QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA

QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1A: QUI02233
AULA 01
CONCEITOS FUNDAMENTAIS: ÁTOMOS e MOLÉCULAS
A diversidade do comportamento quίmico é resultado de apenas
aproximadamente cem elementos/átomos, influenciando, por exemplo,
cores, textura, solubilidade e reatividades quίmicas.
ÁTOMOS
Indivisίveis. Apenas três partίculas subatômicas: Prótons, Nêutrons e
Elétrons influenciam o comportamento químico.
Os átomos têm número igual de elétrons e prótons; logo eles têm uma
carga elétrica líquida neutra.
Tabela 1- Comparação entre prótons, nêutrons e elétrons.
Partículas Carga Massa (u)
Prótons Positiva (1+) 1,0073
Nêutrons Nenhuma (neutral) 1,0087
Elétrons Negativa (1-) 5,486 x 10- 4
Os elétrons são presentes como uma nuvem no átomo e tem um papel
de grande relevância nas reações químicas. A atração entre elétrons e núcleo
é diferente entre os vários elementos.
TABELA PERIÓDICA: Tabela dos Elementos Químicos
Colunas Verticais: Tem os elementos com propriedades similares. Os
elementos na mesma coluna têm o mesmo tipo de organização dos elétrons,
na periferia dos átomos.

ISÓTOPOS
Átomos de um dado elemento que possuem número de nêutrons e de
massa diferentes, e mesmo número de prótons. Ex: 11
C, 12
C.
MOLÉCULAS
São combinações dos átomos. Objeto único e inconfundível.
Elementos encontrados como moléculas diatômicas: H2-O2-N2-F2-Br2-
Cl2-I2
Compostos Moleculares: Tem mais de um tipo de átomo.
Tipos de Fórmulas
Fórmulas Moleculares: São números e tipos efetivos de átomos. Dão a
composição dos compostos moleculares. Ex: H2O2.
Fórmulas Mínimas: Relação dos átomos. Ex: HO para H2O2.
Fórmulas Estruturais

ESTRUTURA ELETRÔNICA DOS ÁTOMOS: ORBITAIS ATÔMICOS
Elétrons movem-se em orbitais circulares ao redor do núcleo. Dá a
probabilidade de o elétron ser encontrado em certa região de espaço em um
determinado instante: Densidade de Probabilidade.
Átomo Isolado: Orbitais atômicos s (2e-
), p (6 e-
), d (10 e-
) e f (14 e-
).
Orbital atômico s.
Orbitais atômicos p.

Orbitais atômicos d.
Estrutura eletrônica dos átomos.
CONFIGURAÇÃO DE QUADRÍCULAS
Cada orbital é representado por uma quadrícula e cada elétron por
uma meia seta. Uma meia-seta apontada para cima representa um elétron
com número quântico magnético de spin positivo (ms = +½) e a meia seta
apontando para baixo representa um elétron com número quântico
magnético de spin negativo (ms = -½).

Os elétrons que possuem spins contrários são emparelhados quando
estão em um mesmo orbital. Um elétron desemparelhado não está
acompanhado por um companheiro de spin contrário.
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS EM GERAL
A tabela periódica é seu guia para ordem na quais os orbitais são
preenchidos. O subnível 1s e o primeiro subnível s, o 2p e o primeiro
subnível p, o 3d e o primeiro subnível d, e o 4f o primeiro subnível f.

CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS CONDENSADAS
Átomo: [Gás nobre ou elétrons internos] elétrons de valência.
Exemplos: Na: [Ne]3s1
Li: [He]2s1
Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os elétrons de
valência, os localizados no nível mais externo de um átomo.
SÍMBOLO DE LEWIS
O Símbolo de Lewis para um elemento consiste do símbolo químico
do elemento mais um ponto para cada elétron de valência.
A REGRA DO OCTETO
Os átomos freqüentemente ganham, perdem ou compartilham elétrons
para atingir o número de elétrons do gás nobre mais próximo deles na tabela
periódica.
Os gases nobres têm distribuições eletrônicas muito estáveis, por suas
altas energias de ionização, baixas afinidades por elétrons adicionais e
deficiência geral de reatividade química.
TODOS OS GASES NOBRES TÊM OITO ELÉTRONS DE VALÊNCIA
(exceto o gás Hélio).
REGRA DO OCTETO: Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar
elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência.

ELETRONEGATIVIDADE
A eletronegatividade é definida como a habilidade de um átomo em
atrair elétrons para si em certa molécula. A eletronegatividade de um átomo
em uma molécula está relacionada a sua Energia de Ionização e sua
Afinidade Eletrônica, que são propriedades de átomos isolados.
A Energia de Ionização mede quão fortemente um átomo segura seus
elétrons. A Afinidade Eletrônica é uma medida de quão facilmente um
átomo atrai elétrons adicionais.
Escala de eletronegatividades: Linus Pauling. O flúor, o elemento
mais eletronegativo, tem eletronegatividade de 4,0. O elemento menos
eletronegativo, o césio, tem eletronegatividade de 0,7.
Tendências: Qual será o mais eletronegativo entre dois elementos.
Período: Um aumento contínuo na eletronegatividade da esquerda
para a direita.
Grupo: Com algumas exceções (especialmente nos metais de
transição), a eletronegatividade diminui com o aumento do número atômico
em um grupo e as afinidades eletrônicas não variam muito.

O CONCEITO DE POLARIDADE DE LIGAÇÃO
Ligação covalente apolar: Os elétrons estão igualmente
compartilhados.
Ligação covalente polar: Um dos átomos exerce maior atração pelos
elétrons ligantes, que o outro.
Ligação iônica: Se a diferença na habilidade relativa em atrair elétrons
é grande, uma ligação iônica é formada. Essencialmente não existe
compartilhamento de elétrons. Os elétrons estão transferidos totalmente.
Ex. F2: 4,0 - 4,0 = 0 Ligação covalente apolar.
HF: 4,0 - 2,1 = 1,9 Ligação covalente polar.
LiF: 4,0 – 1,0 = 3,0 Ligação iônica.
MOMENTOS DE DÍPOLO
Molécula polar: O centro das cargas positivas não coincide com o
centro das cargas negativas. Descrição das moléculas inteiras e não apenas
uma descrição das ligações polares e apolares.
Ex. Indicação da polaridade da molécula de HF.
Sempre que duas cargas elétricas de mesma magnitude, mas de sinais
contrários são separadas por uma distância, estabelece-se um dípolo. A
medida quantitativa da magnitude de um dípolo é chamada momento de
dípolo, denominado µ.
µ = Qr
O momento de dípolo aumentará de tamanho à medida que a magnitude da
carga separada aumentar e a distância entre as cargas aumentar.

Ligação Iônica:
O termo Ligação Iônica refere-se às forças eletrostáticas que existem
entre íons de cargas de sinais contrários. Os íons devem ser formados a
partir de átomos pela transferência de um ou mais elétrons de um átomo para
outro. A Ligação Iônica consiste em um metal de baixa energia de ionização
e um não-metal com alta afinidade por elétrons.
A seta indica a transferência de um elétron do átomo de Na para um
átomo de Cl. Cada íon tem um octeto de elétrons.
A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis e a
atração entre os íons de cargas opostas.
Configurações Eletrônicas de Íons de Elementos Representativos
O sódio perde rapidamente um elétron para formar Na+
, que têm a
mesma configuração eletrônica do Ne:
Na 1s2
2s2
2p6
3s1
= [Ne]3s1
Na+
1s2
2s2
2p6
= [Ne]
Um átomo de Cloro recebe facilmente um elétron para formar Cl-
, que
tem a mesma configuração eletrônica do Ar:

Cl 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
= [Ne]3s2
3p5
Cl-
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
= [Ne]3s2
3p6
= [Ar]
LIGAÇÃO COVALENTE
Uma ligação química covalente é o compartilhamento de elétrons com
outros átomos. A fim de adquirir a configuração eletrônica de gás nobre.
Estrutura de Lewis
A formação de ligações covalentes pode ser representada usando os
símbolos de Lewis para os átomos constituintes.
Ex. de ligação covalente: A molécula de H2 .
A formação de uma ligação entre dois átomos de cloro para dar uma
molécula de Cl2 pode ser representada de modo similar:
Para os não-metais os números de elétrons de valência em um átomo
neutro e o mesmo do número do grupo. Podemos, pois prever que os
elementos da coluna 7A como o Flúor, formariam uma ligação covalente
para atingir um octeto; os elementos de 6A, como o Oxigênio, formariam
duas ligações covalentes; os elementos de 5A, como o Nitrogênio formaria
três ligações covalentes; e os elementos de 4A, como o Carbono, formaria
quatro ligações covalentes.
Por exemplo:

LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
1- Ligação Simples.
O compartilhamento de um par de elétrons constitui uma ligação
covalente simples.
2- Ligação Dupla.
Quando dois pares de elétrons são compartilhados, dois traços são
desenhados.
3- Ligação Tripla.
É o compartilhamento de três pares de elétrons.
A distância média entre os átomos de nitrôgenio ligados varia com o
número de pares de elétrons compartilhados.
Como regra geral, a distância entre os átomos ligados diminui a
medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
Procedimento para desenhar as estruturas de Lewis: Distribuição dos
elétrons em uma molécula (ou íon):
(1) Some os elétrons de valência de todos os átomos. Para um ânion,
adicione um elétron para cada carga negativa. Para um cátion, subtraia um
elétron para cada carga positiva.
(2) Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão
ligados entre si e una-os com uma ligação simples. As fórmulas químicas
são geralmente escritas na ordem nas quais os átomos estão ligados na
molécula ou íon. Quando um átomo central tem um grupo de outros átomos

ligados a ele, o átomo central normalmente é escrito primeiro, como em
CO3
2-
. Em geral o átomo central é menos eletronegativo que os átomos ao
seu redor.
(3) Complete os octetos dos átomos ligados ao átomo central.
(4) Coloque qualquer sobra de elétrons no átomo central.
(5) Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto,
tente ligações múltiplas.
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
(1) Compostos iônicos de metais de transição.
(2) Moléculas com número ímpar de elétrons. Emparelhamento dos elétrons
é impossível. Ex. NO, NO2 e ClO2.
(3) Moléculas nas qual um átomo tem menos de um octeto, ou seja,
moléculas deficientes em elétrons. Ex. BF3.
(4) Moléculas nas qual um átomo tem mais de um octeto, ou seja, moléculas
com expansão do octeto. Ex. PCl5. A expansão dos níveis de valência é
observada apenas para os elementos do terceiro período da tabela periódica
em diante.
CARGA FORMAL
Várias estruturas de Lewis podem obedecer à regra de octeto.
CARGA FORMAL DE UM ÁTOMO: É a carga que um átomo teria
em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma
eletronegatividade.
Como calcular a carga formal em qualquer átomo em uma
estrutura de Lewis:
(1) Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos ao
átomo no qual estão localizados.
(2) Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo na ligação.
A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons nos átomos de
valência no átomo isolado menos o número de elétrons atribuídos ao átomo
na estrutura de Lewis.

