dum intermediário altamente, que 
resulta da hidrólise ou da heterólise duma ligação ao carbono. 
 
C:Z Homolise C
. + Z.
radical livre ou radical 
 
A:B A. + B. (um e- para cada fragmento) 
 
A:B A + :B (ambos os es
- para um dos fragmentos) 
 
C:Z heterolise
C + :Z
C: + Z
carbanioes
carbocatioes (ou ioes de carbonio)
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 27 
 
 
 
• Os radicais livres e os carbocatiões são espécies deficientes em electrões (um radical 
livre tem 7e- no seu nível de valência, um carbocatião tem apenas 6e-). Como 
consequência, ambas as espécies são electrófilos: em suas reacções buscam o electrão, 
o que lhes permitirá completar o octecto. 
• Os carbaniões são em geral bases fortes e nucleófilos fortes, eles procuram um protão 
ou um centro de carga positiva para neutralizar a sua carga negativa. 
• Carbenos: são compostos neutros de carbono divalente com somente seis electrões na 
camada de valência. Devido a isto, ele é muito reactivo e só pode ser gerado como 
intermediário de reacção, não podendo ser isolado. 
O carbeno mais simples é o composto denominado metileno (CH2). O metileno pode ser 
preparado pela decomposição quer do diazometano quer do ceteno: 
:CH2 N N: CH2 N N:: CH2 N N::
:
hibrido de ressonancia de diazometano com as 3 estruturas I, II e III
I II III
 
 
CH2 C O
ceteno
 
 
CH2 N N::
calor ou
luz UV
CH2 + N2
metileno 
 
:CH2 N N:
CH2 + N N::
calor ou
luz
 
 
CH2 C O
ceteno luz UV
CH2 + CO 
 
Repare-se no facto de os dois compostos de partida e os dois outros resultantes alem do 
CH2, nitrogénio e monóxido de carbono serem pares de moléculas isoelectrónicas , isto 
é, moléculas que contém o mesmo número de electrões de valência). 
Os estudos espectroscópicos revelam que o metileno se podia encontrar em duas 
formas diferentes (diferentes estados de spine), conhecidos geralmente pelas suas 
designações espectroscópicas: singleto, metileno em que os electrões não 
compartilhados estão emparelhados: 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 28 
 
CH2. . H:C:H
.
.
 
Os electrões não compartilhados estão desirmanados: um biradical. 
Como consequência da diferença de configuração electrónica, as duas moléculas 
diferem na forma e nas propriedades químicas. O metileno em singleto é a forma menos 
estável, sendo frequentemente a que é primeiro gerada no início da fotólise. 
As propriedades químicas que realmente se observam dependem da forma do metileno 
que participa na reacção, e esta por sua vez, depende das condições experimentais. Na 
fase líquida, o metileno-singleto, formando-se primeiramente, reage de imediato com 
moléculas de solvente, muito abundantes, antes de perder energia. 
Em fase gasosa, especialmente em presença de um gás inertecomo o nitrogénio ou o 
árgon, o metileno singleto perde energia através de colisões e transforma-se num 
metileno-tripleto, é este que então reage. 
Um exemplo de reacção importante do metileno e de outros carbenos: adição à ligação 
dupla carbono-carbono (este caso particular de adição, em que se forma um anel, 
chama-se cicloadição). 
Por exemplo: 
CH3 CH CH CH3 + CH2N2 CH3 CH CH CH3
H2
C
+ N2
1,2-dimetil ciclopropano
luz
 
:CH2 + C C C C
C
H2
C
H2C C
(metileno-singleto: adicao electro-
filica estereoselectiva)
 
CH2. . + C C C C
CH2
.
.
C
H2C C
(metileno-tripleto: adicao 
radicalar nao 
estereoespecifica)
 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 29 
 
Radicalar-catião: 
 
Quando um electrão de alta energia atinge uma molécula orgânica, ele arranca um 
electrão de valência da molécula, produzindo um catião-radical porque a molécula 
perde um electrão e adquire carga positiva; radical porque a molécula agora tem um 
número ímpar de electrões. 
RH
e-
RH + e
-
catiao-radicalmolecula organica 
 
CH4
e-
H:C:H
:H
H
.
m/z=16
CH3 + H
m/z=15
CH2 + 2 H
(iao molecular,M )
m/z= 14 
 
O bombardeio de electrões transfere uma quantidade tão grande de energia às 
moléculas que a maioria de catiões-radicais se fragmenta após a sua formação. 
(aplicação: espectrometria de massa) 
 
Efeitos electrónicos nas moléculas Orgânicas 
1. Efeito Indutivo 
Numa molécula existem grupos que podem atrair electrões, criando com isto, pólos: 
polarização. 
Este efeito é chamado efeito Indutivo negativo (-I) ou efeito indutivo atractivo. 
 
ex.
H3C Cl
s-s+
 
 
Entretanto. Existem também grupos que empurram electrões e com isto, a 
polarização é contrária à do caso anterior. A este efeito chamamos efeito Indutivo 
positivo (+I) ou efeito Indutivo repulsivo (doador de electrões). 
 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 30 
 
ex.
CH
H
Cl
C
O
H
o Cl atrai os electroes
efeito indutivo -I
CH3 C
O
H
CH3 empurra electroes
efeito indutivo +I
 
 
Radicais que apresentam -I: 
 
X= F, Cl, Br, I; -NO2; -SO3H; -C6H5; -OH; H2C=CH-; etc. 
 
Ordem decrescente: F>Cl>Br>I> -OR> -NH2 
 
 
Radicais que apresentam +I 
-CH3; -C2H5; -C3H7; etc. 
Ordem decrescente: 
--NR>-O- > -CR3> -CHR2 > -CH2R > -CH3 
 Quanto maior o número de C no radical, maior o efeito +I. 
 
O efeito +I aumenta 
-CH3< -CH2CH3 < -CH2CH2CH3 
 
 
Aplicações: 
Estabilidade de intermediários de reacções: estabilidade de carbocatiões. 
 
