Química Orgânica

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FACULDADE ÚNICA 
DE IPATINGA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Tiago Marcel Oliveira 
 
Técnico em química industrial pelo CEFET/MG (2002), licenciado em Química pelo Centro 
Universitário de Caratinga/MG (2005) e Mestre em Engenharia Industrial pelo Centro 
Universitário Católica do Leste de Minas Gerais (UnilesteMG) (2010). Trabalha no Governo do 
Estado de Minas Gerais como servidor público efetivo lotado na Secretaria de Educação 
ministrando a disciplina de química para o ensino médio. Além disso, é Coordenador do 
curso de Química Licenciatura Plena da Faculdade Única de Ipatinga na modalidade EaD 
e professor adjunto I-A da mesma instituição. 
 
QUÍMICA ORGÂNICA I 
 
1ª edição 
Ipatinga – MG 
2021 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
FACULDADE ÚNICA EDITORIAL 
 
Diretor Geral: Valdir Henrique Valério 
Diretor Executivo: William José Ferreira 
Ger. do Núcleo de Educação a Distância: Cristiane Lelis dos Santos 
Coord. Pedag. da Equipe Multidisciplinar: Gilvânia Barcelos Dias Teixeira 
Revisão Gramatical e Ortográfica: Izabel Cristina da Costa 
Revisão/Diagramação/Estruturação: Bárbara Carla Amorim O. Silva 
 Carla Jordânia G. de Souza 
 Rubens Henrique L. de Oliveira 
Design: Brayan Lazarino Santos 
 Élen Cristina Teixeira Oliveira 
 Maria Luiza Filgueiras 
 
 
 
 
 
 
 
 
© 2021, Faculdade Única. 
 
Este livro ou parte dele não podem ser reproduzidos por qualquer meio sem Autorização 
escrita do Editor. 
 
 
T314i 
 
 
Teodoro, Jorge Benedito de Freitas, 1986 - . 
Introdução à filosofia / Jorge Benedito de Freitas Teodoro. – 1. ed. Ipatinga, MG: 
Editora Única, 2020. 
113 p. il. 
 
Inclui referências. 
 
ISBN: 978-65-990786-0-6 
 
1. Filosofia. 2. Racionalidade. I. Teodoro, Jorge Benedito de Freitas. II. Título. 
 
CDD: 100 
CDU: 101 
Ficha catalográfica elaborada pela bibliotecária Melina Lacerda Vaz CRB – 6/2920. 
 
 
 
 
 
NEaD – Núcleo de Educação a Distância FACULDADE ÚNICA 
Rua Salermo, 299 
Anexo 03 – Bairro Bethânia – CEP: 35164-779 – Ipatinga/MG 
Tel (31) 2109 -2300 – 0800 724 2300 
www.faculdadeunica.com.br
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Este espaço é destinado para a reflexão sobre questões 
citadas em cada unidade, associando-o a suas ações, seja 
no ambiente profissional ou em seu cotidiano. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
 
SUMÁRIO 
 
COMPOSTOS DE CARBONO E LIGAÇÕES QUÍMICAS ............................. 8 
1.1 INTRODUÇÃO ......................................................................................................... 8 
1.2 BREVE HISTÓRICO DA QUÍMICA ORGÂNICA ...................................................... 9 
1.3 REGRA DO OCTETO E LIGAÇÕES QUÍMICAS ..................................................... 10 
1.4 REPRESENTAÇÃO DE FÓRMULAS QUÍMICAS E ISOMERIA ................................. 14 
1.5 ESTRUTURAS DE LEWIS, CARGA FORMAL E RESSONÂNCIA ............................... 16 
1.6 EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO ....................................................................... 20 
1.7 ORBITAIS MOLECULARES E HIBRIDIZAÇÃO ......................................................... 21 
1.8 GEOMETRIA MOLECULAR E POLARIDADE ........................................................... 24 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 27 
FUNÇÕES ORGÂNICAS E ESPECTROSCOPIA NO INFRAVERMELHO ..... 31 
2.1 CLASSIFICAÇÃO DE ÁTOMOS DE CARBONO E CADEIAS CARBÔNICAS ........ 31 
2.1.1 Classificação das cadeias abertas ........................................................... 33 
2.1.2 Classificação das cadeias fechadas ........................................................ 35 
2.1.3 Classificação das cadeias mistas .............................................................. 38 
2.2 PRINCIPAIS FUNÇÕES ORGÂNICAS .................................................................... 38 
2.3 ESPECTROSCOPIA NO INFRAVERMELHO: FUNDAMENTOS E INSTRUMENTAÇÃO
 ............................................................................................................................... 45 
2.4 APLICAÇÃO DA ESPECTROSCOPIA NO INFRAVERMELHO NA IDENTIFICAÇÃO 
DE GRUPOS FUNCIONAIS .................................................................................... 50 
2.4.1 Octano ............................................................................................................ 51 
2.4.2 Hept-1-Ino ....................................................................................................... 52 
2.4.3 Ácido Propanóico ......................................................................................... 53 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 54 
ÁCIDOS E BASES ORGÂNICOS ............................................................... 59 
3.1 INTRODUÇÃO ....................................................................................................... 59 
3.2 QUEBRA HOMOLÍTICA E HETEROLÍTICA DE LIGAÇÕES ...................................... 59 
3.3 ELETRÓFILOS, NUCLEÓFILOS E RADICAIS ............................................................ 59 
3.4 CARBOCÁTIONS E CARBÂNIONS ....................................................................... 60 
3.5 REPRESENTAÇÃO DE MECANISMOS DE REAÇÃO .............................................. 61 
3.6 DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES ........................................................................ 62 
3.7 FORÇA RELATIVA DE ÁCIDOS E BASES ............................................................... 64 
3.8 EFEITOS QUE AFETAM ACIDEZ E BASICIDADE .................................................... 66 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 69 
ALCANOS E CICLOALCANOS: NOMENCLATURA, CONFORMAÇÕES E 
REAÇÕES ................................................................................................. 74 
4.1 O PETRÓLEO COMO PRINCIPAL FONTE DE HIDROCARBONETOS ..................... 74 
4.2 ALCANOS E CICLOALCANOS: ESTRUTURA E PROPRIEDADES ........................... 75 
4.3 NOMENCLATURA DOS ALCANOS E CICLOALCANOS ....................................... 79 
4.4 CONFORMAÇÕES E ESTABILIDADE DOS ALCANOS E CICLOALCANOS .......... 82 
4.5 CICLOALCANOS DISSUBSTITUÍDOS E ISOMERISMO CIS-TRANS ........................ 85 
4.6 SÍNTESE E REAÇÕES DE ALCANOS E CICLOALCANOS ...................................... 86 
4.6.1 Reações dos alcanos ................................................................................... 87 
4.6.2 Síntese dos alcanos....................................................................................... 88 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 92 
 
 
UNIDADE 
02 
UNIDADE 
01 
UNIDADE 
03 
UNIDADE 
046 
 
 
ESTEREOQUÍMICA ................................................................................... 96 
5.1 SIMETRIA NA NATUREZA ....................................................................................... 96 
5.2 ASPECTOS HISTÓRICOS DA ESTEREOQUÍMICA .................................................. 97 
5.3 PROPRIEDADES DOS ISÔMEROS ÓTICOS ............................................................ 97 
5.4 ENANTIÔMEROS E QUIRALIDADE ........................................................................ 99 
5.5 NOMENCLATURA E REPRESENTAÇÃO DE ESTEREOISÔMEROS ........................ 100 
5.6 MISTURAS RACÊMICAS E RESOLUÇÃO ............................................................. 103 
5.7 MOLÉCULAS QUIRAIS SEM CENTRO QUIRAL .................................................... 104 
5.8 FÁRMACOS QUIRAIS .......................................................................................... 105 
FIXANDO O CONTEÚDO .................................................................................... 108 
HALETOS DE ALQUILA E REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO NUCLEOFÍLICA E DE 
ELIMINAÇÃO ......................................................................................... 112 
6.1 ESTRUTURA E NOMENCLATURA DE HALETOS DE ALQUILA ............................... 112 
6.2 REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO NUCLEOFÍLICA .................................................... 113 
6.3 MECANISMO E ESTEREOQUÍMICA DAS REAÇÕES SN1 E SN2 ......................... 115 
6.4 FATORES QUE INFLUENCIAM AS REAÇÕES SN1 E SN2 ..................................... 118 
6.5 REAÇÕES DE ELIMINAÇÃO DE HALETOS DE ALQUILA ..................................... 120 
6.6 SUBSTITUIÇÃO VERSUS ELIMINAÇÃO ................................................................ 122 
FIXANDO O CONTEÚDO .................................................................................... 125 
RESPOSTAS DO FIXANDO O CONTEÚDO ............................................. 129 
REFERÊNCIAS ......................................................................................... 130 
 
UNIDADE 
05 
UNIDADE 
06 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
 
CONFIRA NO LIVRO 
 
Nesta unidade abordaremos a natureza dos compostos orgânicos, 
as características do carbono e de suas ligações. 
Nesta unidade iremos conhecer as principais categorias de subs-
tâncias orgânicas e seus grupos característicos. Trataremos também 
da técnica conhecida como espectroscopia de absorção no 
infravermelho e sua utilidade na identificação de grupos funcionais. 
 
 
A natureza e propriedades de ácidos e bases e alguns aspectos 
estruturais que interferem na força ácida ou básica de compostos 
orgânicos serão abordados neste capítulo. 
Este capítulo trata de alcanos e cicloalcanos, sua estrutura, 
principais representantes, suas propriedades e nomenclatura. 
 