Obs. A soma das cargas formais é igual à carga total na molécula ou
no íon.
Qual estrutura de Lewis é mais estável:
(1) Os átomos ostentam cargas formais muito próximas de zero.
(2) Qualquer carga negativa que esteja localizada nos átomos mais
eletronegativos.
Importante: Cargas formais não representam cargas reais nos átomos.
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AULA 02
ORBITAIS ATÔMICOS
Um orbital é uma região do espaço onde a probabilidade de encontrar
um elétron é grande. Os sinais (+) e (-) não implicam maior ou menor
probabilidade de encontrar um elétron. Quanto maior o número de nós,
maior a sua energia.
ORBITAIS MOLECULARES
A maior utilidade dos orbitais atômicos é como modelos para o
entendimento de como os átomos combinam-se para formar moléculas.
A energia potencial da molécula de hidrogênio como uma função da
distância internuclear.

À medida que os átomos de hidrogênio se aproximam, seus orbitais 1s
começam a se superpor. A superposição do orbital aumenta até que os
orbitais atômicos combinam-se para tornarem-se orbitais moleculares. Os
orbitais moleculares que são formadas circundam ambos os núcleos.
Cada orbital molecular, da mesma forma que o orbital atômico, pode
conter um máximo de dois elétrons de spins emparelhados.
Quando os orbitais atômicos se combinam para formar orbitais
moleculares, o número de orbitais moleculares resultante é sempre igual ao
número de orbitais atômicos que se combinaram.
Um orbital molecular, chamado orbital molecular ligante, contém
ambos os elétrons no estado de energia mais baixo.

O segundo orbital molecular, chamado orbital molecular antiligante,
não contém elétrons no estado fundamental da molécula.
Diagrama de energia para os orbitais moleculares da molécula de
hidrogênio.
GEOMETRIA MOLECULAR E TEORIAS DE LIGAÇÃO
As moléculas têm formas espaciais e tamanhas definidos pelos
ângulos e pelas distâncias entre os núcleos de seus átomos constituintes.
A forma e o tamanho de uma molécula de determinada substância,
com a força e a polaridade de suas ligações, determinam as propriedades
daquela substância.
FORMAS ESPACIAIS MOLECULARES
As estruturas de Lewis não indicam as formas espaciais das
moléculas; elas simplesmente mostram o número e os tipos de ligações entre
os átomos.
Por ex., a estrutura de Lewis do CCl4 nos diz apenas que quatro átomos de
Cl estão ligados ao átomo de C central:
A estrutura de Lewis é desenhada com os átomos no mesmo plano.
Entretanto a disposição tridimensional real dos átomos mostra os átomos de

Cl nos vértices de um tetraedro, um objeto geométrico com quatro vértices e
quatro faces, cada uma das quais é um triângulo eqüilátero.
A forma espacial como um todo de uma molécula é determinado por
seus ângulos de ligação, formados pelas linhas que unem os núcleos dos
átomos na molécula. Os ângulos de ligação, junto com os comprimentos de
ligação, definem de maneira exata a forma espacial e o tamanho da
molécula.
FORMAS ESPACIAIS

O MODELO RPENV
(Modelo de repulsão do par de elétrons no nível de valência)
Um par ligantes de elétrons define uma região no espaço, na qual é
mais provável que os elétrons sejam encontrados. Essas regiões são
chamadas de domínio de elétrons.
Um par não-ligante (ou par solitário) de elétrons define um domínio
de elétrons localizado em certo átomo.
Por ex. A estrutura de Lewis de NH3 tem um total de quatro domínios
de elétrons ao redor do átomo de nitrogênio central (três pares ligantes e um
não-ligante):
H- N- H
H
Cada ligação múltipla em uma molécula constitui um domínio único
de elétrons. Portanto, a estrutura de ressonância para o SO2 tem três
domínios de elétrons ao redor do átomo de enxofre central (uma ligação
simples, uma ligação dupla e um par de elétrons não-ligante):
O – S = O
Em geral um domínio de elétron consiste em um par não-ligante,
uma ligação simples ou uma ligação múltipla.
Modelo de RPENV: Quando os domínios de elétrons são carregados
negativamente, eles se repelem. Os domínios de elétrons tentam ficar fora do
caminho do outro. A melhor disposição de determinado número de elétrons
é a que minimiza as repulsões entre eles.
Dois domínios de elétrons: Distribuem-se Linearmente.
Três domínios de elétrons: Distribuem-se de modo Trigonal Plano.
Quatro domínios de elétrons: Distribuem-se Tetraedricamente.
Cinco domínios de elétrons: Tem distribuição Bipiramidal Trigonal.
Seis domínios de elétrons: Distribuição Octaédrica.

As diferentes formas espaciais das moléculas ou íons dependem dos
domínios de elétrons rodeando o átomo central.
A molécula de NH3 tem quatro domínios de elétrons ao redor do
átomo de nitrogênio. As repulsões entre os quatro domínios de elétrons são
minimizadas quando os domínios apontam em direção aos vértices de um
tetraedro. Um desses domínios é relativo a um par de elétrons não-ligantes.
A forma espacial molecular descreve a distribuição dos átomos, não
a distribuição dos domínios de elétrons.
Com isso, a estrutura molecular do NH3 é Piramidal Trigonal.
Entretanto, é a distribuição tetraédrica dos quatro domínios de elétrons
que nos leva a determinar a geometria molecular piramidal trigonal.
O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO-LIGANTES E LIGAÇÕES
MÚLTIPLAS NOS ÂNGULOS DE LIGAÇÃO
Podemos refinar o modelo de RPENV para determinar e explicar
pequenas distorções em algumas moléculas.
Considerar o metano (CH4), a amônia (NH3) e a água (H2O). As três
tem arranjos tetraédricos, porém os respectivos ângulos de ligação diferem
ligeiramente:

Observar que os ângulos de ligação diminuem à medida que o número
de pares de elétrons não-ligantes aumenta.
Um par de elétrons ligante é atraído por ambos os núcleos dos
átomos ligados.
Um par de elétrons não-ligante sofre menos atração nuclear, seus
domínios de elétrons estão mais espalhados no espaço do que, o de um par
ligante.
Os domínios de elétrons para pares não-ligantes exercem forças
repulsivas maiores nos domínios de elétrons adjacentes e, portanto tendem
a comprimir os ângulos de ligação.
Ligações múltiplas contêm maior densidade de carga eletrônica que
ligações simples, de forma que ligações múltiplas também representam
domínios de elétrons maiores.
Ex. Estrutura de Lewis do Fosfagênio, Cl2CO:
Cl
C=O
Cl
Poderíamos esperar uma geometria trigonal plana com ângulos de
ligação de 120°, entretanto a dupla ligação parece atuar muito mais com um
par de elétrons não-ligante, reduzindo o ângulo de ligação Cl-C-Cl em
relação ao ângulo ideal de 120° para um ângulo de 111°, como mostrado a
seguir:
Cl
C=O
Cl
Os domínios de elétrons para ligações múltiplas exercem força
repulsiva maior nos domínios de elétrons que as ligações simples.

FORMA ESPACIAL MOLECULAR E POLARIDADE MOLECULAR
Polaridade de ligação: Medidas de quão igualmente os elétrons em
certa ligação são compartilhadas entre os dois átomos da ligação. A medida
que a diferença na eletronegatividade entre dois átomos aumenta, aumenta
também a polaridade.
Momento de Dipolo de uma Molécula Diatômica: É uma medida
quantitativa da separação de carga na molécula.
Para uma molécula com mais de dois átomos, o momento de dipólo
depende tanto das polaridades das ligações individuais quanto da geometria
da molécula.
Ex. molécula linear de CO2. Cada ligação C=O é polar, e porque as
ligações C=O são idênticas, os dipólos de ligação também o são em
magnitude.
Os dipólos de ligação e os momentos de dipolo são grandezas
vetoriais, isto é, possuem módulo, direção e sentido.
O dipolo total de uma molécula poliatômica é a soma de seus dipólos
de ligação.