CR
R''
R'
CR
H
R'
C
H
H
R
terciario secundario primario 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 31 
 
Acidez:
ex 1. CH
H
H
C
O
OH
CH
H
Cl
C
O
OH
CH
H
Cl
C
O
O
acido acetico ac. cloroacetico
(acido mais forte)
(-I)
H
o H fica solto
 
 
O cloro induz uma modificação na hidroxila, puxando o par electrónico, o que torna mais fácil a saída de 
H. 
ex. 2.
CH3CH2 C
O
OH
comparacao de acidez
CH3 C
O
OH
C
O
OH
H
 
Quanto maior o efeito +I, menor a acidez. 
O efeito +I tende a diminuir a acidez, visto que o Hidrogénio ácido fica preso. 
CH3 CH2 C
O
O H este H fica mais '' preso ''(+I) 
Resumo: R C
O
OH
: a - R exerce -I, acidez aumenta
b - R exerce +I, acidez diminui
 
 
Efeito mesómero ou mesomérico (efeito M) 
Antes de explicar o efeito mesómero é necessário explicar um outro fenómeno importantíssimo 
denominado: Ressonância. 
Ressonância é a movimentação do par electrónico π de uma ligação dupla ou tripla. 
Ex. Ressonância no anel benzénico: 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 32 
 
 
Para passar duma estrutura a outra, há apenas deslocamentos das duplas ligações, ou melhor, das 
ligações π formadoras das duplas ligações, uma vez que as ligações σ ficaram firmemente presas entre 
os átomos do carbono. 
NOTA: Não confundir uma flecha dupla: que indica o fenómeno de ressonância; e as duas 
flechas : que indicam uma reacção reversível. 
 
Cada uma das estruturas anteriores é denominada forma canónica de ressonância. 
 A molécula de benzeno não é representada correctamente por nenhuma das duas formas canónicas 
descritas acima; na verdade, a molécula fica num estado intermediário entre as duas formas canónicas, 
e esse é denominado híbrido de ressonância: nesta representação, as duplas ligações deslocalizadas, 
isto é, estão distribuídas por todo anel. 
Às vezes, a ressonância envolve a participação de pares electrónicos livres, como existem, por exemplo, 
no oxigénio, no nitrogénio. 
CH2 CH NH2
:
H2C CH NH2
:
 
 
Efeito mesómero (efeito M) é a atracção ou repulsão dos electrões π das ligações duplas ou triplas. 
Este efeito é uma simples consequência do fenómeno de ressonância. Ele divide-se em:Efeito mesómero Negativo (-M): 
Quando o radical puxa o par electrónico da cadeia carbónica para si. 
ex.
CH2 CH C
O
H
H2C CH C
O
H
:
 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 33 
 
C
O
H
o grupo tem um efeito -M, pois esta retirando electroes ou 
diminuindo a densidade electronica do grupo.
 
CH2 CH 
Grupos com efeito –M: 
C O , C
O
OH
, C
O
OR
,
R C
O
,
C N , NO2
carbonila carboxila ester acila
ciano nitro
 
 
Efeito mesómero positivo (+ M): 
Quando o radical empurra o par electrónico para a cadeia carbónica. 
CH2 CH NH2 H2C CH NH2
(A) (B)
: :
ex.
 
-NH2 tem efeito +M, pois está fornecendo electrões ou aumentando a densidade electrónica do: 
CH2 CH 
Amino: NH2 ou NHR ou NR2
hidroxi: OH
alcoxi: OR
halogenios: F, Cl, Br, I
ex.
 
Efeitos estéricos (1): ou impedimento espacial 
Certos radicais orgânicos não reagem (ou então reagem muito lentamente) em condições nas quais 
deveriam reagir simplesmente por estarem bloqueados por radicais volumosos em sua vizinhança. Por 
exemplo, na vizinhança quando os radicais R1 e R2 são muito grandes, eles impedem ou dificultam as 
reacções do grupo carboxilo. ( COOH .) 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 34 
 
R1
COOH
R2 
 
Quando a aproximação dos reagentes é dificultada pela presença de substituintes 
volumosos, é necessária uma energia de activacao mais elevada para vencer esta 
influencia. Além disso, a entropia de activação ΔS# torna-se mais negativa quando 
há impedimento estereoquímico. 
 
Classificação das reaccoes Orgânicas. 
 
Podem classificar-se segundo diversos critérios: 
a) Classificação muito geral baseado-se no facto de haver nas reacções químicas 
um reagrupamento de electrões. 
Conforme o tipo de reagrupamento, distingue-se as reaccoes: 
 
- Cedência de electrões: 
ex.
R3N: + M
3+ R3N. + M
2+
 
 
Neste grupo estão incluídas as reaccoes de oxidacao e de reducao para além das 
reaccoes com a cedência de um electrão e também possível a cedência de 2 
electrões. 
Reagrupamento de ligações: 
 
• Reacções homolíticas (radicalares) 
Nestes casos as ligações ou são cindidas “ simetricamente ” e formam 
radicais ou são formadas a partir de radicais: 
v Cisão homolitica de moléculas ou combinacao de radicais para a 
formacao de uma ligacao. P.ex.: 
 
Cl Cl Cl
. Cl.+ 
v Permuta homolítica (radicalar). P.ex.: 
 
Cl. + H R H Cl + R
.
 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 35 
 
 
• Reacções heteroliticas (polares, ionicas) 
Neste caso, as ligacoes são cindidas ou formadas assimetricamente 
mantendo-se o par de electroes da ligacao: 
v Cisão heterolítica de moléculas ou combinação de reagentes 
electrófilos com reagentes nucleófilos: 
R Cl R + Cl 
 
v Permuta heterolítica (iónica) 
R Cl R + Cl+I I 
 
BI + H A B H + IA
(BI = base)
 
na formação heterolítica de uma ligação, um dos reagentes 
funciona como dador de par de electrões (base de Lewis, 
nucleófilo) e o outro como aceitador de electrões (ácido de 
Lewis, electrófilo). 
Na cisão heterolítica de ligacoes , o grupo rejeitado que leva 
consigo o par de electrões, é designado nucleófugo e o outro é 
designado por electrófugo. 
 
• reações concertadas com vários centros 
 
Neste caso formam-se e quebram-se simultaneamente (de 
forma concerrtada, síncrona) várias ligações atrav’es de um 
estado de transição cíclico, em que não se formam iões nem 
radicais. 
A este tipo de reaccoes pertencem as reaccoes de DIELS-ALDER 
e a transposição de COPE. 
 
+ ...... . ..
..
. . ...
. .
.
 
b) uma outra classificacao para uma reaccao baseia-se nas modificacoes 
estruturais que ocorrem no substrato: 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 36 
 
- Reacções de substituição, por exemplo: 
 
Ar H + HNO 3 Ar NO2 + H2O 
 
-Reacções de adição, p.ex: 
 
 
 
H2C CH2 + Br2 H2CBr CH2Br 
 
-Reacções de eliminacao, p.ex. 
CH3CH2OH H2C CH2 + H2O 
 
-Reacções de transposição e isomerização, p. ex. 
 