 
Este capítulo trata da estereoquímica dos compostos orgânicos, 
com os principais conceitos e nomenclaturas utilizadas neste 
campo. 
Aqui trataremos dos haletos de alquila e suas reações 
características: substituição nucleofílica e eliminação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
 
COMPOSTOS DE CARBONO E 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
1.1 INTRODUÇÃO 
A Química é o estudo da matéria e suas transformações, e tem sido objeto de 
investigação desde os primórdios da humanidade, quando os primeiros seres 
humanos recorriam a misturas de pigmentos vegetais com carvão e cinzas para a 
obtenção de tintas para as pinturas rupestres, obtinham extratos vegetais e, mais 
tardiamente, desenvolveram técnicas metalúrgicas. Ao longo dos séculos, numero-
sas substâncias foram isoladas a partir de animais, vegetais e minerais. Os alquimistas 
da idade média desenvolveram métodos de purificação e descobriram novos 
elementos. Apesar disso, a Química somente obteve o status de ciência ao se 
dissociar da Medicina e da Física a partir de meados do século XVII. 
A despeito de a Química ser um conjunto único de conhecimentos, modelos 
e técnicas, para fins didáticos ela tem sido dividida em campos, ou áreas. A Química 
contemporânea é tradicionalmente dividida nas seguintes macroáreas: 
 Química Inorgânica 
 Química Orgânica 
 Físico-Química 
 Química Analítica 
 
Muitas outras áreas têm sido consideradas devido às suas especifidades, 
geralmente associadas a uma das macroáreas citadas. Por exemplo, a Sociedade 
Americana de Química (American Chemical Society) adota as seguintes divisões: 
 
• Química inorgânica 
• Química Orgânica 
• Físico-química 
• Química Analítica 
• Química de Polímeros 
• Química agrícola e de alimentos 
• Química computacional 
• Nanoquímica 
• Química de cosméticos e cuidados 
pessoais 
• Biotecnologia 
• Química de Materiais 
• Cristalografia 
• Química nuclear 
UNIDADE 
01 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
 
• Química forense 
• Química de tintas, pigmentos e 
recobrimentos 
• Astroquímica 
• Quimioinformática 
• Geoquímica 
• Química têxtil 
• Engenharia Química ou Química 
Industrial 
• Química Medicinal 
• Química do petróleo 
• • Química da água 
 
1.2 BREVE HISTÓRICO DA QUÍMICA ORGÂNICA 
Até meados do século XIX, acreditava-se que substâncias consideradas 
orgânicas, ou seja, obtidas de organismos (vegetais e animais) eram providas de um 
princípio ou “força vital” que as distinguiam das substâncias inorgânicas, que são 
obtidas primariamente de minerais. Em 1816, Michel Checreul realizou experimentos 
com sabões, e demonstrou que era possível fazer modificações nos óleos e gorduras 
utilizados em sua fabricação, para produzir novas substâncias, o que parecia 
contradizer a ideia de que não era possível fazer transformações em materiais 
orgânicos sem o auxílio da força vital. 
Foi Friederich Wöhler que, em 1828, obteve ureia, uma substância obtida da 
urina de animais, aquecendo cianato de potássio (NH4(OCN)), que é um sal 
inorgânico, demonstrando assim que não há um princípio ou força vital exclusivo de 
substâncias provenientes de matéria orgânica. 
 
Os trabalhos de Friedrich August Kekulé e Archibald Scott Couper em 1858 
levaram ao conceito moderno de estrutura, com a concepção de que o carbono 
era um elemento fundamental na constituição dos compostos orgânicos e de que 
estabelecia ligações com os átomos vizinhos seguindo um padrão tetravalente. 
Ao longo de todo o século XX até à época atual a síntese de novos compostos 
orgânicos tem proporcionado melhorias na qualidade de vida da população 
mundial por meio de segmentos como medicamentos, aditivos alimentícios, 
defensivos agrícolas e novos materiais. 
É curioso o fato de que enquanto são conhecidos atualmente cerca de 500 
mil compostos inorgânicos, constituídos de metais (a maior parte dos elementos da 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
 
Classificação Periódica), ametais e metaloides, já foram identificados ou sintetizados 
mais de 20 milhões de compostos orgânicos, constituídos principalmente dos 
seguintes elementos: C, H, N, O (e, com menor ocorrência, P, S e halogênios). O que 
explica como um número tão pequeno de elementos possa formar um número tão 
grande de compostos? A razão está na capacidade que o carbono possui de se 
ligar, formando longas cadeias, conforme será abordado mais adiante. De fato, a 
Química Orgânica é também chamada de Química dos compostos de carbono. 
Embora haja compostos contendo carbono que são considerados inorgânicos 
(como o carbonato de cálcio, CaCO3, presente no calcário), este elemento é 
tipicamente encontrado nos organismos. 
 
1.3 REGRA DO OCTETO E LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Os elementos representativos (pertencentes às famílias 1, 2, 13, 14, 15, 16 e 17 
da Classificação Periódica dos Elementos) se estabilizam com 8 elétrons na camada 
de valência (comportamento que denominamos regra do octeto), embora possa 
haver exceções importantes que discutiremos mais adiante. Dependendo do número 
de elétrons de valência (Figura 1), cada elemento deverá ganhar ou perderelétrons 
de modo a atingir o octeto. 
 
Figura 1: Valência dos elementos representativos. 
 
Disponível em: https://bit.ly/3sJUiE4. Acesso em: 08 ago. 2020. 
 
Metais, sendo pouco eletronegativos, tendem a perder elétrons, e ametais 
tendem a ganhar. A ligação entre um metal e um ametal envolverá a formação de 
íons (sendo chamada de ligação iônica), como ocorre na reação entre átomos de 
potássio e cloro, aqui representados no estado gasoso para efeito de simplicidade: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
 
 
 
O potássio apresenta configuração eletrônica do tipo [Ar] 4s1, o que significa 
que, ao perder 1 elétron, ele adquire a configuração estável do argônio, um gás 
nobre. O átomo de cloro tem configuração [Ne] 3s2 3p5, e adquire a configuração 
eletrônica de um gás nobre ao ganhar 1 elétron (tornando-se também isoeletrônico 
com o argônio). 
Quando dois átomos de cloro no estado gasoso se ligam, entretanto, ambos 
necessitam ganhar 1 elétron cada um, a fim de se estabilizarem. Para isso, deve 
compartilhar seus elétrons de valência, formando uma ligação covalente. 
 
 
 
Cada compartilhamento de elétrons pode ser representado por meio de um 
traço (cada traço representando dois elétrons que são comuns ao dois átomos da 
ligação). Embora seja recomendável representar os elétrons não ligantes em molé-
culas pequenas, estes costumam ser omitidos: 
 
 
 
Se a ligação é feita entre dois átomos de oxigênio, que apresentam 6 elétrons 
de valência (Figura 1), e portanto precisam de 2 elétrons para atingirem o octeto, 
teremos uma ligação dupla. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
 
 
Se dois átomos de nitrogênio (com seus 5 elétrons de valência) se ligam, cada 
um precisará de 3 elétrons para atingir o octeto e teremos uma ligação tripla: 
 
É importante frisar que as ligações normalmente não são exclusivamente 
iônicas ou covalentes: elas apresentam um caráter iônico maior ou menor, 
dependendo da diferença de eletronegatividade entre os átomos que a constituem. 
Assim, por exemplo, a ligação entre o átomo de alumínio (um metal) e o cloro (um 
ametal) no cloreto de alumínio (AlCl3) guarda muitas semelhanças com as ligações 
covalentes, já que o a eletronegatividade do alumínio e do cloro não são muito 
diferentes. 
 
 
 
Este modelo simplificado das ligações químicas é útil no entendimento das 
estruturas em um sentido mais prático, embora haja outras teorias de ligação química 
mais adequadas para explicar as propriedades das moléculas. Abordaremos de 
maneira breve uma destes teorias (a Teoria do Orbital Molecular) ao final desta 
unidade. 
Observando a posição do carbono na Classificação Periódica, constatamos 
que ele apresenta 4 elétrons de valência, estabilizando-se com mais 4 elétrons, o que 
lhe confere a configuração eletrônica do neônio. Assim, ele necessita de quatro 
compartilhamentos, o que possibilita quatro formas diferentes para se ligar aos 
átomos vizinhos (Figura 2): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
 
 
Figura 2: Padrões de ligação do átomo de carbono 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
Assim, o carbono apresenta grande versatilidade devido à sua multiplicidade 
de formas de se ligar. Uma característica importante das ligações entre carbonos é 
o fato de serem muito estáveis, ao contrário das ligações entre o silício, pertencente 
à mesma família (Tabela 1). 
 
Tabela 1: Entalpias médias de dissociação a 298 K (DH298) e comprimentos médios (d) de 
ligações 
Ligação ΔDH298, kJ mol-1 d, pm Ligação ΔDH298, kJ mol-1 d, pm 
C–C 347 154 C–F 485 133 
C=C 614 134 C–Cl 339 177 
C≡C 839 127 C–Br 276 194 
C–H 413 109 C–I 240 213 
C–O 358 143 Si–Si 340 234 
C=O 745 123 Si–O 452 161 
C–N 305 147 
Fonte: Chemistry LibreTexts (2020). Disponível em: https://bit.ly/3cgZEQX. Acesso em: 13 dez. 
2020. 
 
Como se pode observar, as ligações Si – Si são mais fracas (e mais longas) que 
C – C, o que inviabiliza a formação de cadeias de silício com a mesma facilidade 
com que as cadeias de carbonos se formam; porém, a ligação Si – O é mais forte (e 
mais curta) que a ligação Si–Si, existindo cadeias com átomos de Si e O intercalados, 
formando o material conhecidos como silicona (ou silicone). 
Podemos também observar que quanto maior a multiplicidade da ligação, 
mais forte ela se torna. Assim, ligações duplas são mais fortes que as ligações simples 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
 
entre os mesmos átomos – porém mais fracas que as ligações triplas. 
 
 
 
1.4 REPRESENTAÇÃO DE FÓRMULAS QUÍMICAS E ISOMERIA 
Os elementos químicos se combinam formando conjuntos ou unidades básicas 
que, dependendo da natureza destes mesmos elementos, recebem diferentes 
nomes. Conjuntos de átomos de ametais, unidos por ligações covalentes, são 
chamados de moléculas. Metais e ametais combinados, contendo pelo menos uma 
ligação iônica são pares iônicos. Metais elementares, por outro lado, são constituídos 
de átomos individuais como unidades básicas. 
Podemos representar estas unidades básicas por meio de diferentes: fórmula 
molecular, fórmula mínima (ou empírica), e fórmula centesimal (ou composição). 
A fórmula molecular apresenta a quantidade real de elementos de cada tipo 
em uma unidade da substância (molécula, par iônico, etc.). A fórmula mínima 
apresenta a proporção de cada elemento em uma unidade da substância. A 
fórmula centesimal apresenta o percentual em massa de cada elemento em relação 
à massa total (soma das massas atômicas na fórmula mínima). 
Exemplo: 
Fórmula molecular: H2O2 
Fórmula mínima: HO 
Fórmula centesimal: H5,95%O94,07% 
A fórmula centesimal pode ser obtida experimentalmente, por meio de uma 
análise elementar. A partir dela, pode-se obter a fórmula mínima dividindo-se o 
percentual de cada elemento pela massa atômica e depois dividindo-se o resultado 
pelo menor valor, arredondando-se cada índice obtido para valores inteiros. 
Exemplo: Glicose – Fórmula centesimal C40,00%H6,71%O53,29% 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
 
 
Dividindo-se cada percentual pela massa atômica correspondente, temos: 
C
(
40,00
12,01
)
H
(
6,71
1,008
)
O
(
53,29
16,00
)
, 
resultando em: 
C3,331H6,657O3,331 
Dividindo-se por 3,331, resulta: 
CH2O 
 