ORBITAIS HÍBRIDOS
ORBITAIS HÍBRIDOS: Quando os orbitais em um átomo
misturam-se para formar novos orbitais.
HIBRIDIZAÇÃO: O processo de misturar e, por meio disso, variar
os orbitais atômicos à proporção que os átomos se aproximam um do outro.
O número de orbitais híbridos em um átomo é igual ao número de
orbitais misturados.
ORBITAIS HÍBRIDOS sp
Considerar a molécula BeF2. A estrutura de Lewis de BeF2 é:
F – Be – F
O modelo RPENV determina corretamente que o BeF2 é linear com
duas ligações Be-F idênticas.
A configuração eletrônica do F (1s2
2s2
2p5
) indica que existe um
elétron desemparelhado em um orbital 2p.

Esse elétron 2p pode ser emparelhado com um elétron
desemparelhado do átomo de Be para formar uma ligação covalente polar.
A configuração de quadrículas para um estado fundamental do
átomo de Be:
O átomo de Be em seu estado fundamental é incapaz de formar
ligações com os átomos de flúor. Entretanto ele poderia formar ligações
promovendo um dos elétrons 2s para um orbital 2p:
O átomo de Be agora tem dois elétrons desemparelhados e pode
formar duas ligações covalentes polares com os átomos de F. Portanto,
apesar de a promoção de um elétron permitir a formação de duas ligações
Be-F, ainda não explica a estrutura do BeF2.
Misturamos um orbital 2s e um orbital 2p, para gerar dois novos
orbitais.
De acordo com o modelo de ligação de valência, um arranjo linear
de domínios de elétrons implica uma hibridização sp.
Para o átomo de berílio no BeF2, podemos escrever o seguinte
diagrama de orbitais para a formação de dois orbitais híbridos sp:

ORBITAIS HIBRIDOS sp2
E sp3
Quando misturamos certo número de orbitais atômicos, obtemos o
mesmo número de orbitais híbridos. Cada um desses orbitais híbridos é
equivalente aos outros, mas apontam em direções diferentes.
Ex. Em BF3, um elétron 2s no átomo de B pode ser promovido para
um orbital 2p vazio. Misturando o orbital 2s com dois orbitais 2p, há o
resultado de três orbitais híbridos sp2
equivalentes.
Um orbital s pode também se misturar com os três orbitais p no
mesmo subnível.
Ex. CH4 forma quatro ligações equivalentes com os quatro átomos de
hidrogênio. Imaginamos este processo como resultante da mistura dos
orbitais atômicos 2s e os três 2p do carbono para criar quatro orbitais
híbridos equivalentes sp3
.

HIBRIDIZAÇÃO ENVOLVENDO ORBITAIS d
Os átomos no terceiro período e períodos subseqüentes podem usar
orbitais d para formar orbitais híbridos.
A mistura de um orbital s, três orbitais p e um orbital d leva a cinco
orbitais híbridos sp3
d. Esses orbitais híbridos estão direçionados para os
vértices de uma bipirâmide trigonal.
A formação de orbitais híbridos sp3
d é exemplificada pelo átomo de
fósforo no PF5:

Similarmente, a mistura de um orbital s, três orbitais p e dois orbitais
d fornece seis orbitais híbridos sp3
d2
, que estão direcionados para os vértices
de um octaedro.
O uso de orbitais d na construção de orbitais híbridos corresponde
perfeitamente a noção de um nível de valência expandido.

QUÍMICA ORGÂNICA TEÓRICA 1 A: QUI02233
AULA 03
FORÇAS INTERMOLECULARES
As forças nas moléculas que originam as ligações covalentes
influenciam a forma espacial molecular, as energias de ligação e muitos
aspectos do comportamento químico.
Entretanto, as propriedades físicas de líquidos e sólidos moleculares
são relativas em grande parte as Forças Intermoleculares, as forças que
existem entre as moléculas.
ESTADO OU A FASE FÍSICA DOS COMPOSTOS
GÁS: Assume tanto o volume quanto a forma de seu recipiente.
É compressível.
Flui rapidamente.
A difusão em um gás ocorre rapidamente.
LÍQUIDO: Assume a forma no recipiente.
Não se expande ao encher um recipiente.
É virtualmente não-compressível.

Flui rapidamente.
A difusão em líquido ocorre lentamente.
SÓLIDO: Retém sua própria forma e volume.
É virtualmente incompressível.
Não flui.
A difusão em um sólido ocorre de maneira extremamente lenta.
COMPARAÇÃO ENTRE GASES, LÍQUIDOS E SÓLIDOS
AS ATRAÇÕES ENTRE AS PARTÍCULAS: Tendem a deixá-las juntas.
ATRAÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS: GASOSA ‹ LÍQUIDAS ‹ SÓLIDAS
Nos LÍQUIDOS as FORÇAS ATRATIVAS INTERMOLECULARES
são fortes o suficiente para manter as moléculas juntas.
Nos SÓLIDOS as FORÇAS ATRATIVAS INTERMOLECULARES são
fortes o suficiente não apenas para manter as moléculas juntas, mas para
prênde-las no lugar. Os SÓLIDOS possuem estruturas altamente ordenadas e
são ditos serem CRISTALINOS.
FASES CONDESADAS: Ocorrem em SÓLIDOS e LÍQUIDOS,
devido a possuírem as partículas razoamente juntas.
Os líquidos e os sólidos são muito mais densos e muito menos
compressíveis que os GASES, porque as moléculas têm pouco espaço livre
entre elas.
TRANSIÇÕES ENTRE AS FASES
Propriedades físicas: Pontos de fusão (pf) e Pontos de ebulição (pe).
AS ENERGIAS CINÉTICAS: Dependentes da temperatura e tendem a manter
as partículas separadas e em movimento.
Uma substância pode mudar de um estado para outro por aquecimento
ou resfriamento, variando a ENERGIA CINÉTICA DAS PARTÍCULAS.

FORÇAS ÍON-ÍON
As forças que mantêm os íons unidos no estado cristalino são as
forças eletrostáticas de rede fortes que agem entre os íons positivos e
negativos na estrutura cristalina ordenada. Uma grande quantidade de
energia térmica é necessária para quebrar a estrutura ordenada do cristal em
estrutura aberta desordenada de um líquido.
FORÇAS ÍON-DIPOLO
Força existente entre um íon e a carga parcial em certo lado de uma
molécula polar. As moléculas polares são dipolos, elas têm um lado positivo
e outro negativo. Ex: NaCl em H2O.

FORÇAS DIPOLO-DIPOLO
Moléculas neutras polares se atraem quando o lado positivo de uma
molécula está próximo do lado negativo da outra.
Essas forças dipolo-dipolo são efetivas somente quando moléculas
polares estão muito próximas, sendo elas geralmente mais fracas que as
forcas íon-dipolo.
VÁRIOS LÍQUIDOS: Para moléculas de massas e tamanhos
aproximadamente iguais, a força das atrações intermoleculares aumenta com
o aumento da polaridade.
LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO
Atrações muito fortes dipolo-dipolo ocorrem entre os átomos de
hidrogênio ligados a átomos pequenos e muito eletronegativos (O, N ou F) e
os pares de elétrons não-ligantes em outros átomos eletronegativos. Esse tipo
de força intermolecular é chamado uma ligação de hidrogênio. A ligação de
hidrogênio é mais fraca do que uma ligação covalente ordinária, mas é muito
mais forte do que as interações dipolo-dipolo.

A ligação de hidrogênio explica o fato de o álcool etílico ter um ponto
de ebulição (+78,5°C) mais alto do que o éter dimetílico (-24,9°C), embora
os dois compostos tenham a mesma massa molecular.
FORÇAS DE VAN DER WAALS (FORÇAS DE LONDON OU FORÇAS
DE DISPERSÃO)
Não pode haver forças dipolo-dipolo entre átomos e moléculas
apolares. Entretanto, deve existir algum tipo de interação atrativa porque
gases apolares podem ser liquefeitos.
FORÇAS DE VAN DER WAALS: A distribuição média de carga
em uma molécula apolar em um determinado espaço de tempo é uniforme.
Entretanto, a qualquer dado instante, uma vez que os elétrons se movem, os
elétrons e conseqüentemente a carga podem não estar uniformemente
distribuídos. Os elétrons podem, em um instante, estar ligeiramente
acumulados em uma parte da molécula e, como conseqüência, ocorrerá um
pequeno dipolo temporário. Esse dipolo temporário em uma molécula pode
induzir dipolos opostos nas moléculas vizinhas. Esses dipolos temporários
variam constantemente, mas o resultado líquido da existência deles é
produzir forças atrativas entre moléculas apolares e assim tornar possível a
existência dos estados líquido e sólido.

Polarizabilidade: A facilidade com que a distribuição de cargas em
uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico externo. A
polarizabilidade relativa depende de quão soltos ou presos os elétrons são
mantidos. Na família dos halogênios, por exemplo, a polarizabilidade
aumenta na ordem F < Cl < Br < I. Os átomos com pares não-
compartilhados são geralmente mais polarizáveis do que aqueles com apenas
elétrons ligantes.
As forças de dispersão ocorrem entre todas as moléculas, não importa
se elas são polares ou apolares. Tal força, como as dipolo-dipolo, é
significativa tão somente quando as moléculas estão próximas.
Fluorocarbonos (compostos contendo apenas carbono e flúor):
Têm pontos de ebulição extraordinariamente baixos quando comparados aos
hidrocarbonetos de mesma massa molecular. O fator importante na
explicação desse comportamento é a polarizabilidade muito baixa dos
átomos de flúor, resultando em forças de van de Waals muito pequenas.
FORÇAS INTERMOLECULARES são muito mais fracas que ligações
iônicas e covalentes.