N OH
N
H
O
 
 
Estas noções podem reunir-se às da classificação apresentada em a), indicando 
se: se trata de uma adição homolítica, heterolitica ou de uma adicao 
englobando vários centros. 
c) Numa classificação sob ponto de vista da cinética molecular são indicadas 
quantas moléculas que modificam as suas ligacoes no passo determinante da 
velocidade da reaccao (molecularidade de uma reaccao). Assim se distinguem: 
-reaccoes monomoleculares 
-reaccoes bimoleculares 
-reaccoes trimoleculares 
 
 Mecanismos das reacções orgânicas: 
 Chama-se mecanismo da reaccao a descricao completa de como uma reaccao 
ocorre: a explicacao das várias etapas que ocorrem do início até o final da 
reacção. 
Ex. 
 
CH2 CH2 + HBr CH3 CH2Br 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 37 
 
Na verdade, ocorre em três etapas: 
(1) HBr H + Br 
 
 
(2) H CH2 CH2+
CH3 CH2
 
 
(3) CH3 CH2 Br+ CH3 CH2Br
CH2 CH2 + HBr CH3 CH2BrSoma: 
 
Ex.2. 
 
CH3C
CH3
CH3
OH + O HH
H
:
+ Cl
H2O
CH3C
CH3
CH3
Cl + 2 H2O
 
 
(Dissolução do álcool tert-butílico numa solução aquosa concentrada de ácido clorídrico levando à 
formação do cloreto de tert-butilo: reacção de substituição). 
 
Mecanismo: 
 
CH3C
CH3
CH3
OH + O HH
H
::
: CH3C
CH3
CH3
O:
H
H + H2O(1)
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 38 
 
(2)
CH3C
CH3
CH3
O:
H
H CH3C
CH3
CH3
+ H2O
 
(2)
CH3C
CH3
CH3
O:
H
H CH3C
CH3
CH3
+ H2O
 
CH3C
CH3
CH3
(3) + Cl CH3C
CH3
CH3
Cl
cloreto de ter-butilo 
 
O estudo do mecanismo, ou seja, do andamento da reacção é muito importante, visto que permite 
entender melhor a reação global, visualizando suas etapas mais fáceis e mais difíceis. Pelo mecanismo, 
entendemos por exemplo, porque certas reaccoes orgânicas desviam-se do seu curso, dando 
subprodutos. 
O estudo dos mecanismos da reacção, leva-se muito em conta a cinética e os valores termoquímicos de 
cada etapa; leva-se também em conta a variação energética do andamento de cada etapa da reacção. 
 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO DO CARBONO NOS COMPOSTOS ORGÂNICOS (NOX) 
Lembremos que: 
a) Os números de oxidação (valências) usuais dos elementos químicos que aparecem com mais 
frequência nos compostos orgânicos são: 
 
H : +1; halogénios (F, Cl, Br, I): -1; O: -2 e S: -2; N e P: -3 
b) A soma dos números de oxidação de todos os átomos num composto, é igual a zero. 
Ex. de cálculos onde X representa o NOX de Carbono. 
No CH4 : X + 4(+1) = 0, x= -4 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 39 
 
C2H6: 2X+6(+1)= 0, X=-3 
C2H2: 2X + 2(+1)=0, X=-1 
CH2Cl2: X+2(+1) +2(-1)=0, X=0 
CHCl3: X+ (+1) +3(-1)=0, X=+2 
CCl4: X+ 4(-1)=0, X=+4 
X varia de -4 a +4: mostrando que o carbono comporta-se como elemento electronegativo e como 
elemento electropositivo. Este tipo de cálculo permite determinar o NOX global do carbono no 
composto; para conhecer o NOX de um determinado átomo de carbono, isoladamente dentro de uma 
cadeia carbónica, atribui-se os seguintes valores a cada uma das quatro ligações que partem do átomo 
do carbono considerado. 
0: às ligações com outros átomos de carbono (pois na valência C-C, o par electrónico é repartido por 
igual) 
-1: às ligações com o H (pois o NOX de H =+1) 
+1: a cada ligação com elementos eletronegativos (halogénios; oxigénio, enxofre, nitrogénio, fósforo, 
etc), pois são elementos mais eletronegativos que o carbono. 
 
CH
H
H
C C
H
H
H
H
H
-3-2
-3
C C
H
H
H
OH
H
H
-3
-1
C C
H
H
H
Cl
H
H
-3
-1
 
CH
H
H
C
O
H
+1
-3
CH3 C CH3
O
+2
CH3 C
O
OH
+3
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 40 
 
CH3 C CH3
OH
H0
CO2
+4
 
 
Carga Formal: 
CH
H
H
N
O
O: :
::
:
carga formal positiva
carga formal negativa
Nitrometano 
Para expressar os cálculos de uma maneira geral, podemos dizer que a carga formal de um átomo é 
igual ao número de electrões de valência em um átomo neutro e isolado, menos o número de electrões 
do átomo na molécula considerada: 
 
Carga formal= n0 de electrões de valência do átomo livre – n0 de electrões de valência do átomo na 
ligação. 
 
 = n0 de electrões de valência – metade dos electrões de ligação – n0 electrões não envolvidos em 
ligação. 
 
CH3NO2 = C: :
:
: N
::
:
H
H
H O
O: :
:: : 
Para o Nitrogénio: 
Electrões de valência do nitrogénio= 5, electrões de ligação do nitrogénio = 8, electrões do nitrogénio 
não envolvidos em ligação = 0 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 41 
 
CARGA FORMAL= 5 -8/2 – 0 = +1 
Para o oxigénio em ligação simples do nitro-metano: 
Electrões de valência do oxigénio = 6 
Electrões de ligação do oxigénio = 2 
Electrões do oxigénio não envolvidos em ligação = 6 
Carga formal = 6-2/2 – 6 = -1 
Resumo das cargas formais de átomos 
 
atomo
estrutura
Nr. de ligacoes
pares isolados
Carga formal
C
CC C
:
3 4 3
0 0 1
+1 0 -1
N
N N N
:: :
:
O
O O
:
: O:
:
:
4 3 2 3 2 1
0
+1
1
0
2
-1
1
+1
2
0
3
-1
 
 
Ácidos e Bases: 
Def.de Bronsted-Lowry: ácido é toda a substância que cede protões. 
 Base é toda a substância que recebe protões. 
 