A fórmula centesimal pode ser obtida a partir da fórmula mínima multiplican-
do-se cada índice pela massa atômica do elemento, obtendo-se a relação entre as 
massas de cada elemento. Dividindo-se cada massa pela soma das massas e 
multiplicando-se por 100, chega-se à fórmula centesimal. 
Exemplo: Peróxido de hidrogênio – Fórmula centesimal HO 
Multiplicando-se cada índice pela massa atômica obtém-se: 
 
H1×1,008O1×16,00 
 ou 
H1,008O16,00 
 
Os valores estão em gramas, e massa total que corresponde a esta fórmula é 
1,008 + 16,00 + 16,00 = 17,008. O cálculo dos percentuais será como segue: 
H 1,008
17,008
×100
O 16,00
17,008
×100
, 
resultando: 
H5,95%O94,07% 
 
 
 
A análise elementar consiste na combustão completa de uma massa conhecida de uma 
substância e conversão dos gases gerados em precipitados que podem ser pesados. O 
carbono é convertido em dióxido de carbono, CO2, gerado é absorvido em uma solução 
padronizada de hidróxido de bário, formando carbonato de bário, BaCO3. O hidrogênio 
é convertido em água, que é absorvida por um agente higroscópico, perclorato de 
magnésio, MgClO4. A percentagem de oxigênio é determinada por diferença.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
 
1.5 ESTRUTURAS DE LEWIS, CARGA FORMAL E RESSONÂNCIA 
Passo 1. Organize os átomos seguindo padrões de conexão comuns. Quando há um 
átomo central, geralmente é o elemento menos eletronegativo no composto. O 
hidrogênio e os halogênios estão quase sempre conectados a apenas um outro 
átomo, então eles são geralmente terminais em vez de centrais. Como o carbono é 
um dos elementos com mais possibilidades de ligação (Figura 2), é mais provável 
que ele seja o átomo central. 
Passo 2. Determine o númerototal de elétrons de valência na molécula ou íon. Some 
os elétrons de valência de cada átomo. Se a espécie for um íon poliatômico, 
lembre-se de adicionar ou subtrair o número de elétrons necessários para dar a 
carga total no íon. Tomando como exemplo o íon carbonato,𝐶𝑂3
2−,por exemplo, 
adicionamos dois elétrons ao total. 
Passo 3. Coloque um par de elétrons compartilhados entre cada par de átomos 
adjacentes para formar uma ligação simples. Na molécula de H2O, por exemplo, há 
um par de elétrons de ligação entre o oxigênio e cada hidrogênio. 
Passo 4. Começando com os átomos terminais, adicione elétrons suficientes a cada 
átomo para dar a cada átomo um total de oito elétrons (dois para hidrogênio). Esses 
elétrons geralmente serão pares isolados. 
Passo 5. Se sobrar algum elétron, coloque-o no átomo central. Um fato que 
discutiremos nas próximas seções é o que diversos elementos (sobretudo aqueles 
pertencentes ao 3º período da Tabela Periódica em diante) podem comportar mais 
de 8 elétrons de valência (chamamos isso de expansão do octeto). 
Passo 6. Se o átomo central tiver menos elétrons do que um octeto, use pares 
isolados de átomos ligados a ele para formar ligações múltiplas (duplas ou triplas) a 
fim se obter um octeto. Isso não mudará o número de elétrons nos átomos terminais. 
 
Vejamos alguns exemplos: 
Água (H2O) 
Passo 1. Como os átomos de H são quase sempre terminais, o arranjo dentro 
da molécula deve ser HOH. 
Passo 2. Cada átomo H (grupo 1) possui 1 elétron de valência, e o átomo O 
(grupo 16) possui 6 elétrons de valência, resultando em um total de 8 elétrons de 
valência. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
 
Passo 3. Adicionando um par de elétrons de ligação entre o átomo de O e 
cada átomo de H, teremos H:O:H, com 4 elétrons restantes. 
Passo 4. Cada átomo de H tem uma camada de valência completa de 2 
elétrons. 
Passo 5. Adicionando os 4 elétrons restantes ao oxigênio (como dois pares 
isolados) obtemos a seguinte estrutura: 
 
 
 
Como o octeto do oxigênio e os dois elétrons do hidrogênio estão completos, 
não precisamos usar o passo 6. 
 
Íon hipoclorito (OCl-) 
Passo 1. Com apenas dois átomos na molécula, não há átomo central. 
Passo 2. O oxigênio (grupo 16) tem 6 elétrons de valência e o cloro (grupo 17) 
tem 7 elétrons de valência; devemos adicionar mais um para a carga negativa do 
íon, resultando em um total de 14 elétrons de valência. 
Passo 3. Colocando um par de elétrons entre O e Cl obtemos O:Cl, com 12 
elétrons restantes. 
Passo 4. Se colocarmos seis elétrons (como três pares solitários) em cada 
átomo, obtemos a seguinte estrutura: 
 
 
 
Cada átomo agora tem um octeto de elétrons, então as etapas 5 e 6 não são 
necessárias. A estrutura do elétron de Lewis é desenhada entre colchetes, como é 
usual para um íon, com a carga geral indicada fora dos colchetes, e o par de elétrons 
de ligação é indicado por uma linha sólida. 
 
Formaldeído (CH2O) 
Passo 1. Como o carbono é menos eletronegativo que o oxigênio e o 
hidrogênio normalmente é terminal, C deve ser o átomo central. Um arranjo possível 
é o seguinte: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
 
 
 
Passo 2. Cada átomo de hidrogênio (grupo 1) tem um elétron de valência. O 
carbono (grupo 14) tem 4 elétrons de valência e oxigênio (grupo 16) tem 6 elétrons 
de valência, resultando em um total de2 × 1 + 4 + 6 = 12elétrons de valência. 
Passo 3. Colocando um par de elétrons de ligação entre cada par de átomos 
ligados dá o seguinte: 
 
 
 
Seis elétrons foram usados e faltam 6. 
 
Passo 4. Adicionando todos os 6 elétrons restantes ao oxigênio (como três pares 
isolados) dá o seguinte: 
 
 
 
Embora o oxigênio agora tenha um octeto e cada hidrogênio tenha 2 elétrons, 
o carbono tem apenas 6 elétrons. 
 
Passo 5. Não há mais elétrons para colocar no átomo central. 
 
Passo 6. Para proporcionar ao carbono o octeto de elétrons, usamos um dos 
pares isolados do oxigênio para formar uma ligação dupla carbono-oxigênio: 
 
 
 
Assim, todos os átomos têm o octeto completo (e o H tem seus dois elétrons) 
Muitas vezes é possível construir mais de uma estrutura de Lewis para o mesmo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
 
conjunto de átomos, embora algumas delas sejam menos prováveis que outras. Para 
avaliarmos quais estruturas são as mais adequadas, utilizamos as cargas formais dos 
átomos. A carga formal de um átomo em uma molécula é a carga hipotética que o 
átomo teria se pudéssemos redistribuir os elétrons nas ligações igualmente entre os 
átomos. Calculamos a carga formal a partir do número de elétrons de valência de 
um átomo neutro, do qual subtraímos os elétrons não ligados e, em seguida, 
subtraímos o número de ligações conectadas a esse átomo na estrutura de Lewis. 
 
Carga formal = número de elétrons de valência (átomo livre)
− número de pares de elétrons − 
1
2
 × elétrons ligantes
 
 
A soma das cargas formais dos átomos equivale à carga total da espécie 
(sendo zero para moléculas neutras). 
Exemplo: Determine as cargas formais de cada átomo da molécula . 
Como o átomo de bromo está em menor quantidade, é razoável colocá-lo 
como átomo central: 
 
 
 
Atribuindo os pares isolados a cada átomo, constatamos que cada átomo de 
Cl tem sete elétrons e o átomo de Br tem sete elétrons. Subtraindo este valor dos 
elétrons de valência para o átomo neutro resulta: 
Br: 7 – 7 = 0 
Cl: 7 – 7 = 0 
Todos os átomos do BrCl3 têm carga formal zero, e a soma corresponde à 
carga zero, tratando-se de uma molécula neutra. 
Como as cargas formais podem nos auxiliar a definir qual a melhor estrutura 
de Lewis dentre várias alternativas? Alguns princípios podem nos ajudar: 
1. Uma estrutura molecular em que todas as cargas formais são iguais a zero é 
preferível a outra em que algumas cargas formais não são. 
2. Se a estrutura de Lewis deve ter cargas formais diferentes de zero, o arranjo 
com o menor número de cargas formais diferentes de zero é preferível. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
 
3. As estruturas de Lewis são preferíveis quando as cargas formais adjacentes são 
iguais a zero ou com sinais opostos. 
4. Quando devemos escolher entre várias estruturas de Lewis com distribuições 
semelhantes de cargas formais, a estrutura com as cargas formais negativas 
nos átomos mais eletronegativos é a preferível. 
Exemplo: Dióxido de carbono (CO2) 
Representando as diferentes possibilidades de estruturas do dióxido de car-
bono, com as cargas formais de cada átomo: 
 
 
 
Obviamente, a primeira estrutura que tem todas as cargas formais iguais a zero 
é a preferível. 
 
1.6 EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO 
Dentre as principais exceções à regra do octeto que são importantes para o 
estudo da Química Orgânica, mencionamos: 
O boro e o alumínio estabilizam-se com 6 elétrons de valência. Compostos 
como BCl3 e AlCl3 são chamados ácidos de Lewis (que estudaremos na Unidade 3) e 
são utilizados em diversas reações. 
Elementos pertencentes ao 3º período da Classificação Periódica em diante, 
quando são átomos centrais, podem comportar mais de 8 elétrons de valência (a 
isso chamamos expansão do octeto). Por exemplo, a molécula de ácido sulfúrico, 
H2SO4 possui um enxofre como átomo central, com 12 elétrons de valência (os pares 
isolados dos oxigênios não estão representados): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
 
1.7 ORBITAIS MOLECULARES E HIBRIDIZAÇÃO 
A Mecânica Quântica lançou uma nova luz sobre a estrutura da matéria e a 
interação da matéria com a energia, servindo de base para o entendimento 
moderno das moléculas e átomos. O princípio da incerteza de Heisenberg prevê que 
é impossível determinar com exatidão e simultaneamente a energia e a posição de 
um elétron no átomo. A equação de Schröedinger, que emprega este princípio e 
uma equação física denominada equação da onda, permitiu a concepção de 
regiões espaciais ao redor do núcleo, com geometrias e orientaçõesespecíficos, 
onde é maior a probabilidade de se encontrar os elétrons (os orbitais atômicos). Esta 
equação apresenta valor exato unicamente para o hidrogênio e sistemas 
hidrogenóides (isto é, sistemas com apenas um elétron). Sistemas com mais de um 
elétron são resolvidos de forma aproximada, por meio de diversos métodos que não 
serão discutidos aqui. 
A principal característica do elétron no átomo é seu comportamento 
ondulatório. Se compararmos com uma onda que se propaga em uma corda, 
veremos que ela apresenta regiões de alta e de baixa amplitude (cristas e vales), e 
entre cada crista e vale há uma região estacionária (nó). Esta onda é chamada de 
estacionária, pois cristas e vales alternam-se ao redor do mesmo ponto (Figura 3). 
 