SOLUBILIDADES
As forças intermoleculares são de importância primordial na
explicação das solubilidades das substâncias. No processo de dissolução, as
moléculas devem ser separadas umas das outras e deve-se fornecer energia
para as mudanças. A energia necessária para superar as energias de rede e as
atrações intermoleculares ou interiônicas é proveniente da formação de
novas forças de atração entre o soluto e o solvente.
Uma regra prática para prever as solubilidades é que semelhante
dissolve semelhante.

AULA 04
QUÍMICA ORGÂNICA: CONCEITO E HISTÓRICO
QUÍMICA ORGÂNICA: É a química dos compostos de carbono
(C). Os compostos de carbono são centrais para a vida neste planeta (DNA;
Proteínas; Carboidratos).
VITALISMO: Os compostos orgânicos foram definidos como
compostos que podiam ser obtidos de organismos vivos. Os compostos
inorgânicos eram aqueles que vinham de fontes não-vivas.
URÉIA: Primeiro composto sintetizado a partir de fonte inorgânica.
O composto orgânico uréia poderia ser produzido evaporando-se uma
solução aquosa contendo o composto inorgânico cianeto de amônio.
NH4
+NCO-
calor O
NH2H2N
CARACTERÍSTICAS GERAIS DAS MOLÉCULAS ORGÂNICAS
CARBONO: Quatro elétrons de valência ([He]2s2
2p2
). Forma quatro
ligações em praticamente todos os compostos.
Quatro Ligações Simples: Os pares de elétrons são dispostos em um
arranjo Tetraédrico. No modelo de hibridização os orbitais 2s e 2p são
hibridizados em sp3
.
Uma Ligação Dupla: O arranjo é Trigonal Plano (hibridização sp2
).
As ligações duplas são mais fortes que as ligações simples.
Duas Ligações Duplas ou uma Tripla: O arranjo é Linear
(hibridização sp). As ligações triplas são mais fortes que as ligações duplas.

O aumento da força da ligação é acompanhado por um encurtamento da
ligação: C-C > C=C > C≡C.
CARBONO: Forma ligações fortes, especialmente com H, O, N e
Halogênios.
Ligações C-H: Ocorrem em quase toda molécula orgânica. O H
forma apenas uma ligação covalente, pois o nível de valência de H comporta
apenas 2 elétrons.
Ligações C-C formam a espinha dorsal ou o esqueleto da molécula,
enquanto os átomos de Hidrogênio estão na superfície das moléculas
orgânicas. O carbono é o único elemento capaz de formar cadeias
estendidas e estáveis de átomos unidos por ligações simples, duplas e triplas.
REPRESENTAÇÃO DAS FÓRMULAS ESTRUTURAIS
Fórmulas estruturais para o álcool propílico: Estas fórmulas
estruturais indicam a maneira como os átomos estão unidos (conectividade)
entre si e não são representações das geometrias reais da molécula.

Estrutura de ponto (Estrutura de Lewis): Exibe todos os elétrons
de valência.
Fórmulas Estruturais de Traços: Fórmulas de traço equivalentes
para o álcool propílico. Os átomos unidos por ligações simples podem rodar
relativamente livremente uns em relação aos outros.
Fórmulas Estruturais Condensadas: Em fórmulas totalmente
condensadas, todos os átomos que estão ligados ao carbono são geralmente
escritos imediatamente após aquele carbono, listando os hidrogênios
primeiro.

A fórmula condensada para o álcool isopropílico pode ser escrita de
quatro maneiras diferentes:
Fórmulas de Linhas de Ligação: Uma fórmula muito simplificada,
porque ela mostra apenas o esqueleto de carbono.
Compostos cíclicos:
Ligações múltiplas:

Fórmulas Tridimensionais: Informação sobre como os átomos de
uma molécula estão arranjados no espaço. Nessa representação, as ligações
que se projetam para fora do plano do papel são indicadas por uma cunha
( ), aquelas que se localizam atrás do plano da página são indicadas com
uma cunha tracejada ( ), e aquelas ligações que se encontram no plano da
página são indicadas por uma linha ( ).

AULA 05
HIDROCARBONETOS
A classe de compostos orgânicos mais simples é a dos
hidrocarbonetos, compostos constituídos apenas de carbono e hidrogênio
(Compostos apolares: Ligações que tem pequena ou nenhuma diferença na
eletronegatividade). Os hidrocarbonetos podem ser divididos em quatro
grupos gerais dependendo do tipo de ligações carbono-carbono em suas
moléculas:
1) Alcanos: Não têm ligações múltiplas entre os átomos de carbono.
2) Alcenos: Têm ligação dupla carbono-carbono.
3) Alcinos: Têm ligação tripla carbono-carbono.
4) Hidrocarbonetos aromáticos: Contêm um anel especial.
Alcanos, cujas moléculas contêm apenas ligações simples, são
chamados de hidrocarbonetos saturados porque esses compostos contêm o
número máximo de átomos de hidrogênio que o composto de carbono pode
possuir. Os hidrocarbonetos com ligações múltiplas são chamados de
compostos insaturados porque eles possuem menos que o número máximo
de átomos de hidrogênio.

ALCANOS
Frações típicas obtidas através da destilação do petróleo.
O composto altamente ramificado 2,2,4-trimetilpentano (isooctano:
octanagem de 100) é usado como um dos padrões pelos quais a octanagem
das gasolinas é estabelecida.
FÓRMULA GERAL: CnH2n+2
ARRANJOS DOS ALCANOS: Uma orientação tetraédrica geral dos
grupos – e portanto hibridização sp3
– é a regra para os átomos de carbono
de todos os alcanos e cicloalcanos.
O butano e pentano são chamados de alcanos de cadeia linear. Uma
melhor descrição é não-ramificado. Isso significa que cada átomo de
carbono na cadeia está ligado a não mais do que dois outros átomos de
carbono.

O isobutano, o isopentano e o neopentano são exemplos de alcanos de
cadeias ramificadas.

ISÔMEROS CONSTITUCIONAIS: Moléculas com a mesma
fórmula molecular mas com diferentes estruturas. Os isômeros
constitucionais têm diferentes propriedades físicas.
1) C4H10: butano e isobutano.
2) C5H12: pentano, isopentano e neopentano.
Número de isômeros de alcano.
NOMENCLATURA IUPAC DE ALCANOS
Nomes antigos são chamados de nomes comuns ou triviais. O
sistema formal de nomenclatura utilizado atualmente é aquele proposto pela
União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). Princípio
fundamental:
CADA COMPOSTO DIFERENTE DEVE TER
UM NOME NÃO-AMBÍGUO
ALCANOS NÃO-RAMIFICADOS: A terminação dos nomes de
todos os alcanos é –ANO. As raízes dos nomes é como aprender a contar na
química orgânica. Assim, um, dois, três, quatro e cinco transformam-se em
MET-, ET-, PROP-, BUT- e PENT-.

Os alcanos não-ramificados.
GRUPOS ALQUILA NÃO-RAMIFICADOS: Se removermos um
átomo de hidrogênio de um alcano, obtemos um grupo alquila. Esses
grupos alquilas têm nomes que terminam em –ila.
NOMENCLATURA DE ALCANOS RAMIFICADA: Recebem
seus nomes de acordo com as seguintes regras:
1) Localize a cadeia contínua mais longa de átomos de carbono. Essa cadeia
determina o nome principal para o alcano.

2) Numere a cadeia mais longa começando da ponta de cadeia mais próxima
do substituinte.
3) Use os números obtidos pela aplicação da regra 2 para designar a
localização do grupo substituinte.
4) Quando dois ou mais substituintes estão presentes, dê a cada substituinte
um número correspondente para a sua localização na cadeia mais longa. Os
grupos substituintes devem ser listados alfabeticamente. Ao decidir sobre a
ordem alfabética, não leve em consideração os prefixos multiplicadores tais
como di e tri.

5) Quando dois substituintes estão presentes no mesmo átomo de carbono,
use aquele número duas vezes.
6) Quando dois ou mais substituintes são idênticos, indique isso através do
uso dos prefixos di-, tri-, tetra-, e assim diante.
7) Quando duas cadeias de comprimentos iguais competem para a seleção da
cadeia principal, escolha a cadeia com o maior número de substituintes.
8) Quando a ramificação ocorre primeiro a uma distância igual de qualquer
lado da cadeia mais longa, escolha o nome que forneça o número mais baixo
no primeiro ponto que difere.
NOMENCLATURA DE GRUPOS ALQUILA RAMIFICADOS:
Para os alcanos com mais que dois átomos de carbono, mais de um grupo
derivado é possível.

GRUPOS DE TRÊS CARBONOS
1-METILETILA: Nome sistemático. A nomenclatura sistemática
para os grupos alquila é similar àquela para alcanos de cadeia ramificada,
com a condição de que a numeração sempre comece no ponto onde o
grupo está ligado à cadeia principal.
ISOPROPILA: Nome comum.
GRUPOS DE QUATRO CARBONOS

Os dois exemplos seguintes mostram como o nome desses grupos são
empregados:
Os nomes comuns isopropila, isobutila, sec-butila e tert-butila são
aprovados pela IUPAC para grupos não-substituídos. Ao decidir sobre a
ordem alfabética para esses grupos você deve desconsiderar os prefixos
definidores da estrutura que estão escritos em itálico e separados dos nomes
por um hífen. Assim o tert-butila precede o etila, mas o etil precede o
isobutila.
Grupo Neopentila

AULA 06
HIDROCARBONETOS - CICLOALCANOS
Os cicloalcanos são alcanos nos quais todos ou alguns dos átomos de
carbono estão arranjados em um anel. Os cicloalcanos contendo um único
anel têm dois átomos de hidrogênio a menos e portanto têm a fórmula geral
CnH2n.
CICLOALCANOS MONOCÍCLICOS: Os cicloalcanos com
apenas um anel recebem os nomes adicionando-se o prefixo ciclo- aos
nomes dos alcanos possuindo o mesmo número de átomos de carbono.
Cicloalcanos Substituídos: Damos nome a eles como
alquilcicloalcanos, halocicloalcanos, alquilcicloalcanóis.
1) Um único substituinte: Não é necessário designar a posição.
2) Dois substituintes: Numeramos o anel iniciando com o substituinte que
aparece no alfabeto primeiro e no sentido que forneça ao próximo
substituinte o menor número possível.
3) Três ou mais substituintes: Começamos no substituinte que leva ao
conjunto de localizadores mais baixos.