H2SO4 + H2O H3O + HSO4
ac. mais
 forte
base mais
forte
ac. mais
fraco
base mais
fraca
 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 42 
 
HCl + NH3 NH4 + Cl
ac. mais
forte
base mais
forte
ac. mais
fraco
base mais
fraca 
A molécula ou ião que se forma quando um ácido perde o seu protão é a base conjugada do ácido: Cl- é 
base conjugada de HCl. A molécula ou ião que se forma quando uma base recebe um protão, é o ácido 
conjugado da base: 
H3O+ é o acido conjugado da água. 
+ OH H2O +
ac. mais
 forte
base mais
forte
ac. mais
fraco
base mais
fraca
H3O H2O
 
 
NH4 ++ OH H2O +
base mais
forte
ac. mais
fraco
base mais
fraca
NH3
ac. mais
forte 
 
Forcas do acido:
H2SO4
HCl
H3O NH4 H2O
 
Forca da base:
HSO4
Cl
H2O NH3 OH
ordem oposta 
 
Os ácidos diferem entre si quanto à doação de protões. Ácidos mais fortes como HCl reagem quase que 
completamente com a água, ao passo que ácidos mais fracos, como o ácido acético (CH3COOH) reagem 
apenas parcialmente. A força de um dado ácido em solução aquosa é definida pela expressão 
padronizada para a constante de equilíbrio, Keq: 
HA + H2O A + H3O 
 
 
Keq=
H3O A
H2O HA 
Ka = Keq H2O
H3O A
HA
=
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 43 
 
Ka – constante de acidez, pKa = - logKa 
 
Forças relativas de alguns ácidos comuns e suas bases conjugadas 
acido mais
fraco
CH3CH2OH
H2O
HCN
CH3COOH
HF
HNO3
HCl
acido mais
forte
Acido pka
16
15.74
9.31
4.76
3.45
-1.3
-7.0
CH3CH2O
OH
CN
CH3COO
F
Cl
NO3
base 
conjugada
base mais 
forte
base mais 
fraca
 
Def. de Lewis: ácido é todo o aceitador de um par de electrões e base é todo o doador de um par de 
electrões. 
Cl H
ss
+ O
H
H
:
: O HH
H
:
+ Cl
ac. de Lewis base de Lewis 
B
FF
F
+ O CH3
CH3
:
:
B OF
F
F
CH3
CH3
:
ac. de Lewis Base de Lewis 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 44 
 
Al
Cl
ClCl
+ N CH3
CH3
CH3
: Al N
Cl
Cl
Cl
CH3
CH3
CH3 
 
 EXEMPLO DE ÁCIDOS DE LEWIS 
H2O HCl HBr H2SO4
C
O
OH
H3C
OH
CH3CH2OH
alguns catioes: Li , Mg2+, Br
+
alguns compostos metalicos:
AlCl3 , BF3 , TiCl4 , FeCl3 , ZnCl2
HNO3
Alguns doadores neutros de protoes:
 
 
BASES DE LEWIS 
Algumas bases de Lewis: 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 45 
 
CH3CH2OH
:
:
alcool
CH3OCH3
:
:
eter
CH3C
O
H
CH3 C CH3
O
aldeido cetona
:
: : :
CH3 C
O
Cl
cloreto de acido
CH3 C
O
OH
: :
: :
:
:
ac. carboxilico
CH3C
O
OCH3
: :
:
:
ester
CH3CNH2
O
amida
: :
: N CH3H3C
H3C
:
amina
CH3SCH3
:
:
sulfeto
 
 
 Relação estrutura e acidez: a capacidade do átomo para reter o par de electrões parece depender de 
diversos factores, entre quais se incluem: 
a) Electronegatividade 
b) O tamanho 
Assim em determinada fila do quadro periódico, a acidez aumenta à medida que cresce a 
electronegatividade: check it 
Acidez: H CH3
H
H NH2 H OH
HF H SH HCl
basicidade : CH3 NH2
OH F SH
Cl
 
Numa determinada coluna, a acidez aumenta com o tamanho: check it 
HF HCl
HBr HI HOH
H SH H SeH
Ac:
 
basicidade: F BrCl I OH SH SeH
 
 
Efeito de hibridação: 
Acidez relativa dos hidrocarbonetos: 
 HC CH H2C CH2 CH3 CH3> > 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 46 
 
Basicidade relativa dos cacrbaniões: 
HC C CH2 CH CH3 CH2: : : 
 
Efeitos indutivos (efeitos electrónicos) 
 
ESTADO DE TRANSIÇÃO 
 
O estado de transição é a estrutura intermediária cujo teor energético corresponde ao cume da 
montanha nos diagramas de energia. Assim como ΔH é a diferença de teor energético (entalpia) 
entre reagentes e produtos, assim, Eact (energia de activação) é a diferença de teor energético 
entre os reagentes e o estado de transição. 
 
 
 
Variações de energia potencial na passagem das moléculas dos reagentes às dos produtos: 
estado de transição no topo da bossa de energia. 
C HH
H
H
+ X
. CH
H
H
H X
estado de transicao
CH
H
H
. + HX
produtos
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 47 
 
C H + X
. C H X C . + H X
reagente tetraedrico estado de transicao em via 
de ser trigonal
produto(resultante) 
trigonal
 
 
7. Ligações Químicas 
Ligação iónica (ou electrovalente): formada pela transferência de um ou mais electrões de 
um átomo para outro, a fim de criarem-se iões. 
Uma fonte destes iões é uma reacção entre átomos de electronegatividade muito diferente. 
A electronegatividade mede a capacidade de um átomo atrair electrões. Na classificação 
periódica, a electronegatividade cresce quando se avança numa fila da esquerda para a 
direita: Li Be B C N O F e diminui quando se desce por uma coluna vertical. 
F
Cl
Br
I
electronegatividade 
desce
 
 
Exemplo de formação de uma ligação iónica é a reacção entre átomos de lítio e os de flúor: 
 
Li +. F. F:Li +
-
+
 
Li : metal típico: tem electronegatividade muito baixa 
F: não metal e é o mais electronegativo entre todos os elementos . 
LiF cristalino. As substancias iónicas, em virtude das forças electrostáticas internas muito 
fortes, são em geral, sólidos com ponto de fusão elevado, muitas vezes acima de 10000C. 
nos solventes polares, como a água, os iões são solvatados e as soluções resultantes são em 
geral, condutoras de corrente eléctrica. 
Ligações covalentes: se formam quando os átomos compartilham electrões. 
Quando dois ou mais átomos que tenham electronegatividades iguais, ou semelhantes, 
reagem, não ocorre transferência completa de elctroes, mas os átomos atingem a 
configuracao de gás nobre (cfr. Regrado octeto) pelo compartilhamento de electrões. 
Formam-se ligações covalentes entre os átomos e o produto é uma molécula. 
Ex. 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 48 
 