Figura 3: Onda estacionária em uma corda presa por ambas as extremidades 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
Orbitais atômicos se apresentam como regiões com formatos bem definidos, 
entremeados por nós, nos quais a probabilidade de se encontrar o elétron é nula. 
Sem entrarmos em detalhes matemáticos, e considerando-se apenas as situações 
mais comuns, podemos prever orbitais do tipo s, p, d e f, que apresentam formatos 
variados. A Figura 4 mostra o formato dos orbitais s e p, de maior interesse nos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 
 
 
compostos orgânicos. 
 
Figura 4: Representação dos orbitais atômicos s e p 
 
Fonte: CK-12 Chemistry (2010) 
 
O modelo teórico que possibilita o estudo das ligações químicas do ponto de 
vista das interações entre orbitais atômicos é chamada Teoria do Orbital Molecular 
(TOM), que é estudada comumente na Química Inorgânica. Neste texto nós nos 
concentraremos unicamente no conceito de hibridização e geometria molecular, 
que são consequências da TOM. Os elementos típicos dos compostos orgânicos 
ligam-se por meio de orbitais do tipo s e p da camada de valência. As ligações 
químicas covalentes se formam quando orbitais atômicos se sobrepõem, formando 
orbitais moleculares. Estes orbitais podem se sobrepor na sua forma pura ou combi-
nados uns com os outros dentro do mesmo átomo, formando orbitais híbridos. 
O átomo de carbono isolado, no estado fundamental (isto é, no seu estado de 
menor energia), apresenta a seguinte configuração eletrônica: 
 
6C (estado excitado): 1s2 2s1 2p3 
 
 
Para estabelecer ligações, ocorre a promoção de um dos elétrons que estão 
no subnível 2s para o 2p, de modo que teremos 4 orbitais (1 orbital s e 3 orbitais p) 
com um elétron cada, capaz de ser compartilhado: 
6C (estado excitado): 1s2 2s1 2p3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
 
Pode ocorrer a união (“hibridização”) do orbital s com 1 (um) orbital p, 
formando dois orbitais iguais chamados sp e deixando os outros dois orbitais p 
intactos (“puros”). Os orbitais sp ficam em uma disposição linear, com um ângulo de 
180º entre si. Eles se sobrepõem de forma frontal com os orbitais dos átomos ao qual 
o carbono está ligado, formando uma ligação chamada  (sigma). Os orbitais p se 
sobrepõem de forma lateral formam uma ligação chamada  (pi). 
Esta hibridização pode formar uma ligação simples e uma tripla (no mesmo 
carbono) ou duas ligações duplas (Figura 5). 
 
Figura 5: Sobreposição de orbitais híbridos sp. 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
Se ocorrer a união do orbital s com 2 (dois) orbitais p, formam-se três orbitais 
iguais chamados sp2 e um orbital p é deixado intacto. 
Os orbitais sp2 formam ligações , enquanto o orbital p forma ligações  com 
os átomos vizinhos. Estes orbitais ficam em uma disposição trigonal, com um ângulo 
de 120º entre si. Esta hibridização forma uma ligação dupla e duas simples no mesmo 
carbono (Figura 6). 
 
Figura 6: Sobreposição de orbitais híbridos sp2. 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
 
Por fim, se ocorrer a união do orbital s com 3 (três) orbitais p, formam-se quatro 
orbitais iguais chamados sp3. Estes orbitais ficam em uma disposição tetraédrica, com 
um ângulo de 109,5º entre si. Estes orbitais formam quatro ligações . Esta hibridização 
forma quatro ligações simples no mesmo carbono (Figura 7). 
 
Figura 7: Sobreposição de orbitais híbridos sp3 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
A hibridização nos leva à discussão acerca de sua relação com a geometria 
das moléculas e como isso nos permite prever sua polaridade e interações. 
 
1.8 GEOMETRIA MOLECULAR E POLARIDADE 
A geometria de uma molécula está diretamente relacionada a sua 
polaridade. Um dipolo elétrico formado entre duas extremidades com cargas 
opostas apresenta um momento de dipolo (𝜇), que é um vetor cujo módulo, expresso 
em debye (1 𝐷 = 10−30 𝑐𝑜𝑢𝑙𝑜𝑚𝑏 × 𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜)é dado pelo produto da carga (q) pelo 
módulo do deslocamento da mesma (𝑑 ) e cujo sentido (segundo as convenções 
oficiais) é da extremidade negativa para positiva (embora em muitos livros este 
sentido seja o inverso): 
 
 
μ⃗⃗ = q × d⃗⃗ 
 
Moléculas apolares apresentam uma soma vetorial dos dipolos de todas 
ligações igual a zero, ao contrário das moléculas polares, em que a soma dos dipolos 
é diferente de zero. Este conceito é muito importante na compreensão das 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
 
propriedades físicas das substâncias, que estão relacionadas às suas interações 
intermoleculares. 
 
Exemplo 1: CHCl3 (molécula polar) e CCl4 (molécula apolar) 
 
O carbono central é do tipo sp3 (com quatro ligações simples), e portanto é 
tetraédrico. O cloro é mais eletronegativo que o carbono, que por sua vez é mais 
eletronegativo que o hidrogênio. Representando-se os momentos de dipolo de cada 
ligação e fazendo-se a soma vetorial, conclui-se que os vetores se anulam no caso 
do CCl4 e não no caso do CHCl3 (Figura 8). A Figura 9 mostra uma previsão feita por 
métodos computacionais dos dipolos. 
 
Figura 8: Momentos de dipolo das ligações e momento de dipolo total do CHCl3 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
Figura 9: Momentos de dipolo calculados para o CHCl3 e o CCl4. Cálculos gerados pelo 
programa Arguslab. 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 
 
 
É necessário lembrar que o conceito de polaridade é relativo e não absoluto: 
não se trata de determinar se determinada molécula é polar ou apolar, mas se uma 
molécula é mais polar ou menos polar que a outra (o que dependerá do módulo do 
momento de dipolo, 𝜇. 
 
 
 
https://bit.ly/3rjYx99. Acesso 
em: 13 dez. 2020.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. O átomo de carbono é capaz de estabelecer _________ compartilhamentos de 
elétrons com os vizinhos, e apresenta diversas hibridizações. O carbono que 
apresenta uma ligação dupla e duas ligações simples tem geometria __________ e 
um ângulo de __________ entre suas ligações. 
 
De acordo com o que foi estudado na Unidade I, marque a opção que melhor 
preenche as lacunas acima: 
 
a) três, trigonal, 120º 
b) quatro, tetraédrica, 120º 
c) quatro, tetraédrica, 109,5º 
d) três, tetraédrica, 120º 
e) quatro, trigonal, 120º 
 
2. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. A regra do octeto prevê que os átomos se estabilizem com 8 elétrons de 
valência e não admite exceções. 
II. O caráter iônico de uma ligação depende da diferença de eletronegatividade 
entre os átomos que a constituem. 
III. Longas cadeias constituídas unicamente de átomos se silício não são estáveis 
como as cadeias formadas por átomos de carbono. 
 
De acordo com o que foi estudado na Unidade I, escolha a alternativa que 
apresenta as afirmativas corretas: 
 
a) I e III 
b) II e III 
c) I e II 
d) I, II e III 
e) Nenhuma das afirmativas está correta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 
 
 
3. De acordo com o que foi estudado na Unidade I, associe a coluna da esquerda 
com a da direita: 
 
I. Apresenta a proporção de cada elemento em uma unidade da substância. 
II. Apresenta a quantidade real de elementosde cada tipo em uma unidade da 
substância (molécula, par iônico, etc.). 
III. Apresenta o percentual em massa de cada elemento em relação à massa 
total. 
 
( ) Fórmula centesimal 
( ) Fórmula molecular 
( ) Fórmula mínima 
 
A correta associação entre as duas colunas é dada por: 
 
a) III, I, II 
b) I, III, II 
c) II, I, III 
d) III, II, I 
e) I, II, III 
 
4. A carga formal de um átomo é um parâmetro importante para se avaliar se 
determinada opção de fórmula estrutural é uma boa representação da mesma. 
Dentre os seguintes critérios que envolvem as cargas formais, qual está correto? 
 
a) As estruturas de Lewis são preferíveis quando as cargas formais adjacentes apre-
sentam mesmo sinal. 
b) Uma estrutura molecular em que todas as cargas formais apresentam cargas 
opostas é preferível a outra em que todas as cargas são iguais a zero. 
c) Estruturas contendo cargas negativas em átomos mais eletronegativos são 
preferíveis em relação a outras distribuições semelhantes. 
d) Se a estrutura de Lewis deve ter cargas formais diferentes de zero, é preferível o 
arranjo com o menor número de cargas formais negativas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
29 
 
 
e) Uma estrutura com cargas formais de maior valor absoluto são preferíveis a 
arranjos com cargas formais de valor unitário. 
 
5. Analise as seguintes proposições: 
 
I. A Teoria do Orbital Molecular leva em consideração o comportamento 
ondulatório do elétron e prevê a formação de orbitais moleculares a partir da 
superposição de orbitais atômicos. 
II. A regra do octeto não admite exceções entre os ametais. 
III. Ligações com pequena diferença de eletronegatividade entre seus 
elementos constituintes apresentam elevado caráter iônico. 
 
Estão corretas as proposições: 
 
a) I apenas. 
b) I e II 
c) II apenas 
d) II e III 
e) Todas as alternativas estão corretas. 
 
6. Considere as seguintes estruturas de Lewis 
 
 
Está(ão) correta(s) a(s) estrutura(s): 
 
a) I e II 
b) I e III 
c) III apenas 
d) I apenas 
e) II e III 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 
 
 
7. A carga formal no átomo de nitrogênio nas espécies NH3, NH4+, NO3– é, 
respectivamente: 
 
a) 0, +1, +1 
b) 0, -1, +1 
c) +1, 0, -1 
d) +1, +1, +1 
e) -1, -1, 0 
 
8. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. Os átomos de carbono são capazes de fazer ligações estáveis uns com os ou-
tros, formando cadeias, propriedades esta que não ocorre com outros 
elementos da mesma família. 
II. Ligações múltiplas são mais fortes que as ligações simples correspondentes. 
III. Todas as ligações entre ametais contém pelo menos uma ligação sigma. 
 