Quando um único sistema de anel está ligado a uma única cadeia com
um número maior de átomos de carbono, ou quando mais de um sistema de
anel está ligado a uma única cadeia, então é apropriado dar nome aos
compostos como cicloalquilalcanos.
COMPOSTOS BICÍCLICOS: Damos nomes aos compostos
contendo dois áneis unidos ou em ponte como bicicloalcanos, e usamos o
nome do alcano correspondente ao número total de átomos nos anéis como o
nome principal. Os átomos de carbono comuns a ambos os áneis são
chamados de cabeças-de-ponte, e cada ligação, ou cada cadeia de átomos
conectando os átomos da cabeça-de ponte é chamada de ponte.

Então interpomos no nome uma expressão entre colchetes que denota
o número de átomos de carbono em cada ponte (em ordem decrescente de
comprimento).
Substituintes: Numeramos o sistema de anel em ponte começando
em uma cabeça-de-ponte, prosseguindo primeiramente através da ponte mais
longa para a outra cabeça-de-ponte, e então ao longo da próxima ponte mais
longa de volta para a primeira cabeça-de-ponte. A ponte mais curta é
numerada por último.
HIDROCARBONETOS – ALCENOS E CICLOALCENOS
Fórmula Geral Alcenos: CnH2n.
Fórmula Geral Cicloalcenos: CnH2n-2.
1) Determine o nome principal selecionando a cadeia mais longa que
contenha a ligação dupla e troque a terminação do nome do alcano de
comprimento idêntico de –ano para –eno.
2) Numere a cadeia de tal forma que inclua ambos os átomos de carbono da
ligação dupla e comece a numerá-la na ponta da cadeia mais próxima á
ligação dupla. Designe a localização da ligação dupla usando o número do
primeiro átomo da ligação dupla como um prefixo.

3) Indique as localizações de grupos substituintes pelos números de carbono
aos quais eles estão ligados.
4) Numere os cicloalcenos substituídos de forma que dê aos átomos de
carbono da ligação dupla os menores números no primeiro ponto da
diferença. Com cicloalcenos substituídos não é necessário especificar a
posição da ligação dupla.
5) Dê nome aos compostos contendo uma ligação dupla e um grupo
alcoólico como alcenóis (ou cicloalcenóis) e dê ao carbono do álcool o
menor número.

6) Dois grupos alcenila freqüentemente encontrados são o grupo vinila e o
grupo alila.
Esses grupos são chamados etenila e prop-2-en-1-ila, respectivamente.
7) Se dois grupos idênticos estão no mesmo lado da ligação dupla, o
composto pode ser designado cis; se eles estão em lados opostos, o
composto pode ser designado trans.
HIDROCARBONETOS – ALCINOS
Fórmula Geral Alcinos: CnH2n-2.
Fórmula Geral Cicloalcinos: CnH2n-4.
Os alcinos não-ramificados recebem os nomes trocando-se o –ano do
nome do alcano correspondente com a terminação –ino.

As localizações dos grupos substituintes de alcinos ramificados e
alcinos substituídos também são indicadas com números. Um grupo –OH
tem prioridade sobre a ligação tripla quando se numera a cadeia de um
alcinol.
DIENOS E DIINOS
São hidrocarbonetos que possuem duas duplas ou duas triplas
ligações C-C.
1,3-butadieno 1,3-butadiino
HIDROCARBONETOS AROMÁTICOS
Os anéis aromáticos são representados por um hexágona com um
círculo inscrito para denotar o caráter aromático. Não existe uma regra de
nomenclatura para os hidrocarbonetos aromáticos. Deve-se saber o nome
usual de cada composto base.
CH3
benzeno naftaleno antraceno
tolueno ou
metilbenzeno

BENZENOS MONOSSUBSTITUÍDOS:
1) O benzeno é o nome-pai e o substituinte é simplesmente indicado por um
prefixo.
2) Para outros compostos, o substituinte e o anel de benzeno tomados
conjuntamente podem formar um novo nome-pai.
DOIS SUBSTITUINTES: As suas posições relativas são indicadas
pelos prefixos orto, meta e para ou através do uso de números.
Os dimetilbenzenos são normalmente chamados de xilenos:

Se mais de dois grupos estão presentes no anel benzênico, suas
posições devem ser indicadas através do uso de números. O anel benzênico
é numerado de forma a fornecer os menores números possíveis para os
substituintes.
Quando um substituinte é aquele que, quando tomado junto com o
anel benzênico fornece um novo nome-base, supõe-se que aquele
substituinte está na posição 1 e o novo nome-pai é utilizado.
GRUPO FENILA: Quando o anel de benzeno está ligado a algum
grupo de átomos em uma molécula.
C6H5- Ph- Ar- (se houver substituintes no anel)

GRUPO BENZILA: A combinação de um grupo fenila e um grupo
-CH2.
H2
C
H2
C Bn-C6H5CH2-

AULA 07
GRUPOS FUNCIONAIS
As moléculas de compostos em uma família em particular são
caracterizadas pela presença de um determinado arranjo de átomos
denominados grupo funcional. Um grupo funcional é a parte de uma
molécula onde as suas reações químicas ocorrem. É a parte que efetivamente
determina as propriedades químicas do composto (e muitas das suas
propriedades físicas também).
HALETOS DE ALQUILA (HALOALCANOS)
Os haletos de alquila são compostos nos qual um átomo de halogênio
substitui um átomo de hidrogênio de um alcano.
CLASSIFICAÇÃO DOS HALETOS DE ALQUILA: Primários
(1°), Secundários (2°) ou Terciários (3°). Essa classificação é baseada no
átomo de carbono ao qual o halogênio está diretamente ligado.
CLASSIFICAÇÃO DOS CARBONOS
Carbono Primário: É o carbono ligado a apenas um outro carbono. Grupo
alquila: Têm um hidrogênio removido de um carbono primário.

Carbono Secundário: É o carbono ligado a dois outros carbonos. Grupo
alquila: Um grupo sec-butila têm um hidrogênio removido de um carbono
secundário.
Carbono Terciário: É o carbono que está ligado a três outros carbonos.
Grupo alquila: Um grupo tert-(terc-)butila têm um hidrogênio removido de
um carbono terciário.
CLASSIFICAÇÃO DOS HIDROGÊNIOS
Os átomos de hidrogênio de um alcano são classificados com base no
átomo de carbono ao qual eles estão ligados.
NOMENCLATURA DE HALETOS DE ALQUILA
Os alcanos contendo substituintes de halogênios recebem os nomes no
sistema substitutivo da IUPAC como haloalcanos.
Quando a cadeia principal tem tanto um substituinte halo quanto um
alquila ligado a ela, numere a cadeia a partir da ponta mais próxima do
primeiro substituinte independentemente de ele ser o halo ou o alquila. Se
dois substituintes estão a distâncias iguais da ponta da cadeia, então numere

a cadeia a partir da ponta mais próxima do substituinte que tem precedência
alfabética.
Os nomes comuns como haletos de alquila.
ÁLCOOIS
O grupo funcional característico para esta família de compostos
orgânicos e a hidroxila “OH”, ligada a um átomo de carbono com
hibridização sp3
.
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁLCOOIS: Os álcoois são classificados
como primário, secundário ou terciário, dependendo se o grupo OH está
ligado a um carbono primário, secundário ou terciário- da mesma forma que
os haletos de alquila são classificados.
NOMENCLATURA DE ÁLCOOIS
Nomenclatura substitutiva IUPAC: Um nome pode ter as quatro
seguintes características: localizador, prefixos, composto principal e
sufixos.

O localizador para o sufixo (independentemente se ele é um álcool ou
outro grupo funcional) pode ser colocado antes do nome principal ou
imediatamente antes do sufixo (4-metilexano-1-ol).
Procedimento ao dar nomes substitutivos aos álcoois:
1) Selecione a cadeia contínua mais longa à qual o grupo hidroxila está
diretamente ligado. Troque o nome do alcano correspondendo a essa cadeia
retirando a terminação o e adicionando o sufixo –ol.
2) Numere a cadeia contínua mais longa de carbono de maneira a fornecer
ao átomo de carbono contendo o grupo hidroxila o menor número.
Indique a posição do grupo hidroxila usando esse número como um
localizador; indique as posições dos outros substituintes (como prefixos)
usando os números correspondentes às suas posições ao longo da cadeia de
carbono como localizadores.

NOMES COMUNS DOS ÁLCOOIS
DOIS GRUPOS HIDROXILA: São comumente chamados de
glicóis. No sistema substitutivo da IUPAC eles recebem os nomes de dióis:
ÉTERES
Os éteres têm a fórmula geral R-O-R (éter simétrico) ou R-O-R´
(éter assimétrico), onde R´ pode ser um grupo alquila (ou fenila) diferente
de R.
NOMENCLATURA DE ÉTERES
Nomes comuns: Os dois grupos que estão ligados ao átomo de oxigênio são
simplesmente listados (em ordem alfabética), adicionando-se o sufixo ico ao
último, precedidos pela palavra éter.