H2 H
. + H. H:H ou H H
Cl2 Cl:
:
: :. Cl:
:
: .+ Cl:
:
: Cl:
:
: ou Cl Cl
CH4 C + 4 H
. :C::
:
HH
H
H
ou C HH
H
H
 
São estruturas de Lewis aquela que mostram somente os electrões de camada de valência. 
Em certos casos, formam-se ligações covalentes múltiplas: 
Ex. 
:N::N:
:
ou N N:: 
 
Até iões podem ter ligações covalentes. 
NH4
:N::
:
H
H
H
H ou N H
H
H
H
 
 
Ligações covalentes polares: 
 
Quando dois átomos de electronegatividades diferentes formam uma ligação covalente, os 
electrões não são igualmente partilhados entre eles. O átomo que tiver maior 
electronegatividade atrai o par de elctroes e se forma uma ligacao covalente polar. 
Ex. HCl 
O átomo de Cl com a sua maior electronegatividade atrai para perto de si os electrões 
ligantes: o átomo de H então fica um tanto deficiente de elctroes e adquire uma carga + 
parcial δ+. O átomo de Cl fica com um excesso de electrões e adquire uma carga negativa 
parcial δ-. H δ+Cl δ-. 
Assim, a molécula de HCl tem uma extremidade parcialmente positiva e uma extremidade 
parcialmente negativa e é por isso, um dípolo e tem um momento de dípolo: μ 
+ _
dipolo electrico 
: μ= e*d 
Onde: μ momento de dípolo 
e- carga (uec: unidades electrostáticas) 
d- distância em cm. 
A unidade mais utilizada é o debye: D 
D=3.33*10-30Cm (coulomb-metro) 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 49 
 
O dípolo representa-se pelo símbolo: , com a seta dirigida da carga 
positiva para a negativa. 
 
 
H Cl
 
Moléculas polares e apolares: uma molécula será polar se o centro de carga negativa não 
coincidir com o centro de carga positiva. 
 
 
 
CH3Cl
C
H
H
H
Cl::
:
μ=1.87D 
 
 
C
Cl::
:
Cl::
:
C
Cl
Cl
Cl
Cl::
: centro de cargas positivas
:
:
:
:
:
:
: :
:
CCl4
 μ=0 
 
CCl4 tem ligações polares mas não tem momento de dipolo. 
 
O
H H
s s
s
H
H
:
:
momento 
dipolar 
resultante
μ=185D 
 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 50 
 
N
H
HH
s-
s+
s+
s+
 
N
H
H
H
: momento de 
dipolo
resultante
μ=1.47D 
 
 
Polaridade dos grupos comuns em Química Orgânica 
Muito polar Polar Pouco Polar Não polar 
COO O H C Cl
 
CH3 
O COOH C Br
 
CH2CH3 
NH3 
NH2 
C H
 
 
 C O
 
 
 
 
Momentos Dipolares de algumas ligações Químicas 
Ligação Momento dipolar (Debye, 
D) 
Descrição da ligação 
H F 1.91 Muito polar 
H Cl 1.08 Polar 
H Br 0.08 Polar 
H O 1.5 Polar 
H N 1.3 Polar 
C Cl 0.5 Pouco Polar 
C Br 0.4 Pouco Polar 
C O 0.7 Pouco Polar 
C N 0.2 Não polar 
 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 51 
 
Electronegatividade de alguns elementos 
Elemento electronegatividade Elemento electronegatividade 
Li 1.0 C 2.5 
Na 0.9 Pb 1.9 
K 0.8 N 3.0 
Cr 1.6 P 2.1 
Fe 1.8 O 3.5 
Cu 1.9 S 2.5 
Ag 1.9 F 4.0 
Au 2.4 Cl 3.0 
Zn 1.6 Br 2.8 
Cd 1.7 I 2.5 
 H 2.1 
C HH
H
H
 
C HH
Cl
H 
 Não polar Pouco polar 
C H
H
H
H
 
 DDT 
C
H
C ClCl
Cl
Cl Cl
s
s s
ss
 
 
 Não polar 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 52 
 
 
 
 
Ácido -2,4- diclorofenilacético 
Cl
Cl
CH2
C
O O
H
s
s s
s
s
s
 
 Polar 
 
 
s
H3C Cl
s
+ Na + OH ? 
s
CH3 da primeira molécula deverá reagir com o ião negativo OH da segunda substância: 
CH3Cl + NaOH CH3OH
+ NaCl
 
Pode também se prever que a reacção entre duas substâncias apolares será difícil e lenta: 
CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl 
Exige temperaturas elevadas (5000C) ou o auxílio de luz ultra violeta. 
 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 53 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
Em consequência da maior ou menor polaridade das moléculas, surgem as chamadas forças 
intermoleculares, que são forças de atracção entre as moléculas. 
São fracas entre moléculas apolares e fortes entre moléculas polares. 
As principais forças intermoleculares são: 
Ø Interações dipolo-dipolo 
Ø Forças de Van der Waals 
Ø Ligações de Hidrogénio 
 
Forças dípolo-dípolo: quando uma substancia é polar, suas moléculas se comportam como 
dípolos eléctricos. 
Há então atracção mútua entre a extremidade positiva de uma molécula e a extremidade 
negativa de outra molécula. 
Por ex, no HCl, o Hidrogénio relativamente positivo, de uma molécula é atraído pelo cloro, 
relativamente negativo de outra molécula. 
 
 
 
Forças de Van der Waals: são forças fracas que atraem entre si as moléculas apolares. Elas são, 
em geral, dez vezes mais fracas que as forças dipolo-dipolo e resultam da indução eléctrica que 
as electrosferas dos átomos de uma molécula exercem sobre as outras moléculas. 
 
 
Pontes de Hidrogénio: são atracções fortes aparecem entre o átomo de Hidrogénio e átomos 
fortemente electronegativos, especialmente F, O e N. 
 