Escolha a alterna tiva correta: 
 
a) São verdadeiras apenas as afirmativas I e II. 
b) São verdadeiras apenas as afirmativas II e III. 
c) É verdadeira apenas a afirmativa II. 
d) Nenhuma das afirmativas é verdadeira. 
e) Todas as afirmativas são verdadeiras. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
 
FUNÇÕES ORGÂNICAS E 
ESPECTROSCOPIA NO 
INFRAVERMELHO 
 
 
 
2.1 CLASSIFICAÇÃO DE ÁTOMOS DE CARBONO E CADEIAS CARBÔNICAS 
Um conceito importante no estudo da estrutura de compostos orgânicos é o 
de carbonos primários, secundários, terciários e quaternários. Carbonos primários são 
aqueles ligados a apenas um carbono; carbonos secundários são ligados a dois 
carbonos; carbonos terciários são ligados a três carbonos e carbonos quaternários 
são ligados a quatro carbonos (Figura 10). 
 
Figura 10: Exemplo de uma estrutura com carbonos primários, secundários, terciários e 
quaternários 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
Carbonos que não estão ligados a nenhum outro carbono (como no metanol, 
CH3OH) não recebem este tipo de classificação, embora alguns autores atribuam a 
eles a designação de primários. 
Cadeias carbônicas podem ser representadas de diferentes formas. A Figura 
11 ilustra a estrutura tridimensional (na forma de bola e bastão), a estrutura de Lewis, 
a fórmula completa, a fórmula condensada e a fórmula de traços de algumas 
substâncias. 
 
 
 
UNIDADE 
02 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
32 
 
 
Figura 11: Estruturas químicas em suas diversas representações 
 
Fonte: Adaptado de Solomons e Fryhle (2009) 
 
Existem diferentes formas de classificar as cadeias carbônicas, e neste material 
adotaremos a seguinte convenção: 
 
 Cadeias abertas ou acíclicas 
 Normais vs ramificadas 
 Saturadas vs insaturadas 
 Homogêneas vs heterogêneas 
 Cadeias fechadas ou cíclicas 
 Homocíclicas vs heterocíclicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
 Mononucleares vs polinucleares 
 Alifáticas (alicíclicas) vs aromáticas 
 Cadeias mistas 
 
 
 
Cadeias abertas apresentam extremidades livres, cadeias fechadas (ou 
cíclicas) têm ambas as extremidades ligadas, formando um ciclo ou anel, e cadeias 
mistas têm uma parte aberta e uma parte fechada (Figura 12). 
 
Figura 12: Cadeias abertas, fechadas ou mistas 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
2.1.1 Classificação das cadeias abertas 
Cadeias normais apresentam unicamente carbonos primários e secundários. 
Cadeias ramificadas, por sua vez, apresentam pelo menos um carbono terciário ou 
quaternário (Figura 13). 
 
Figura 13: Cadeias normais ou ramificadas 
 
 Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
34 
 
 
Cadeias saturadas apresentam unicamente ligações simples entre carbonos, 
enquanto cadeias insaturadas apresentam pelo menos uma ligação dupla ou tripla 
entre carbonos (Figura 14). 
 
Figura 14: Cadeias saturadas ou insaturadas 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
Cadeias homogêneas não apresentam heteroátomo (átomo diferente de 
carbono) separando carbonos. Cadeias heterogêneas apresentam pelo menos um 
heteroátomo separando carbonos (Figura 15). 
 
 Figura 15: Cadeias homogêneas ou heterogêneas 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
Finalizada nossa discussão sobre a classificação de cadeias acíclicas, vamos 
nos concentrar na classificação de cadeias fechadas (ou cíclicas). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
 
 
2.1.2 Classificação das cadeias fechadas 
Cadeias homocíclicas são cadeias fechadas e que não contém heteroátomo 
no ciclo. Cadeias heterocíclicas são cadeias fechadas com heteroátomo no ciclo 
(Figura 16). 
 
Figura 16: Cadeias homocíclicas ou heterocíclicas 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
Cadeias mononucleares são cadeias fechadas constituídas de apenas um 
ciclo (um núcleo). Cadeias polinucleares são cadeias fechadas constituídas de mais 
de um ciclo. Neste caso os anéis podem ser condensados ou isolados (Figura 17). 
 
Figura 17: Cadeias mononucleares ou polinucleares 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
Cadeias aromáticas são cadeias fechadas que atendem a certas condições 
(que examinaremos depois) que permitem que seus elétrons sejam deslocalizados. O 
exemplo de referência é o anel do benzeno. A presença deste anel indica que a 
cadeia é aromática, embora o conceito seja mais amplo e envolva outros anéis com 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 
 
 
as mesmas características. Cadeias alicíclicas são cadeias fechadas que não 
atende às condições acima. 
O benzeno é um anel plano de 6 carbonos com três ligações duplas e três 
ligações simples alternadas. Esta configuração permite que seus elétrons fiquem 
deslocalizados entre os carbonos, causando maior estabilidade que outros anéis em 
um efeito chamado aromaticidade. 
Apesar de as ligações duplas serem mais curtas que as ligações simples, sabe-
se que as 6 ligações do anel benzênico têm o mesmo tamanho (cerca de 140 pm). 
Podem ser compreendidas como um tipo de ligação intermediário entre uma dupla 
e uma simples, na verdade, uma sobreposição lateral entre os orbitais p puros dos 
átomos de carbono (Figura 18). A Figura 19 traz alguns exemplos de cadeias 
aromáticas (no caso específico que contém o anel benzênico) e cadeias alicíclicas. 
 
Figura 18: Estrutura do benzeno 
 
Fonte: Elaborado peloAutor (2021) 
 
Figura 19: Algumas cadeias aromáticas (contendo o anel benzênico) e cadeias alicíclicas 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
 
 
 
Cadeias fechadas podem ser saturadas ou insaturadas? Apesar de ser co-
mum, classificar uma cadeia fechada como saturada ou insaturada não é 
totalmente correto. Utilizamos aqui um conceito simplificado de 
saturação/insaturação, relacionado à presença de ligações duplas ou triplas entre 
carbonos. 
A ideia de saturação/insaturação é mais ampla e está relacionada à 
quantidade de hidrogênios que podem ser ligados à estrutura. Quando uma cadeia 
comporta o máximo de átomos de hidrogênio que podem ser ligados, ela é saturada. 
Do contrário, é insaturada. 
Assim, uma ligação dupla tira a “vaga” de dois hidrogênios. Isso é verdade 
mesmo se a ligação dupla for entre átomos diferentes de carbono! (o que contradiz 
o conceito mais simples utilizado neste texto). Uma ligação tripla, por sua vez, tira o 
lugar de quatro hidrogênios (Figura 20). 
 
Figura 20: Relação entre insaturação e quantidade de hidrogênios em relação à 
quantidade de carbonos 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
38 
 
 
O mesmo ocorre com um anel (Figura 21). Portanto, se aplicarmos este conceito mais 
amplo, todos os anéis são insaturados. Assim, para evitar esta confusão, preferimos 
não classificar cadeias fechadas como saturadas ou insaturadas, embora devamos 
estar preparados para ver este tipo de classificação em algumas fontes. 
 
Figura 21: Diferentes estruturas insaturadas 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
Uma vez compreendidos os critérios para classicaçãod e cadeias abertas e 
cadeias fechadas, qual seria o procedimento para cassificação de cadeias mistas? 
 
2.1.3 Classificação das cadeias mistas 
Cadeias mistas são classificadas separadamente em sua parte aberta e em 
sua parte fechada. Considera-se que a cadeia é mista quando a cadeia aberta 
ligada ao anel tem no mínimo dois carbonos (Figura 22). 
 
Figura 22: Cadeias mistas 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
Na próxima seção você será apresentado às principais funções orgânicas, 
seus grupos distintivos e a alguns exemplos de sua ocorrência. 
 
2.2 PRINCIPAIS FUNÇÕES ORGÂNICAS 
Vimos na Unidade I que as substâncias orgânicas existem em grande número 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
39 
 
 
e suas estruturas são muito diversificadas. Devido a esta diversidade, é conveniente 
dividi-los em categorias, chamadas funções orgânicas, que podem ser identificadas 
de acordo com a presença de certos grupos ou características próprias, que 
chamaremos de grupos funcionais. 
 
Hidrocarbonetos. Hidrocarbonetos constituem a função orgânica mais 
simples: são os compostos contendo unicamente carbono e hidrogênio. São 
divididos em subcategorias, dentre as quais destacamos: 
Alcanos: Hidrocarbonetos saturados 
Alcenos: Hidrocarbonetos contendo uma ligação C=C 
Alcinos: Hidrocarbonetos contendo uma ligação C≡C 
Cicloalcanos: Hidrocarbonetos de cadeia fechada sem ligação múltipla 
Dienos, trienos e polienos: Hidrocarbonetos contendo duas ou mais ligações 
C=C 
Hidrocarbonetos aromáticos: Hidrocarbonetos contendo o anel benzênico. 
 
Funções oxigenadas. As principais funções oxigenadas são: álcoois, éteres, 
fenóis, enóis e as funções contendo carbonila (cetonas, aldeídos, ácidos carboxílicos 
e ésteres). 
 
Álcoois: apresentam um carbono sp³ ligado a OH. 
 
(ou ROH) 
 
 
(Representa-se uma cadeia carbônica genérica por R; usa-se Ar para especificar cadeias 
aromáticas) 
 
Éteres: apresentam oxigênio entre carbonos (cadeia heterogênea). As 
cadeias podem ser iguais ou diferentes. 
 
R1 – O – R2, R – O – Ar ou Ar1 – O – Ar2 
 
Fenóis: apresentam um anel benzênico ligado a OH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
40 
 
 
 
 (ou ArOH) 
 
 
Enóis: apresentam um carbono sp² (não aromático) ligado a OH 
 
Cetonas: apresentam uma carbonila (C=O) entre carbonos. 
 
Aldeídos: apresentam uma carbonila ligada a H. 
 
Ácidos carboxílicos: apresentam uma carbonila ligada a OH (grupo carboxi-
la). Podem se apresentar na forma de sais. 
 
Ésteres: apresentam uma carbonila ligada a OR. 
 
Funções nitrogenadas. As principais funções nitrogenadas são as aminas, 
aimdas, nitrilas e nitrocompostos. 
Aminas: apresentam uma nitrogênio ligado a carbono (sem carbonila). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
 
Também podem se apresentar na forma de sais (sais de amônio). 
 
 
Amidas: apresentam uma nitrogênio ligado a carbonila. 
 
Nitrilas: apresentam o grupo C≡N 
R – C≡N 
Nitrocompostos: apresentam o grupo NO2 ligado a carbono. 
 