Nomes substitutivos da IUPAC: Devem ser utilizados para éteres
complicados e para compostos com mais de uma ligação de éter. Os éteres
recebem nomes como alcoxilalcanos. O grupo RO- é um grupo alcoxila.
Éteres cíclicos:

AMINAS
As aminas podem ser consideradas como derivados da amônia.
As aminas são classificadas como aminas primárias, secundárias ou
terciárias. Esta classificação é baseada no número de grupos orgânicos que
estão ligados ao átomo de nitrogênio.
NOMENCLATURA DE AMINAS
Nomes comuns: O nome comum de uma amina consiste no nome do grupo
alquila ligado ao nitrogênio, em ordem alfabética, seguido por “amina”.
NH2 H
N
CH3
Metilamina Metilpropilamina
N
Etilmetilpropilamina
Nomes substitutivos da IUPAC: O final –o do nome da cadeia principal é
substituido por –amina. Um número identifica o carbono ao qual o
nitrogênio está ligado.
O nome de qualquer grupo alquila ligado ao nitrogênio é precedido
por “N” (em itálico) para indicar que o grupo está ligado ao nitrogênio em
vez de a um carbono.

Os substituintes: Independentemente de quando estão ligados ao
nitrogênio ou a cadeia principal, são listados em ordem alfabética e depois
um número ou um “N” é designado para cada um. A cadeia é numerada na
direção que dê o menor número possível para o sufixo do grupo funcional.
PROPRIEDADES FÍSICAS DE ALCANOS, HALETOS DE
ALQUILA, ÁLCOOIS, ÉTERES E AMINAS
PONTO DE EBULIÇÃO
Os pontos de ebulição de substâncias de qualquer série homóloga
aumentam com o peso molecular por causa do aumento nas forças de van
der Waals.

LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO:
Aminas-Alcanos: Aminas primárias e secundárias formam ligações
de hidrogênio, as aminas têm pontos de ebulição maiores que os alcanos
com peso similar.
Aminas-Alcoóis: O nitrogênio não é tão eletronegativo quanto o
oxigênio, de modo que as ligações de hidrogênio entre as moléculas de
aminas são mais fracas que as ligações de hidrogênio entre moléculas de
álcool. Uma amina, dessa forma, tem ponto de ebulição menor que um
álcool com peso molecular semelhante.
Aminas: Aminas primárias têm maiores pontos de ebulição que as
secundárias, que tem maiores pontos de ebulição que as aminas terciárias.
POLARIZIBILIDADE:
Haletos de alquila: Tanto as forças de van der Waals quanto as
interações dipólo-dipólo precisam ser superadas. Quando o átomo de
halogênio aumenta em tamanho, a nuvem eletrônica também aumenta.

Quanto mais polarizado o átomo, mais forte são as interações de van der
Waals.
PONTO DE FUSÃO
Os pontos de fusão de alcanos aumentam (com poucas excessões) em
uma série homóloga quando o peso molecular aumenta.
Pontos de fusão de alcanos linear: Alcanos com número par de
átomos de carbono caem em uma curva de ponto de fusão que é maior que a
curva de ponto de fusão de alcanos com número ímpar de átomos de
carbonos.
Empacotamento: É a propriedade que determina quanto uma
molécula individual é bem acomodada em uma rede cristalina. Quanto mais
compacta a acomodação, maior é a energia necessária para quebrar a rede
cristalina e fundir a substância.
SOLUBILIDADE
Alcanos: São apolares, oque os levam os seres solúveis em solventes
apolares e insolúveis em solventes polares como a água.
Álcool: Tem tanto um grupo alquila apolar quanto um grupo OH
polar. Quando o grupo alquila aumenta em tamanho, o álcool se torna a

fração mais significativa da molécula, e a substância se torna cada vez
menos solúvel em água. Álcoois com menos de quatro átomos de carbono
são solúveis em água, mas álcoois com mais de quatro átomos de carbono
são insolúveis.
Álcoois com grupo alquila ramificados são mais solúveis em água
que álcoois com grupos alquila sem ramificações com o mesmo número de
carbonos, uma vez que as ramificações reduzem ao mínimo a superfície de
contato da porção apolar da molécula.
Éter dietílico: Um éter com quatro átomos de carbono não é solúvel
em água.
Aminas com baixo peso molecular são solúveis em água porque
podem formar ligações de hidrogênio com a água.
As aminas primárias são mais solúveis que as secundárias porque
as primárias têm dois hidrogênios que podem fazer ligações de hidrogênio.
As aminas terciárias são menos solúveis em água que as aminas
secundárias com o mesmo número de carbonos.
Os haletos de alquila tem algum caráter polar, porém apenas o
fluoreto de alquila tem um átomo que pode formar uma ligação de
hidrogênio com a água. Isso significa que fluoretos de alquila são os
haletos mais solúveis em água.

AULA 08
ALDEÍDOS E CETONAS
Tanto os aldeídos quanto as cetonas contêm o GRUPO
CARBONILA – um grupo no qual um átomo de carbono tem uma ligação
dupla com o oxigênio:
ALDEÍDOS: O grupo carbonila nos aldeídos está ligado no mínimo a
um átomo de hidrogênio.
Nomenclatura IUPAC: Trocando-se a terminação –o do nome do
alcano correspondente por –al. Quando outros substituintes estão presentes,
ao carbono do grupo carbonila é atribuída a posição 1.
Os aldeídos, nos quais o grupo –CHO está ligado a um sistema de
anel, recebem o nome substitutivamente adicionando-se o sufixo
carbaldeído.

Alguns aldeídos aromáticos obtidos de fontes naturais têm fragrâncias
muito prazerosas.
CETONAS: O grupo carbonila nas cetonas está ligado a dois átomos
de carbono.
Nomenclatura IUPAC: Trocando-se o final –o do nome do alcano
correspondente por –ona. A cadeia é, então, numerada de maneira que
forneça ao átomo de carbono da carbonila o menor número possível, e esse
número é utilizado para designar a sua posição.

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS, ÉSTERES E AMIDAS
Os ácidos carboxílicos, os ésteres e as amidas contêm um grupo
carbonila que está ligado a um átomo de oxigênio ou nitrogênio.
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS: Têm um grupo hidroxila ligado a um
grupo carbonila. O grupo funcional, -COOH, é chamado de grupo carboxila
(carbonila + hidroxila).
Nomenclatura IUPAC: Os nomes sistemáticos da IUPAC são
obtidos retirando-se o final –o do nome do alcano correspondente à cadeia
mais longa no ácido e adicionando-se a terminação –óico precedida da
palavra ácido. Ao átomo de carbono da carboxila é atribuído o número 1.

Ácido Fórmico é um líquido irritante produzido por formigas (a dor
da picada da formiga é causada, em parte, pela injeção de ácido fórmico sob
a pele).
Ácido Acético é a substância responsável pelo sabor azedo do
vinagre, e produzido quando certas bactérias atuam sobre o álcool etílico do
vinho, causando a oxidação do álcool pelo ar.
ÉSTERES: Têm a fórmula geral RCO2R’, onde um grupo carbonila
está ligado ao grupo alcoxila.
Os ésteres podem ser preparados a partir de um ácido carboxílico e
um álcool através da perda catalisada por ácido de uma molécula de água.
Nomenclatura IUPAC: São derivados dos nomes do ácido (com a
terminação –ato ou –oato) e do álcool (com a terminação –ila). A parte do
nome derivado do ácido vem primeiro seguida da preposição de.

Os ésteres normalmente têm odores prazerosos, alguns lembrando o
cheiro de frutas.
AMIDAS: As amidas têm as fórmulas RCONH2, RCONHR’ ou
RCONR’R’’, onde um grupo carbonila está ligado a um átomo de nitrogênio
sustentando hidrogênio(s) e/ou grupo(s) alquila.
Nomenclatura: As amidas que não têm substituintes no nitrogênio
recebem seus nomes trocando-se a palavra ácido e a terminação –ico do
nome comum (ou –óico do nome substitutivo) pela terminação –amida. Os
grupos alquila do átomo de nitrogênio das amidas recebem seus nomes como
substituintes, e o nome do substituinte é precedido por N- ou N,N-.

NITRILAS
Uma nitrila tem a fórmula R-CN. O carbono e o nitrogênio de uma
nitrila são hibridizados sp. Na nomenclatura sistemática da IUPAC, as
nitrilas acíclicas são nomeadas adicionando-se o sufixo nitrila ao nome do
hidrocarboneto correspondente. O átomo de carbono do grupo –CN recebe o
número 1.
As nitrilas cíclicas são nomeadas adicionando-se o sufixo
carbonitrila ao nome do sistema cíclico ao qual o grupo –CN está ligado.