H F H F 
 
 
OH
H
H O
H 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 54 
 
N
H
H
H
H N
H
H 
N
H
H
H H O
H 
 
CH3CH2OH CH2CH3O
H 
 
Natureza física da ligação covalente 
 
Órbitais atómicas: chama-se orbital, a região do espaço onde com maior probabilidade, se pode 
encontrar o electrão. Existem diferentes tipos de orbitais, com diferentes tamanhos e formas, 
dispostas à volta do núcleo de modo bem determinado. 
O tipo de orbital ocupada por determinado electrão depende da energia desse electrão. 
As formas das orbitais e a sua posição relativa são factores responsáveis pelo arranjo espacial 
dos átomos na molécula e em parte pelo comportamento químico que ela apresenta. 
 
Algumas formas de orbitais atómicas: 
A orbital correspondente ao nível de energia mais baixo denomina-se orbital 1S: é uma esfera 
com o centro no núcleo do átomo. 
S
1S 2S 
 
No nível de energia imediatamente superior, temos a orbital 2s. 
É também uma esfera centrada no núcleo atómico, naturalmente é maior que a orbital 1s, tem 
maior energia (menor estabilidade). 
Seguidamente, existem três orbitais de igual energia denominadas orbitais 2p. cada uma tem a 
forma de um haltere com os lobos a igual distância do núcleo do átomo. 
Os eixos destas 3 orbitais (eixos dos halteres) são perpendiculares entre si e cruzam-se sobre o 
núcleo: 2px , 2py , 2pz . 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 55 
 
 
Z
Y
X
pz
 
Z
Y
X
px
 
py
Y
Z
X
 
 
Configuração electrónica: o modo como os electrões se distribuem no átomo ou seja a 
configuração electrónica do átomo, obedece, a um certo número de “regras”. 
1) O princípio da construção: as orbitais são ocupadas de modo que as de energia mais baixa 
sejam preenchidas em primeiro lugar. 
2) O princípio de exclusão de Pauli: em cada orbital pode ser colocado o máximo de dois 
electrões, e mesmo quando haver dois, eles devem ter spins opostos ( ): electrões 
emparelhados. 
3) Regra de Hund: quando se tem orbitais de mesma energia (orbitaisdegeneradas) como as 
orbitais p, coloca-se um electrão em cada uma delas, com os respectivos spins não 
emparelhados, até que cada orbital degenerada tenha um electrão , depois começa-se a 
juntar um electrão a cada orbital degenerada, porém com os spins emparelhados. 
 
C
12
6
1s
2s
2p
 
F
19
9
1s
2s
2p
 
O168
1s
2s
2p
 
 
 
Orbitais moleculares 
Quando as orbitais atómicas se sobrepõem, combinam-se para formar orbitais moleculares 
(OM). As orbitais moleculares correspondem a regiões do espaço que envolve dois ou mais 
núcleos e onde se podem encontrar electrões. Como as orbitais atómicas, as orbitais 
moleculares podem conter até dois electrões, se os spins estiverem emparelhados. 
Quando orbitais atómicas de mesmos sinais de fase interagem, combinam-se para formar 
uma orbital molecular ligante. 
() ()
orbital molecular liganteY1s Y1s
Ymolec. ligante
 
YA YB = Y 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 56 
 
A densidade de probabilidade electrónica de uma orbital molecular ligante é grande na 
região do espaço entre os dois núcleos, onde os electrões negativos mantêm reunidos os 
núcleos positivos. 
Forma-se uma orbital molecular antiligante quando há sobreposição de orbitais atómicas 
com os sinais de fase opostos: 
()
Y1s Y1s
Ymolec. antiigante(-)
Y = YA - YB 
 
Uma orbital antiligante tem energia mais elevada que a de uma orbital ligante. A densidade 
de probabilidade electrónica na região entre os núcleos é pequena e nesta região há um 
nodo (-) região onde Y=0. Assim, os electrões numa orbital antiligante não ajudam a manter 
os núcleos reunidos. As repulsões internucleares tendem a fazer um afastar-se do outro. 
• A energia dos electrões numa orbitalmolecular ligante é menor que a 
energia dos electrões nas respectivas orbitais atómicas separadas. A 
energia dos electrões nas respectivas orbitais atómicas separadas. 
• O número de orbitais moleculares é sempre igual ao número de orbitais 
atómicas de onde provêm. A combinação de duas orbitais moleculares-
uma ligante, a outra antiligante. 
 Teoria da ligação de valência e teoria das orbitais Moleculares 
Como se formam as ligações covalentes? 
Dois modelos foram desenvolvidos para descrever a formação de ligações covalentes: a teoria da ligação 
de valência e a teoria das orbitais moleculares. 
Cada um tem os seus pontos fortes e fracos, os químicos utilizam um ou o outro, dependendo das 
circunstâncias. 
Teoria de ligação de valência: 
 Segundo a teoria da ligação de valência, uma ligação covalente ocorre quando dois átomos se 
aproximam um do outro de modo que uma orbital de um dos átomos, ocupada por um único electrão, 
se sobrepõe a uma orbital do outro átomo, também ocupada por um único electrão. Os electrões, agora 
emparelhados nas orbitais sobrepostas, são atraídos pelos núcleos dos dois átomos e, deste modo, 
ligam os átomos um ao outro. 
Ex. na molécula de H2 ,a ligação H-H, resulta da sobreposição de orbitais 1s do hidrogénio ocupadas, 
cada uma, por apenas um electrão. 
H H H H
1s 1s molecula de H2
+
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 57 
 
A força de uma ligação covalente depende do grau de sobreposição das orbitais. Quanto maior for a 
sobreposição, mais forte será a ligação, Isso significa que ligações formadas pela sobreposição de outras 
orbitais, que não as orbitais S, tem direccionalidade. 
No HF por exemplo, a ligação covalente envolve a sobreposição de uma orbital 1s do hidrogénio (não 
direccional) com uma orbital 2p do flúor (direccional) e se forma ao longo do eixo da orbital p. 
H
1s
+
F
2p
H F
HF 
As ideias fundamentais da teoria de ligação de valência podem ser resumidas da seguinte maneira: 
1. As ligações covalentes são formadas através da sobreposição de orbitais atómicas, cada uma 
com um electrão de spin oposto ao do outro. 
2. Cada um dos átomos ligados conserva as suas próprias orbitais atómicas, mas o par de electrões 
das orbitais sobrepostas é compartilhado por ambos os átomos. 
3. Quanto maior for o grau de sobreposição das orbitais, mais forte é a ligação. 
A ligação H-H tem simetria cilíndrica. 
H H. .
 