Funções halogenadas: As funções que contém halogênios (ou seja, elementos 
da família 17 da Classificação Periódica) ligados a carbono são os haletos de alquila 
e arila e os haletos de acila. 
Haletos de alquila e de arila: apresentam halogênio (F, Cl, Br, I) ligado a cadeia 
alifática (haletos de alquila) ou aromática (haletos de arila). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
42 
 
 
 
Haletos de acila: apresentam halogênio ligado a carbonila. 
 
 
Outras funções orgânicas que podemos mencionar são: tióis, tioéteres, ani-
dridos e iminas. 
Tióis: têm estrutura análoga aos álcoois, com S em lugar de O. 
R – SH 
Tioéteres: têm estrutura análoga aos éteres, com S em lugar de O. 
R1 – S – R2, R – S – Ar ou Ar1 – S – Ar2 
 
Anidridos: apresentam o grupo O=C–O–C=O. 
 
Iminas: apresentam o nitrogênio com ligação dupla. 
 
Exemplos: Vamos identificar as funções orgânicas presentes em algumas 
estruturas. 
 
1. A capsaisina é uma substância presente na pimenta malagueta: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
 
 
Funções presentes: 
 
2. A epibatidina é isolada do veneno do sapo da espécie Epipedobates antho-
nyi: 
 
Funções presentes: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
 
3. O cloreto de tubocurarina, também conhecido como curare, é encontrado 
no extrato da planta Chondodendron tomentosum, utilizado pelos índios da 
América do Norte para envenenar suas flechas: 
 
 
Funções presentes: 
 
 
4. Penicilina V (antibiótico isolado do fungo da espécie Penicilium notatum) 
 
Funções presentes: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
45 
 
 
 
Do ponto de visa prático, como um profissional da Química pode saber qual 
(quais) funções estão presentes em uma determinada substância? Uma técnica 
experimental que é rotineira é a espectroscopia de absorção no infravermelho, que 
será o tema da próxima seção. 
 
2.3 ESPECTROSCOPIA NO INFRAVERMELHO: FUNDAMENTOS E INSTRUMEN-
TAÇÃO 
No dia a dia dos profissionais que atuam na Química, uma atividade 
frequente consiste na identificação de substâncias que são sintetizadas ou isoladas 
de plantas ou animais. Até meados do século XIX, diversas substâncias químicas 
foram identificadas e suas estruturas elucidadas por meio de um processo árduo que 
envolvia testes químicos em inúmeras etapas para identificação das funções 
presentes. Quantidades muito pequenas de produtos naturais eram obtidas por meio 
de métodos cromatográficos, muitas vezes insuficientes para uma identificação 
conclusiva. 
Foi a partir dos anos 1930 que a interação da luz ultravioleta com a matéria 
serviu ao propósito de auxiliar na identificação estrutural, aplicada a compostos 
conjugados (ou seja, contendo ligações duplas separadas grupos com pares de 
elétrons ou por outras ligações duplas por ligações simples). A espectroscopia no 
infravermelho (IV) passou a ser desenvolvida a partir do final dos anos 1940 e 
aplicada à identificação de grupos funcionais. Posteriormente, a técnica conhecida 
como ressonância magnética nuclear (RMN) trouxe incontáveis contribuições a esta 
tarefa, tornando possível o desenvolvimento da indústria farmacêutica, de produtos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
46 
 
 
agrícolas, de novos materiais, dentre outros. 
A luz visível corresponde a uma pequena parte deuma vasta gama de 
radiações que constitui o espectro eletromagnético (Figura 23). Uma onda 
eletromagnética é gerada a partir da interação entre um campo elétrico ( ) e um 
campo magnético ( ), ondas que se propagam perpendicularmente uma à outra, 
à velocidade da luz, , caso esta propagação ocorra no vácuo (Figura 24). 
 
Figura 23: Espectro eletromagnético. 
 
Fonte: Adaptado de https://bit.ly/2NXxAdc. Acesso em: 16 dez. 2020. 
 
Figura 24: Radiação eletromagnética, formada da combinação de um campo elétrico e 
um campo magnético. 
 
Fonte: Disponível em https://bit.ly/3rodyHg. Acesso em: 16 dez. 2020 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
 
A espectroscopia no IV se baseia no fato de as moléculas estão em um estado 
de vibração que é alterado quando interage com a radiação na região do 
infravermelho. Uma ligação vibra como uma mola, sofrendo estiramento e 
contração (Figura 25). 
 
Figura 25: Vibração de uma ligação sob a ação da radiação no IV. 
 
Fonte: Adaptado de Clayden et al. (2000) 
 
A modelo do sistema massa-mola segue a lei de Hooke, que estabelece que, 
quando a mola é deformada de , ela sofre uma força de restauração F, oposta ao 
sentido da deformação, que depende da constante de força da mola, k. 
 
 F = −k ⋅ x (1) 
 
Se a mola é deformada e liberada pela força que a deformou, ela entra em 
vibração, oscilando ao redor de uma posição de equilíbrio com uma frequência  
(este sistema em condições em que não há forças dissipativas é chamado de 
oscilador harmônico). Suponha que tenhamos o sistema de duas massas m1 e m2 da 
Figura 25, que oscila a uma frequência , mais comumente expressa como um 
número de onda ν̄ = 
1
λ
(expresso em cm-1). Pode-se demonstrar que o número de 
onda será dado por: 
 
 
ν̄ = 
1
2πc
√
k
μ
 (2) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
48 
 
 
sendo  a massa reduzida do sistema, dada por: 
 
 μ = 
m1m2
m1 + m2
. (3) 
 
Podemos perceber que, quanto mais forte a ligação (ou seja, quanto maior a 
constante de forma k), menor a frequência de vibração. Também pode-se concluir 
que, quanto mais pesados os átomos da ligação, maior será o valor de  (visto que 
o produto de m1 e m2 no numerador da equação anterior aumenta mais 
rapidamente que a soma no denominador) e menor a frequência de vibração. 
 
 
 
Em uma molécula, além do estiramento e contração das ligações, ocorrem 
também outros movimentos de ligações, cujos ângulos aumentam ou diminuem. 
 
Figura 26: Tipos de vibração de ligações no IV 
 
Fonte: Adaptado de Solomons e Fryhle (2009) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
49 
 
 
A Figura 27 mostra o esquema geral de um espectrofotômetro de IV, que 
conta com uma fonte (por exemplo, um corpo negro aquecido), um compartimento 
para a amostra (geralmente dissolvida em clorofórmio ou compactada em uma 
pastilha de brometo de potássio, KBr) e outro para um material de referência, e de 
um sistema contendo defletor, detetor, processador do sinal e um display. Um 
gráfico de transmitância em função do número de onda é gerado (Figura 27), e é o 
ponto de partida para a análise da estrutura da(s) substância(s) presente(s) na 
amostra. 
 
 
 
Figura 27: Esquema de um espectrofotômetro de IV 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2021) 
 
Figura 28: Espectro de absorção no IV do formaldeído. 
 
Fonte: Coblentz Society (2018) 
Um modelo mais usado de espectrofotômetro, chamado dispersivo, não requer o preparo 
da amostra com solvente ou KBr.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
 
 
A absorção de energia é quantizada, ou seja, as substâncias absorvem 
energia em determinadas regiões do espectro eletromagnético. Considerando que 
o número de onda das ligações depende da massa dos átomos e da natureza das 
ligações (força e polaridade), este parâmetro pode ser usado para se estabelecer 
uma relação com o tipo de grupos funcionais presentes da estrutura. Como o 
movimento das ligações é feito em conjunto, ou seja, quando uma ligação sofre 
estiramento ou deformação, todo o esqueleto carbono vibra em outras frequências, 
de modo que além do fato de as absorções serem características de cada tipo de 
ligação, as frequências (ou números de onda) dependem da vizinhança destes 
grupos. 
 
 
 
2.4 APLICAÇÃO DA ESPECTROSCOPIA NO INFRAVERMELHO NA 
IDENTIFICAÇÃO DE GRUPOS FUNCIONAIS 
O Quadro 1 resume os números de onda e as características de diversas 
bandas de absorção dos grupos funcionais mais comuns, que utilizamos na análise 
estrutural, conforme veremos em alguns exemplos. 
 
Quadro 1: Principais absorções no IR de grupos funcionais 
Grupo 
funcional 
Tipo Estrutura 
Número de 
onda (cm-
1) 
Intensidade da 
banda 
C-H 
sp3 R3C-H 2850-3000 média (fina) 
sp2 =CR-H 3000-3250 média (fina) 
sp C-H 3300 média-forte (fina) 
N-H C-H de aldeídos H-(C=O)R 2750, 2850 média (fina) 
A espectrofotometria no infravermelho por transformada de Fourier (FTIR) emprega um 
método matemático que permite a obtenção dos conhecidos espectros a partir da 
incidência de um feixe de luz na região do IV com diversas frequências simultâneas 
(simples e combinadas), medindo a absorção ao longo do tempo. Este conjunto de 
respostas é processado por meio de um algoritmo matemático, gerando os gráficos de 
número de onda por intensidade. Para conhecer mais desta técnica consulte o livro de 
“Química Orgânica” (2006) de Paula Yurkanis Bruice a partir da página 479. Disponível em: 
https://bit.ly/3bpUfaW. Acesso em: 29 dez. 2020. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
51 
 
 
Grupo 
funcional 
Tipo Estrutura 
Número de 
onda (cm-
1) 
Intensidade da 
banda 
aminas primárias, 
amidas 
RN(H)-H, 
RCONH2 
3300, 3340 forte, forte (larga) 
aminas secundárias, 
amidas 
RNR-H, RCONHR 3300-3500 forte (larga) 
aminas terciárias, 
amidas 
RN(R3), RCONR2 - 
O-H 
álcoois, fenóis 
O-H livre 3620-3580 fraca (fina) 
O-H com 
ligação de 
hidrogênio 
3600-3650 forte (larga) 
ácidos carboxílicos R(C=O)O-H 3500-2400 forte (larga) 
CN nitrilas RCN 2280-2200 forte(fina) 
CC alcinos 
R-CC-R 2260-2180 fraca (fina) 
R-CC-H 2160-2100 média (fina) 
C=O 
aldeídos R(C=O)H 1740-1720 forte (fina) 
cetonas R(C=O)R 1730-1710 forte (fina) 
ésteres R(CO2)R 1750-1735 forte (fina) 
ácidos carboxílicos RCO2H 1720-1680 forte (fina) 
amidas 
RCONH2, 
RCONHR 
1670-1640 forte (fina) 
RCONH2 1650-1620 forte (fina) 
RCONHR 1550 forte (fina) 
amidas RCONR2 1650-1620 forte (fina) 
anidridos R(CO2CO)R 1820, 1750 forte, forte (fina) 
carboxilatos RCO2–, M+ 1600, 1400 forte, forte (fina) 
C=C 
alcenos (e compostos 
contendo ligações 
duplas entre 
carbonos) 
R2C=CR2 1680-1640 fraca (fina) 
R2C=CH2 1600-1675 média (fina) 
R2C=C(OR)R 1600-1630 forte (fina) 
-NO2 grupos nitro RNO2 1550, 1370 
forte, forte 
(fina)[RHLdO1][CdM2] 
Disponível em: https://bit.ly/30oCi6a. Acesso em: 09 mar. 2020. 
 