ANEXO
GRUPOS FUNCIONAIS
LIGAÇÕES CARBONO-OXIGÊNIO
SAL DE ÁCIDO CARBOXÍLICO: Derivado de ácido carboxílico, onde o
hidrogênio do grupo OH foi substituído por um cátion.
Mg2+ C CH3
O
O
2
etanoato de magnésio
HALETO DE ÁCIDO: Derivado de ácido carboxílico, onde o grupo OH
foi substituído por um atômo de halogênio.
cloreto de metanoila
O
ClH
ANIDRIDO DE ÁCIDO CARBOXÍLICO: Obtido pela retirada de 1
molécula de água de dois grupos carboxilas, com simultânea união desses
grupos (desidratação de ácido carboxílico).
anidrido etanóico propanóico
O
OH3C CH2CH3
O

LIGAÇÕES CARBONO-NITROGÊNIO
ISONITRILO(A): Derivado do isocianeto de hidrogênio (HNC) pela
substituição do hidrogênio por uma cadeia carbônica.
H C NC
H
H
metilcarbamila
NITROCOMPOSTO: Apresenta o grupo nitro –NO2 ligado a uma cadeia
carbônica.
nitrometano
H3C NO2
IMINA: Possui o grupo =N-H ligado a um radical bivalente alquileno ou
alquilideno.
etilidenoimina
H3C C
H
N H
IMIDA: São amidas secundárias, isto é, com o nitrogênio ligado a dois
grupos –C=O, de cadeia carbônica cíclica. Não segue a nomenclatura
IUPAC.
italimida
N
O
O
H

HIDRAZINA: Possui o grupo N-N ligado a hidrogênio ou a uma cadeia
carbônica.
metil-hidrazina
N N
H
H3C H
H
HIDRAZONA: Obtido da reação entre um aldeído ou uma cetona com a
hidrazina.
etil-hidrazona
H3C C
H
N NH2
LIGAÇÕES CARBONO-ENXOFRE
ÁCIDO SULFÔNICO: Apresenta o grupo sulfônico (-SO3H) ligado a uma
cadeia carbônica.
ácido metano-sulfônico
H3C S
O
O
OH S
O
O
OH
ácido benzeno-sulfônico
TIO-ÁLCOOIS: Apresentam o grupo –SH ligado a carbono saturado.
metanotiol
H3C SH
TIO-ÉTERES: Apresentam o enxofre como heteroátomo, isto é, entre dois
carbonos.
metil-tio-etano
H2
C SH3C CH3

DISSULFETOS:
dissulfeto de alila
S S
LIGAÇÕES CARBONO-FÓSFORO
FOSFINAS:
etilfosfina
CH3CH2PH2 (CH3CH2CH2CH2)2PH (C6H5)3P
di-n-butilfosfina trifenilfosfina
LIGAÇÕES CARBONO-SILÍCIO
SILANOS:
tetrametilsilano
Si
H3C CH3
CH3H3C
LIGAÇÕES CARBONO-BORO
BORANOS:
trietilborano
B

LIGAÇÕES CARBONO-METAL
ORGANOLÍTIO:
t-butillítio
Li
δ− δ+
COMPOSTOS DE GRIGNARD: Possui um carbono saturado ligado a um
átomo de magnésio, que por sua vez encontra ligado a um halogeneto:
cloreto, brometo ou iodeto.
cloreto de metilmagnésio
H3C MgCl
δ−
δ+

AULA 09
REAÇÕES E SEUS MECANISMOS
Substituições:
Adições:
Eliminações:
Arranjo:

CISÃO DAS LIGAÇÕES COVALENTES, INTERMEDIÁRIOS E
ESTABILIDADE
HETERÓLISE: Um fragmento retira ambos os elétrons da ligação,
deixando o outro fragmento com um orbital vazio. Esse tipo de quebra
produz fragmentos carregados ou íons.
A heterólise de uma ligação normalmente requer que a ligação seja
polarizada.
Freqüentemente, a heterólise é assistida por uma molécula com um
par de elétrons não-compartilhado que pode formar uma ligação com um dos
átomos.
HOMÓLISE: A ligação quebra-se de forma que cada fragmento
retira um dos elétrons da ligação. Esse processo produz fragmentos com
elétrons desemparelhados chamados de radicais. A separação dos dois
elétrons é simbolizada por meias-setas que se dirigem da ligação para cada
átomo.
O radical livre: Devido aos elétrons desemparelhados, os radicais e
os átomos livres são muito reativos e, em geral, não são isolados. Eles
ocorrem, entretanto, em baixa concentração como intermediários não
observados em muitas reações.

LIGAÇÃO NO CÁTION METILA, NO RADICAL METILA E NO
ÂNION METILA
Nem todos os átomos de carbono formam quatro ligações. Um
carbono com uma carga positiva, uma carga negativa, ou um elétron
desemparelhado formam apenas três ligações.
O CÁTION METILA:
O carbono carregado positivamente no cátion metila é ligado a três
átomos, de modo que ele hibridiza três orbitais – um s e dois p (sp2
). Seu
orbital p não hibridizado fica vazio. O carbono carregado positivamente e os
três átomos ligados a ele ficam no plano. O orbital p fica perpendicular ao
plano.

Estabilidades relativas dos carbocátions: Os carbocátions são
classificados de acordo com o número de substituintes que estão ligados ao
carbono carregado positivamente: um carbocátion primário tem apenas um
substituinte, um carbocátion secundário tem dois, e um carbocátion
terciário tem três substituintes.
Quando falamos em estabilidade de carbocátions, falamos de suas
estabilidades relativas: carbocátions não são estáveis. Os carbocátions são
estabilizados por grupos doadores de elétrons. Os grupos alquila são mais
doadores de elétrons do que um hidrogênio.
Hiperconjugação: No cátion etila, o orbital de uma ligação σ C-H
adjacente pode se sobrepor ao orbital p vazio. Esta dispersão da carga
positiva estabiliza o carbocátion porque a espécie carregada é mais estável se
a carga está dispersa (deslocalizada) sobre mais de um átomo. Isto é
chamada hiperconjugação.

O ÂNION METILA:
O carbono carregado negativamente no ânion metila tem três pares de
elétrons ligantes e um par livre. Um carbono carregado negativamente é
hibridizado em sp3
. No ânion metila, três dos orbitais sp3
do carbono se
sobrepõem cada um ao orbital s de um hidrogênio, e o quarto orbital sp3
segura o par livre.
Estabilidades relativas dos carbânions: Os carbânions são
carregados negativamente, por essa razão são desestabilizados pelos grupos
alquila.

O RADICAL METILA:
O átomo de carbono no radical metila também é hibridizado em sp2
. O
radical metila difere do cátion metila por um elétron desemparelhado. Tal
elétron está no orbital p.
Estabilidades relativas de radicais alquila: As estabilidades
relativas de radicais alquila primário, secundário e terciário apresentam a
mesma ordem de estabilidade relativa dos carbocátions primário,
secundário e terciário. Entretanto, as diferenças energéticas entre os
radicais são bem menores do que entre os carbocátions.

SELETIVIDADE NAS REAÇÕES QUÍMICAS
REAÇÕES DE ADIÇÃO ELETROFÍLICA – ADIÇÃO
MARKOVNIKOV:

ADIÇÃO DE RADICAIS – ADIÇÃO ANTI-MARKOVNIKOV:
A adição de HBr ao 1-buteno forma 2-bromobutano. A formação de
1-bromobutano requer uma adição anti-Markovnikov de HBr. Caso, um
peróxido de alquila (ROOR) for adicionado ao meio reacional, o produto da
reação será o 1-bromobutano desejado.
Um peróxido reverte a ordem de adição porque altera o mecanismo da
reação uma vez que leva a um radical Br, que é um eletrófilo. A regra de
Markovnikov não é seguida porque se aplica somente quando o
eletrófilo for um hidrogênio.
Um radical é altamente reativo porque necessita de um elétron para
completar seu octeto. O radical alcoxila completa seu octeto ao remover um
elétron da molécula de HBr, formado um radical bromo.

Reação de adição radicalar:

AULA 10
ÁCIDOS E BASES
A Definição de Ácidos e Bases de Brønsted-Lowry
ÁCIDO: Uma espécie que pode doar (ou perder) um próton.
BASE: Uma espécie que pode receber (ou remover) um próton.
BASE CONJUGADO: A molécula ou íon que se forma quando um ácido
perde seu próton.
ÁCIDO CONJUGADO: A molécula ou íon que se forma quando uma base
recebe um próton.
A Definição de Ácidos e Bases de Lewis
ÁCIDOS: Definidos como receptores de par de elétrons. Inclui todos os
ácidos doadores de prótons e alguns ácidos adicionais que não tem prótons.
Um átomo deficiente em elétrons (elementos do Grupo 3A) pode agir
como um ácido de Lewis.
BASES: Definidas como doadores de par de elétrons.

A Força de Ácidos e Bases: Ka e pKa
ACIDEZ: É a medida da tendência de uma substância doar um próton.
BASICIDADE: É a medida da afinidade da substância por um próton.
Ácido forte como cloreto de hidrogênio: Quase toda a molécula se
dissocia, o que significa que os produtos são favorecidos no equilíbrio.
Ácido muito fraco como ácido acético: Poucas moléculas se dissociam,
então os reagentes são favorecidos no equilíbrio.
Duas setas com meia farpa são usadas para designar equilíbrios de reação.
Uma seta longa é desenhada para as espécies favorecidas no equilíbrio.
A Constante de Acidez, Ka: A constante de equilíbrio da reação, Keq,
indica se uma reação reversível favorece reagentes ou produtos no
equilíbrio. O grau ao qual um ácido (HA) se dissocia é normalmente
determinado em uma solução diluída, de modo que a concentração da água
fica praticamente constante. A expressão de equilíbrio, portanto, pode ser
reescrita usando uma nova constante chamada constante de dissociação
ácida, Ka. Quanto maior a constante de dissociação do ácido, mais forte é o
ácido.

A Acidez e o pKa: A força de um ácido é geralmente indicado pelo seu valor
de pKa no lugar de seu valor de Ka, onde:
pKa = -log Ka
Quanto menor o pKa, mais forte é o ácido. Força do ácido em água.
ácido muito forte pKa < 1
ácidos moderatamente fortes pKa = 1 – 5
ácidos fracos pKa = 5 – 15
ácidos extremamente fracos pKa > 15

A Acidez e o pH: O pH de uma solução indica a concentração de íons
hidrogênio carregados positivamente na solução. A concentração pode ser
indicado com [H+
] ou, como um íon hidrogênio solvatado em água, como
[H3O+
]. Quanto menor o pH, mais ácida é a solução. Soluções ácidas têm
valores de pH menores que 7; soluções básicas têm pH maior que 7. A
escala de pH é usada para descrever a acidez de uma solução; o pKa é
característico de uma substância particular.
pH = -log [H3O+
]
Prevendo a Força das Bases: Quanto maior o pKa do ácido conjugado,
mais forte é a base.