Ligações deste tipo, que são formadas pela sobreposição frontal de duas orbitais atómicas ao 
longo de uma linha que une os núcleos, são denominadas: ligações sigma (σ). 
 
Teoria de orbital molecular 
 A teoria das orbitais moleculares (OM) descreve a formação da ligação covalente como a uma 
combinação matemática de orbitais atómicas (funções de onda) para formar orbitais 
moleculares, assim chamadas porque pertencem à molécula inteira, e não a um átomo 
individual. 
H H
H H
H H
H
1s de H
Energia mais baixa
H
1s de H
Energia mais alta
H H
OM ligante (preenchido)
OM antiligante (nao 
preenchido)
 
Orbitais Moleculares de H2 
 
As ideais centrais da teoria das orbitais moleculares podem ser resumidas do seguinte modo: 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 58 
 
1. As orbitais moleculares representam para as moléculas, o mesmo que as orbitais atómicas 
representam para os átomos. As orbitais moleculares descrevem regiões do espaço da 
molécula com maior probabilidade de conter os electrões, e possuem tamanho, forma e 
nível de energia bem definidos. 
2. As orbitais moleculares formam-se pela combinação de orbitais atómicas. O número de OM 
formado é igual ao número de OA. 
 
Átomo de Carbono 
 
Posição na tabela periódica e consequência 
Configuração electrónica-hibridação – ligações σ e π. 
12
6C : isótopo mais abundante. A=12 e Z=6, 6 protões, 6 neutrões e 6 electrões. 
Z=6, distribuição electrónica: 
1s2 2s2 2p2 
4 Electrões na última camada, pode constituir quatro ligações. O carbono é tetravalente. 
 
Hibridação no carbono 
Hibridação é a mistura de orbitais de subníveis diferentes do mesmo nível (nível de valência), resultando 
as orbitais denominadas orbitais híbridas. 
 
1s2 2s2 2p2 1s
2 2s 2p2
estado fundamental estado excitado (activado)
promocao de 1 e-
1
promoção
3
 
A partir deste estado excitado, é possível explicar as quatro ligações. 
Existem três tipos de hibridação: sp3, sp2, sp 
(1) Carbono com quatro ligações simples. 
Estrutura explicada por uma hibridação sp3. 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 59 
 
 
1s2 2s 2p21
 
 
 
 
sp3
sp3
sp3
sp3
109o28'
 
• Hibridação sp3 
• 4 orbitais Híbridas sp3 
• As orbitais sp3 de dirigem para os vértices de um tetraedro. 
 
(2) Carbono com uma única ligação dupla 
Carbono apresenta hibridação sp2 (entre 1 orbital s e dois orbitais p). 
orbital p pura
p p ps
2s1 2p3
1
 
 
 
 
120o
 
Hibridação sp2 
Três orbitais sp2 
 
As orbitais sp2 se dirigem para os vértices de um triângulo equiangular. 
Orbital p pura fica perpendicular ao plano das orbitais híbridas. 
 
(3) Carbono com uma ligação tripla ou duas ligações duplas. 
Hibridação sp. 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 60 
 
orbitais p pura
p p ps
2s1 2p3
2
H C
H
H
Hsp
3 ssigma
HC CH
 
sp
sp
p p
 
Hibridação sp, duas orbitais sp lineares, formando ângulo de 180o. 
As orbitais p puras situadas em eixos perpendiculares ao eixo das orbitais hridas. 
Ver exemplos: CH4, etano, eteno e etino. 
 
 
 
Molécula tetraédrica 
Quatro ligações σ (s-sp3) 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 61 
 
H C
H
H
Hsp
3 ssigma
 
 
 
 
 
 
CH3-CH3 
Possui seis ligações sigmas (σ) (s-sp3) 
Uma ligação σ (sp3-sp3) 
 
 
H2C CH2 
 
Uma ligação π: p-p 
Quatroligações σ: sp2-s 
Uma ligação σ: sp2-sp2 
 
 
HC CH 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 62 
 
Duas ligações π 
Duas ligações σ: (sp-s) 
Uma ligação σ: sp-sp 
 
De duplas ligações acumuladas 
 
CH2 C CH2 : propadieno
hibridizado sp2
hibridizado sp
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Duas ligações π, 
Duas ligações σsp-sp2 
Quatro ligações σsp2-s 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 63 
 
C Csigma
 
C C
pi
sigma
 
C C
pi
pi
sigma
 
 
 
 
Hibridação Ângulo entre híbridos Estrutura geométrica 
Sp3 109o28’ Tetraédrica 
Sp2 120o Triangular 
Sp 180o Linear 
 
 
 
 
ALCANOS. SUBSTITUIÇÃO RADICALAR 
Alcanos são também chamados parafinas ou hidrocarbonetos alifácticos saturados. Apresentam 
somente ligações simples. 
F. Geral: 
 CnH2n+2 
Onde: n= número de C; 2n+2=n0 de hidrogénios, são por vezes representados pelo símbolo RH 
 (n=1) CH4: metano é o mais simples deles. Pelo aumento de n, obteremos as fórmulas de uma família 
de compostos: uma série homóloga, cada membro difere do próximo membro de uma unidade 
constante: o grupo –CH2-. 
CH4
metano 
C2H6: CH3 CH3
etano 
CH3
Propano
CH2 CH3
 
CH3 CH2 CH2 CH3
butano 
Classificação conforme a cadeia carbónica: 
1. Alcanos normais 
2. Alcanos ramificados 
Nomenclatura: (introdução e conceitos) 
 
Isomeria: os alcanos apresentam dois tipos de isomeria: 
a) Isomeria estrutural de cadeia 
 
 ex. butano e isobutano 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 64 
 
CH3 CH2 CH2 CH3
butano 
CH3
isobutano
CH CH3
CH3
 
 
b) Isomeria óptica 
 
 
CH3CH2CH2 C
* CH2CH3
CH3
H
carbono assimetrio
ou quiral
 
3-metilhexano (d, l, dl). 
Carbono que possui4 grupos diferentes ligados a ele. 
 
Preparação dos Alcanos 
 
1) A partir de Haletos de alquilo 
a) 
C X C H
 
 
Redução dum haleto de alquilo RX (X= Cl, Br, ou I) para alcano pode efectuar-se de 
vários modos: 
• Pelo hidrogénio molecular em presença dum catalisador (Pd) 
RX + H2
Pd RH + HX
 
Ex. 
CH3Br + H2
Pd CH4 + HBr
 
• Por intermédio dum composto organomagnesiano 
RMgX (em duas etapas): 
 
RX + Mg RMgX 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 65 
 
 
RMgX + H2O RH +
XMgOH
 
A última equação química indica os produtos da hidrólise de reagentes de 
Grignard. 
 