Vamos aplicar esta abordagem a alguns exemplos. 
 
2.4.1 Octano 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
52 
 
 
 
Figura 29: Espectro de absorção no IV do octano. 
 
Disponível em: https://webbook.nist.gov . Acesso em: 09 mar. 2020. 
 
As bandas A e B indicam o estiramento de ligações C–H (2850-3000 cm-1). A 
consulta a tabelas mais completas, permite distinguir a banda A como o estiramento 
de ligações C–H de grupos –CH3 e B, este mesmo estiramento em grupos –CH2–. As 
bandas C e D indicam, respectivamente, a deformação angular de ligações C–H de 
grupos –CH2– e –CH3. 
 
2.4.2 Hept-1-Ino 
 
 
Figura 30: Espectro de absorção no IV do hept-1-ino 
 
 Disponível em: https://webbook.nist.gov. Acesso em: 09 mar. 2020. 
 
A banda A se refere ao estiramento de ligações ≡C–H, B refere-se ao 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
53 
 
 
estiramento C–H de grupos –CH2– e –CH3 e C ao estiramento de ligações C≡C. A 
banda D é referente à deformação angular de grupos –CH3. 
 
2.4.3 Ácido Propanóico 
 
Figura 31: Espectro de absorção no IV do ácido propanóico 
 
Disponível em: https://webbook.nist.gov.Acesso em: 09 mar. 2020. 
 
As bandas A e B referem-se, respectivamente o estiramento de O–H (unidos 
por ligações de hidrogênio intermoleculares) e estiramento de C–H. Temos em C uma 
banda forte em cerca de 1750 cm-1 corresponde ao estiramento de uma ligação 
C=O. Temos em D uma deformação angular fora do plano de grupos C–O–H, um 
estiramento de ligações C–O em E, e uma deformação angular fora do plano de O–
H em F. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
54 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. O taxol é uma substância isolada da casca do teixo do Pacífico (Taxus brevifolia), 
com atividade comprovada contra câncer de mama e de ovário. 
 
A alternativa que apresenta apenas funções presentes na estrutura do taxol é: 
 
a) éter, amina, álcool 
b) ácido carboxílico, amida, fenol 
c) éster, amida, fenol 
d) éster, amida, álcool 
e) ácido carboxílico, éter, amida 
 
2. Cetonas e aldeídos podem ter aplicações como essências de perfumes e 
flavorizantes. Aldeídos de elevado valor agregado podem ser obtidos a parir da 
oxidação do limoneno, obtido das cascas de laranjas descartadas em 
abundância no Brasil. Alguns produtos da oxidação do limoneno são mostrados 
abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
55 
 
 
 
Analisando as estruturas e os espectros de absorção no infravermelho do limoneno 
e do produto de oxidação mostrado, foram feitas as seguintes afirmativas: 
 
I. Os espectros do carveol e do álcool perílico diferem do 1,2-epoxilimoneno 
pela presença de uma banda de intensidade média a alta na região acima 
de 3500 cm-1 (ausente no 1,2-epoxilimoneno). 
II. A banda de estiramento de ligações C=C em 1680-1640 cm-1 não apresenta 
diferença de intensidade quando comparamos o limoneno com o 1,2-
epoxilimoneno. 
III. Os produtos de oxidação do limoneno mostrados são éteres e fenóis. 
 
Estão corretas as afirmativas: 
 
a) I apenas. 
b) I e II 
c) I e III 
d) III apenas 
e) I, II e III. 
 
3. Vitaminas são compostos multifuncionais que atuam como micronutrientes. 
Considere as estruturas das três vitaminas ilustradas: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
56 
 
 
 
A alternativa que apresenta a função orgânica comum às três vitaminas é: 
 
a) éster. 
b) álcool. 
c) cetona. 
d) amida. 
e) ácido carboxílico. 
 
4. Hidrocarbonetos derivados do petróleo podem ser submetidos a um processo 
chamado craqueamento, que visa quebrar cadeias longas e normais em cadeias 
menor e ramificadas, devido a sua maior volatilidade, o que melhora o rendimento 
da separação dos componentes. A seguir são ilustrados alguns destes compostos: 
 
 
Os compostos mais voláteis são: 
 
a) I e II 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
57 
 
 
b) I e III 
c) II e IV 
d) III e IV 
e) II e III 
 
5. Compostos poliaromáticos contém diversos anéis benzênicos, e muitos são 
conhecidos agentes carcinogênicos, como o fenaleno, o fenantreno e o 
antraceno. Muitos destes compostos apresentam a mesma fórmula molecular, ou 
seja, são isômeros. 
 
 
 
Os compostos citados que são isômeros são: 
 
a) fenaleno e fenantreno 
b) fenaleno e antraceno 
c) fenantreno e antraceno 
d) todos são isômeros um do outro 
e) nenhum deles é isômero um do outro 
 
6. O ácido iocetâmico é uma substância utilizada como agente de contraste 
 
 
A alternativa que apresenta funções a que o ácido iocetâmico pertence é: 
 
a) haleto de arila, amina, amida e ácido carboxílico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
58 
 
 
b) haleto de alquila, amina, cetona e ácido carboxílico 
c) haleto de alquila, amida, éster e ácido carboxílico 
d) haleto de arila, amida, aldeído e éster 
e) haleto de alquila, amina, cetona e aldeído. 
 
7. A preparação em laboratório de um importante analgésico ocorre conforme 
ilustrado: 
 
 
Esta reação envolve as seguintes conversões: 
 
a) um álcool reage com um aldeído formando um éster e um ácido carboxílico 
b) um fenol reage com um anidrido formando um éster e um ácido carboxílico 
c) um fenol reage com um éster formando um acetona e um ácido carboxílico 
d) um álcool reage com um anidrido formando dois ácidos carboxílicos. 
e) um fenol reage com um éster formando um aldeído e um ácido carboxílico. 
 
8. O número de onda do estiramento de ligações e da deformação de ângulos com 
a absorção no infravermelho depende da natureza dos átomos e ligações 
envolvidos. Em relação a esta dependência, pode-se afirmar que: 
 
a) Quanto mais forte a ligação, maior o número de onda. 
b) Ligações duplas vibram com maior intensidade que ligações simples. 
c) A vibração de uma ligação não afeta a vibração da ligação adjacente. 
d) Ligações adjacente sempre vibram de forma simétrica. 
e) Quando mais pesados os átomos da ligação, menor o número de onda. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
59 
 
 
ÁCIDOS E BASES ORGÂNICOS 
 
 
 
3.1 INTRODUÇÃO 
O estudo das substâncias orgânicas, suas propriedades e reações envolve seu 
comportamento ácido ou básico, que será objeto de estudo nesta unidade. Estes 
conceitos são úteis no entendimento dos mecanismos de reação e na predição dos 
produtos. 
 
3.2 QUEBRA HOMOLÍTICA E HETEROLÍTICA DE LIGAÇÕES 
Uma ligação química é quebrada mediante ganho de energia. Se uma 
ligação covalente apolar é quebrada, o par de elétrons fica distribuído igualmente 
entre os dois átomos, e temos uma quebra (ou cisão) homolítica, formando-se 
radicais. 
Se uma ligação covalente polar é quebrada, o par de elétrons não fica 
distribuído igualmente entre os dois átomos, e temos uma quebra heterolítica, 
formando-se íons. 
 
 
 
3.3 ELETRÓFILOS, NUCLEÓFILOS E RADICAIS 
Dependendo de sua função na reação, um reagente pode ser classificado 
como eletrofílico, nucleofílico ou radicalar. Um eletrófilo (ou reagente eletrofílico) é 
deficiente de elétrons, e se comporta como um ácido de Lewis. 
Exemplos: H+, Fe3+, Cl2, Br2, I2 
 
UNIDADE 
03 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
60 
 
 
Um nucleófilo (ou reagente nucleofílico) é rico em elétrons, e se comporta 
como uma base de Lewis. 
Exemplos: OH-, CN-, RO-, HSO3-, NH3, H2O, ROH 
Um radical (ou reagente radicalar) tem um elétron desemparelhado e pode 
se ligar a outros radicais (formando uma ligação) ou a outros átomos (formando ou-
tros radicais). 
Exemplos: R•, Cl•, Br•, I• 
 
3.4 CARBOCÁTIONS E CARBÂNIONS 
Quando o átomo de carbono sofre uma quebra heterolítica, pode haver a 
formação de um átomo de carbono positivo, que é denominado carbocátion, ou 
um átomo de carbono negativo, chamado de carbânion. 
Por exemplo, a reação entre o cloreto de ter-butila, (CH3)3CCl com NaOH (em 
um solvente adequado, que não reaja com nenhum dos dois) ocorrem em duas 
etapas, sendo a primeira a saída do cloro com a formação de um carbocátion, e a 
segunda a formação de uma ligação do carbono positivo com o íon hidróxido (o 
carbono positivo atuando como eletrófilo). 
 
 
 
Este carbocátion é térciário, e é mais estável que carbocátions secundários ou 
primários: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
61 
 
 
Isso ocorre porque as cadeias carbônicas são doadoras de elétrons e 
estabilizam o carbocátion, dispersando sua carga. Esta doação de carga é feita por 
meio das ligações e é chamada de efeito indutivo. Quanto mais cadeias 
carbônicas ligadas ao carbono positivo, mais estável será o carbocátion. 
 
 
 
Um carbânion é uma espécie com um átomo de carbono negativo. Um 
exemplo de carbânion que podeoms citar é um reagente Grignard, um composto 
contendo uma ligação do carbono com um metal (neste caso, magnésio). Como o 
carbono é mais eletronegativo que o metal, a ligação com o magnésio é polar e o 
carbono tem uma carga parcial negativa (δ −), e o magnésio tem carga parcial posi-
tiva (δ +) 
 
 
 
O carbono negativo atua como nucleófilo, doando sua carga negativa a um 
átomo deficiente de elétrons. A estabilidade de carbânions primários, secundários e 
terciários é o oposto da dos carbocátions: 
 
 
 
3.5 REPRESENTAÇÃO DE MECANISMOS DE REAÇÃO 
O conjunto de etapasde uma reação, com seus intermediários e caminhos, é 
chamado de mecanismo de reação. É o processo mental pelo qual estudamos um 
processo químico, que é essencialmente (na maior parte dos casos) uma reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
62 
 
 
ácido-base, em que uma espécie doa elétrons para outra. 
Como escrevemos um mecanismos de reação? Utilizamos setas curvas para 
representar o movimento dos elétrons. As setas indicam o movimentos dos elétrons 
(do átomo ou ligação doador para o átomo receptor). As valências dos átomos 
devem ser respeitadas, portanto se uma ligação é feita em um átomo com as 
valências completas, outra deve ser desfeita (a atribuição de cargas formais 
estudada na Unidade I é de grande auxílio aqui). Espécies que funcionam como 
catalisadores são introduzidas em certo momento e regeneradas depois. 
Exemplo: Equilíbrio entre dois isômeros da propanona, catalisado por ácido 
(H+) ou por base (OH-). 
 