CH3CH2Br
Mg CH3CH2MgBr 
CH3CH2MgBr + H2O CH3CH3
+ BrMgOH
 
 
• Redução por meio de metal e ácido 
RX + Zn + H RH + Zn + X
2
 
CH3CH2CHCH3
Br
Zn, H CH3CH2CHCH3
H 
b) 
 
 
RX + Mg RMgX 
 
C X C C2
 
 
• REACÇÃO DE WURTZ: a partir de duas moléculas de Haletos em presença 
dum metal Na ou Zn. 
• 
RX + R'X + 2 Na R R' + 2 NaX 
 
 
• Igualmente possível alcançar o mesmo resultado por um método 
organomagnesiano. 
 
RX + Mg RMgX 
RMgX + R'X R R' + MgX2 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 66 
 
 
CH3Br
Mg
CH3MgBr
CH3CHBrCH3
CH3CHCH3
CH3
-MgBr2
 
 
RX
Li
RLi CuX R Cu
R
Li
R'X
R R'
dialquilcuprato(I)
de litio
Acoplamento de haletos de alquilo com compostos organometálicos. 
 
Ex. 
CH3CH2Cl
Li
CH3CH2Li
CuI
CuLiH3CH2C
CH2CH3
 
CuLiH3CH2C
CH2CH3
+ CH3(CH2)5CH2Br CH3(CH2)5CH2CH2CH3 
 
 
 
2) A PARTIR DE HIDROCARBONETOS INSATURADOS 
 
C C
C C
H2/cat.(Ni, Pt, Pd, ...)
C C
 
R CH CH R' + H2 R CH2CH2R' 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 67 
 
 
R C C R' + H2 R CH2CH2R'2 
 
3) A PARTIR DE FUNÇÕES OXIGENADAS 
a) 
 
C COOH C H
 
Aquecimento dum ácido em presença da soda caustica (por fusão), provoca 
descarboxilação (-CO2) e formação dum alcano que possui ujm carbono menos do 
que esse ácido. 
 
Ex. 
RCOOH
NaOH
RCOONa + H2O 
RCOONa
NaOH
RH + Na2CO3 
 
CH3COOH
NaOH CH3COONa 
CH3COONa
NaOH
CH4 + Na2CO3 
 
 
• DEGRADAÇÃO DE DUMAS 
R C
O
O Na
+ NaOH
CaO
fusao
RH + Na2CO3
 
(cal sodada = mistura de NaOH + CaO) 
 
Ex. 
H3C C
O
O Na
+ NaOH
CaO
fusao
CH4 + Na2CO3
 
• SÍNTESE DE Kolbe 
 
2 RCOO Na electrolise R-R 
 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 68 
 
b) 
C O CH2
 
 
 
A redução total de aldeídos e das cetonas, pode efectuar-se por diversos modos; em 
especial o agente redutor pode ser um metal, como Zn, em meio ácido: redução de 
Clemmensen. 
Obtenção Industrial: 
O petróleo e o gás natural são as principais fontes dos alcanos. 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ALCANOS 
As moléculas de alcanos podem ligar-se entre si por forças de Van der Waals. Estas 
forças tornam-se mais intensas à medida que o tamanho da molécula aumenta. 
Numa série homóloga, as constantes físicas tais como o ponto de ebulição ou ponto 
de fusão aumentam regularmente com o aumento do peso molecular. 
 
 
Número de carbonos Estado físico( a 250C) 
1 a 4 Gasoso 
5 a 17 Líquido 
18 em diante Sólido 
 
A ramificação da cadeia de alcanos abaixa saensivelmente o ponto de ebulição . 
Ex. 
n-pentano: p.eb. = +350C 
Isopentano: p.eb = +250C 
Neopentano: p.eb = +90C 
 
Solubilidade: de acordo com a regra empírica; polar dissolve polar; apolar dissolve 
apolar; os alcanos são solúveis em solventes apolares como o benzeno, éter, 
clorofórmio, etc. e insolúveis em água e outros solventes pronunciadamente 
polares. Consideremos como solventes, os alcanos líquidos dissolvem compostos de 
baixa polaridade, mas não os de alta polaridade. 
 
Densidade: a densidade dos alcanos aumenta inicialmente com a massa molecular 
relativa, mas tende depois para um limite (cerca de 0.8). os alcanos líquidos ou 
sólidos tem uma densidade inferior a 1 (todos são menos densos que a água). 
 
ESTRUTURA 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 69 
 
O metano forma-se a partir de um átomo de C em estado de hibridação sp3 e 4 
átomos de H. 
H
H
H
H
CH4
 
a frente do plano 
no plano 
atras de plano 
Todos os ângulos são iguais: 109028’ 
 
Um átomo de C. hibridizado sp3, leva a uma estrutura tetraédrica para o metano e 
também 4 ligações C-H equivalentes. 
Este modelo com o átomo de C hibridizado sp3 é também satisfatório para os 
átomos de C. ce outros alcanos. 
 
CONFORMAÇÕES 
 
Os grupos unidos por ligações simples C-C são capazes de rotação livre à 
temperaturas próximas ou superiores à temperatura ambiente. 
Os diferentes arranjos espaciais dos átomos que resultam das rotações de grupos 
em torno de ligações simples são denominados conformações e a análise (o estudo) 
das mudanças energéticas que a molécula sofre à medida que os grupos giram em 
torno de ligações simples é chamada: análise conformacional. 
 
Caso da molécula de etano: existem um número infinito de diferentes 
conformações que resultam de rotações em torno da ligação C-C; mas podemos 
imaginar dois extremos no arranjo dum grupo metil com respeito ao outro durante 
a rotação em torno da ligação C-C. 
 Duas disposições extremas: 
 
A. CONFORMAÇÃO ALTERNADA (arranjo em oposição: conformação em estrela) 
Orgânica I UEM FaCiDeQ Página 70 
 
H
H
H
H
H
H
perspectiva 
C C
H
H
H H
H
H12
observacao
 
H H
H
H
HH
60o
Projeccao de Newman 
 
B. CONFORMAÇÃO ECLIPSADA (arranjo em coincidência) 
 
H
H
H
perspectiva
H H
H
 
C C
H
H
H H
H
H
12
observ
acao
 
 
 
 
 
H
H
H
H
HH
Projeccao de Newman
0o