 
 
3.6 DEFINIÇÕES DE ÁCIDOS E BASES 
O conceito de ácido e base, em suas origens, estava relacionado às suas 
propriedades organolépticas (ou seja, que afetam os sentidos humanos). Ácidos têm 
sabor azedo e muda a cor do papel tornassol azul para vermelho. Bases têm sabor 
adstringente e mudam a cor do papel tornassol vermelho para azul. 
Conceitos mais precisos forma propostos por Arrhenius (1884), BrØnsted-Lowry 
(1923) e de Lewis (1923) proporcionam um entendimento melhor do comportamento 
de ácidos e bases e sistemas orgânicos. 
 
 
 
Outros modelos de ácido-base, como o de Lux-Flood (1947) e o do sistema-solvente (1925), 
também se tornaram populares. No caso de compostos inorgânicos, a teoria de ácidos e 
bases duros e macios de Pearson (1963) é muito empregada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
63 
 
 
De acordo com o conceito de Arrhenius, ácido é uma substância que se 
dissocia em água liberando íons hidrônio (H3O+) ou íons hidrogênio (chamados às 
vezes simplesmente de prótons, H+). Base é uma substância que se dissocia em água 
liberando íon hidróxido (OH-). A reação entre um ácido e uma base é chamada de 
neutralização. 
 
𝐇𝐂𝐥(𝒂𝒒) + 𝐍𝐚𝐎𝐇(𝒂𝒒) → 𝐍𝐚𝐂𝐥(𝒂𝒒) + 𝐇𝟐𝐎(𝒍) 
 
Exemplo 2: O conceito de BrØnsted-Lowry se baseia na ideia de protonação-
desprotonação: ácidos são espécies que doam prótons e bases são espécies que 
recebem. O ácido que perde um próton se transforma em uma base, e uma base 
que ganha um próton se converte em um ácido. Ambos (o ácido e a base resultante, 
e a base e o ácido resultante) estabelecem um par ácido-base conjugado. 
 
HCl + H2O → H3O
+
(𝑎𝑞)
 + Cl−(𝑎𝑞) 
 
O HCl é o ácido que se converte no Cl-, sua base conjugada; a água é a base 
que se converte no ácido conjugado H3O+ 
 
Exemplo 3: O conceito de Lewis não está relacionado ao movimento de prótons, mas 
a pares de elétrons: um ácido recebe pares de elétrons e uma base doa pares de 
elétrons. É o conceito mais abrangente dos três, e junto ao conceito de BrØnsted-
Lowry é o mais usado no estudo de mecanismos de reações orgânicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3.7 FORÇA RELATIVA DE ÁCIDOS E BASES 
Ácidos e bases podem ser fortes ou fracos, quando comparados uns aos 
outros. Tomando a reação entre HCl e H2O, citada anteriormente, o ácido clorídrico 
protona a molécula de água pelo fato de ser o ácido mais forte. Sendo o ácido mais 
forte, forma-se a base mais fraca. 
O equilíbrio de dissociação de um ácido fraco HA é dado portanto por (4): 
 
 HA ↔ H+ + A− (4) 
 
A constante de equilíbrio é chamada constante de acidez, Ka sendo dada 
portanto (5): 
 
 
Ka = 
[H+][A−]
[HA]
 (5) 
 
É usual expressar este valor na forma de logaritmo (6): 
 
 pKa = −log(Ka) (6) 
 
Quanto mais forte o ácido, maior a quantidade de ácido dissociado (H+ e A-) 
em relação ao ácido associado (HA), maior o Ka e menor o pKa. 
Se estamos falando de uma base B: (com um par de elétrons para doar), a 
reação com H+ é dada por (7): 
 
 B: + H+ → BH+ (7) 
 
A constante deste equilíbrio é a constante de basicidade Kb (8): 
 
 
Kb = 
[BH+]
[B: ][H+]
 (8) 
Para conhecer melhor as diversas teorias ácido-base consulte o livro “Introdução à 
Química Orgânica” (2010) de Luiz Cláudio de Almeida Barbosa a partir da página 24 
Disponível em: https://bit.ly/3cbd2FV. Acesso em: 17 jan. 2020. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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E, na forma de logaritmo (9): 
 
 pKb = −log(Kb) (9) 
 
A Tabela 2 traz os valores de Ka e pKa de diversos ácidos orgânicos e 
inorgânicos. Repare que alguns deles apresentam mais de uma constante por pos-
suírem dois ou mais hidrogênios ionizáveis, como o ácido fosfórico: 
 
 
H3PO4 → H2PO4
− + H+; Ka1
H2PO4
− → HPO4
2− + H+; Ka2
HPO4
2− → PO4
3− + H+; Ka3
 
 
Neste caso, note-se que a primeira constante é maior que a segunda, que é 
maior que a terceira. 
 
 
 
Tabela 2: Valores de Ka e pKa de diversos ácidos. 
Ácido há A- Ka pKa 
Iodídrico HI I- -10 
Bromídrico HBr Br- -9 
Perclórico HClO4 ClO4- -7 – -8 
Clorídrico HCl Cl- -3 – -7 
Clórico HClO3 ClO3- -1 – -1,4 
Sulfúrico (1ª ionização) H2SO4 HSO4- -5 
Nítrico HNO3 NO3- -1,3 
Íon hidrônio H3O+ H2O -1,7 
Iódico HIO3 IO3- 1,6 x 10-1 0,80 
Oxálico (1ª ionização) H2C2O4 HC2O4- 5,9 x 10-2 1,23 
Sulfuroso (1ª ionização) H2SO3 HSO3- 1,54 x 10-2 1,81 
Sulfúrico (2ª ionização) HSO4- SO42- 1,2 x 10-2 1,92 
Cloroso HClO2 ClO2- 1,1 x 10-2 1,96 
Fosfórico (1ª ionização) H3PO4 H2PO4- 7,52 x 10-3 2,12 
Arsênico (1ª ionização) H3AsO4 H2AsO4- 5,0 x 10-3 2,30 
Cloroacético CH2ClCOOH CH2ClCOO- 1,4 x 10-3 2,85 
Cítrico (1ª ionização) H3C6H5O7 H2C6H5O7- 8,4 x 10-4 3,08 
Fluorídrico HF F- 7,2 x 10-4 3,14 
Nitroso HNO2 NO2- 4,0 x 10-4 3,39 
Fórmico HCOOH HCOO- 1,77 x 10-4 3,75 
Lático HCH3H5O3 CH3H5O3- 1,38 x 10-4 3,86 
Ascórbico (1ª ionização) H2C6H6O6 HC6H6O6- 7,9 x 10-5 4,10 
Benzóico C6H5COOH C6H5COO- 6,46 x 10-5 4,19 
Por que os valores de Ka1, Ka2 e Ka3 variam desta forma?
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Ácido há A- Ka pKa 
Oxálico (2ª ionização) HC2O4- C2O42- 6,4 x 10-5 4,19 
Hidrazóico HN3 N3- 1,9 x 10-5 4,72 
Cítrico (2ª ionização) H2C6H5O7- HC6H5O72- 1,8 x 10-5 4,74 
Acético CH3COOH CH3COO- 1,76 x 10-5 4,75 
Propanóico CH3CH2COOH CH3CH2COO- 1,34 x 10-5 4,87 
Íon piridínio C5H4NH+ C5H4N 5,6 x 10-6 5,25 
Cítrico (3ª ionização) HC6H5O72- C6H5O73- 4,0 x 10-6 5,40 
Carbônico (1ª ionização) H2CO3 HCO3- 4,3 x 10-7 6,37 
Sulfuroso (2ª ionização) HSO4- SO42- 1,02 x 10-7 6,91 
Arsênico (2ª ionização) H2AsO4- HAsO42- 8 – 9,3 x 10-8 7,10 – 7,03 
Sulfídrico H2S HS- 1,0 x 10-7 – 9,1 x 10-8 7 – 7,04 
Fosfórico (2ª ionização) H2PO4- HPO42- 6,23 x 10-8 7,21 
Hipocloroso HClO ClO- 3,5 – 3,0 x 10-8 7,46 – 7,53 
Hipobromoso HBrO BrO- 2 x 10-9 8,70 
Cianídrico HCN CN- 6,17 x 10-10 9,21 
Bórico (1ª ionização) H3BO3 H2BO3- 5,8 x 10-10 9,23 
Íon amônio NH4+ NH3 5,6 x 10-10 9,25 
Fenol C6H5OH C6H5O- 1,6 x 10-10 9,80 
Carbônico (2ª ionização) HCO3- CO32- 4,8 x 10-11 10,32 
Hipoiodoso HIO IO- 2 x 10-11 10,70 
Arsênico (3ª ionização) HAsO42- AsO43- 6,0 x 10-10/3,0 x 10-12 9,22 – 11,53 
Peróxido de hidrogênio H2O2 HO2- 2,4 x 10-12 11,62 
Ascórbico 
(2ª ionização) HC6H6O6- C6H6O62- 1,6 x 10-12 11,80 
Fosfórico (3ª ionização) HPO42- PO43- 4,8 – 2,2 x 10-13 12,32 – 12,66 
Água H2O OH- 1,0 x 10-14 14,0 
Fonte: Hall (2002) 
 
 
 
3.8 EFEITOS QUE AFETAM ACIDEZ E BASICIDADE 
Podemos comparar a força dos ácidos, mesmo sem conhecer seus valores de 
pKa, a partir de suas características estruturais. Quanto maior a estabilidade da base 
conjugada, mais forte será o ácido. Vamos analisar alguns aspectos que influenciam 
na acidez. 
 
Às vezes as tabelas de ácidos contém apenas o Ka ou o pKa. Pode-se, contudo determinar 
o Kb e pKb das bases a aprtir da relação: 
 
𝑲𝒂 ⋅ 𝑲𝒃 = 𝑲𝒘 = 𝟏𝟎
−𝟏𝟒 
ou 
𝒑𝑲𝒂 + 𝒑𝑲𝒃 = 𝟏𝟒 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. Elementos eletronegativos estabilizam a base conjugada. Comparando o pKa