Prevendo o Resultado de Reações Ácido-Base
As reações ácido-base sempre favorecem a formação do ácido mais
fraco e da base mais fraca.
A Solubilidade em Água como Resultado da Formação de Sal: Por causa
de sua acidez, os ácidos carboxílicos insolúveis em água dissolvem-se em
hidróxido de sódio aquosa; eles se dissolvem ao reagirem para formar sais
de sódio solúveis em água.
A RELAÇÃO ENTRE ESTRUTURA E ACIDEZ
A força de um ácido de Brønsted-Lowry depende da extensão na qual
um próton pode ser separado dele e transferido para uma base. Quanto mais
fraca a base, mais forte é seu ácido conjugado, ou quanto mais estável a
base, mais forte é seu ácido conjugado.
Compostos em uma mesma família da tabela periódica: A força da
ligação com o próton é o efeito dominante. Quanto menos efetiva a
superposição de orbital, mais fraca é a ligação e mais forte é o ácido.

Compostos em um determinado período da tabela periódica: A acidez
aumenta da esquerda para a direita. As forças de ligação variam um pouco,
mas o fator predominante torna-se a eletronegatividade do átomo ligado ao
hidrogênio. A eletronegatividade do átomo afeta a polaridade da ligação ao
próton e afeta a estabilidade relativa do ânion (base conjugada) que se forma
quando o próton é perdido.
Uma vez que o H-F é o ácido mais forte nessa série, sua base
conjugada, o íon fluoreto (F-
), será a base mais fraca.

O Efeito da Hibridização:
Ter mais caráter s significa que os elétrons do ânion serão, em média,
mais baixos em energia e o ânion será mais estável.
Eletronegatividades relativas dos átomos de carbono: sp > sp2
> sp3
.
Basicidade Relativa dos Carbânions:
Efeito Indutivo por Retirada de Elétrons: Significa puxar elétrons por
meio de uma ligação sigma.
O efeito de um substituinte na acidez de uma substância diminui
quando a distância entre os substituintes e o átomo de oxigênio aumenta.

A ACIDEZ DOS ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
Efeitos de Ressonância: Duas estruturas de ressonância podem ser escritas
para um ácido carboxílico e duas para o ânion, e pode-se supor que a
estabilização de ressonância do ânion é maior porque as estruturas de
ressonância para o ânion são equivalentes e porque não ocorre separação de
cargas opostas nelas.
Nenhuma estrutura de ressonância estabilizante é possível para um
álcool ou seu ânion.

Efeito Indutivo: A atração de elétrons do grupo carbonila quando
comparado com o grupo CH2 na posição correspondente do etanol.
O próton do ácido carboxílico é mais positivo do que o próton do
álcool. Essa maior carga positiva no próton do ácido carboxílico ajuda a
explicar por que o próton separe-se mais facilmente.
O efeito indutivo de atração de elétrons do grupo carbonila estabiliza
o íon acetato que se forma do ácido acético, e conseqüentemente o íon
acetato é uma base mais fraca do que o íon etóxido:

AULA 11
ESTRUTURAS COM DESLOCALIZAÇÃO ELETRÔNICA E
RESSONÂNCIA
Elétrons localizados: Elétrons restritos a uma região particular, pertencem a
um único átomo ou são limitados a uma ligação entre dois átomos.
Elétrons deslocalizados: Não pertencem a um único átomo nem são
confinados a uma ligação entre dois átomos.
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
Deslocalização de elétrons: A carga negativa é compartilhada por ambos os
átomos de oxigênio porque os elétrons são “deslocalizados”.
Contribuintes de ressonância: A seta de duas cabeças é usada para indicar
que a atual estrutura é um híbrido. Os dois contribuintes de ressonância
diferem apenas na localização de seus elétrons π e pares de elétrons livres.
Todos os átomos ficam no mesmo lugar.
Híbrido de Ressonância: É um misto dos dois contribuintes de ressonância.
A seta de duas cabeças entre os dois contribuintes de ressonância é usada
para indicar que a atual estrutura é um híbrido.

BENZENO
A fórmula molecular (C6H6) nos diz que o benzeno tem oito
hidrogênios a menos que um alcano acíclico com seis carbonos (CnH2n+2 =
C6H14). O benzeno, portanto, têm grau de insaturação de quatro. Isso
significa que ele pode ser uma substância acíclica com quatro ligações π,
uma substância cíclica com três ligações π, uma substância bicíclica com
duas ligações π, uma substância tricíclica com uma ligação π ou uma
substância tetracíclica.
Características do benzeno:
1. Quando um dos átomos de hidrogênio do benzeno é substituído por um
átomo diferente, somente um produto é obtido.
2. Quando o produto substituído sofre uma segunda substituição, três
produtos são obtidos.

Uma vez que somente um produto é obtido quando qualquer um dos
átomos de hidrogênio é substituído por outro átomo, sabemos que todos os
hidrogênios devem ser idênticos.
Nenhuma dessas estruturas é coerente com a observação de que três
substâncias são obtidas se um segundo hidrogênio for substituído com outro
átomo.

A hidrogenação do benzeno produz ciclohexano. O benzeno possui
um anel de seis carbonos.
Técnicas de raios X: O benzeno é uma molécula planar e as seis
ligações carbono-carbono têm o mesmo comprimento. O comprimento de
cada ligação carbono-carbono é 1,39 Å, a qual é menor que uma ligação
simples (1,54 Å), mas é maior que uma ligação dupla (1,33 Å). Em outras
palavras, o benzeno não tem ligações duplas e simples alternadas.
AS LIGAÇÕES DO BENZENO
Cada um dos seis átomos de carbono é hibridizado em sp2
. Um
carbono hibridizado em sp2
tem ângulos de ligação de 120° - idêntico ao
tamanho dos ângulos de um hexágono planar. Cada carbono também tem um
orbital p em ângulos retos aos orbitais sp2
. Pelo fato de o benzeno ser planar,
os seis orbitais p são paralelos.
A sobreposição de orbitais p forma duas nuvens contínuas de elétrons,
uma acima e outra abaixo do plano do anel. Cada um dos seis elétrons π,
assim, não está localizado em um único carbono nem em uma ligação entre
dois carbonos. Ao contrário, cada elétron π é compartilhado por todos os seis
carbonos. O seis elétrons π estão deslocalizados – eles vagam livremente
dentro das nuvens eletrônicas que existem acima e abaixo do anel de átomos
de carbono.

CONTRIBUINTES DE RESSONÂNCIA E HÍBRIDOS DE
RESSONÂNCIA
A estrutura aproximada com elétrons localizados é chamada
contribuinte de ressonância, estrutura de ressonância ou estrutura
contribuinte de ressonância. Contribuintes de ressonância são apenas um
modo conveniente de mostrar os elétrons π; eles não demonstram nenhuma
distribuição eletrônica real. A estrutura real com elétrons deslocalizados é
chamada híbrido de ressonância.
A deslocalização eletrônica ocorre somente se todos os átomos que
compartilham os elétrons deslocalizados estiverem no mesmo plano para que
seus orbitais p possam se sobrepôr efetivamente. Por exemplo, o
ciclooctatetraeno não é planar; ele se apresenta com o formato de um bote.
Uma vez que os orbitais p não se sobrepõem, cada par de elétrons π está
localizado entre dois carbonos em vez de estar deslocalizado sobre todo o
anel de oito átomos.
ENERGIA DE RESSONÂNCIA
Uma substância com elétrons deslocalizados é mais estável do que
seria com todos os seus elétrons localizados. A estabilidade extra que uma

substância ganha tendo elétrons deslocalizados é chamada energia de
deslocalização ou energia de ressonância.
Benzeno: A energia de ressonância é maior quanto mais estável é o benzeno
(com três pares de elétrons π deslocalizados) se comparado a uma substância
desconhecida, irreal, hipotética, o “ciclo-hexatrieno” (com três pares de
elétrons π localizados).
O ∆H° para a hidrogenação do ciclo-hexeno é igual a -28,6 kcal/mol.
Esperaríamos desse modo que o ∆H° para a hidrogenação do “ciclo-
hexatrieno” fosse três vezes o valor encontrado para o ciclo-hexeno, que é -
85,8 kcal/mol.
Quando o ∆H° para a hidrogenação do benzeno foi determinado
experimentalmente, encontrou-se um valor de -49,8 kcal/mol, muito menor
que o calculado para o “ciclo-hexatrieno” hipotético.
O benzeno é 36 kcal/mol mais estável que o “ciclo-hexatrieno”, pois o
∆H° experimental para hidrogenação do benzeno é 36 kcal/mol menor que o
calculado para o “ciclo-hexatrieno”. A energia de ressonância nos diz
quanto mais estável é uma substância com elétrons deslocalizados
comparado com o que seria se seus elétrons fossem localizados.

REGRAS PARA DESENHAR OS CONTRIBUINTES DE
RESSONÂNCIA
No desenho dessas estruturas, os elétrons em um contribuinte de
ressonância são movidos para gerar o próximo contribuinte. Tenha sempre
em mente as seguintes restrições.
1- Somente elétrons se movem. O núcleo dos átomos nunca se move.
2- Os únicos elétrons que podem se mover são elétrons π (elétrons em
ligações π) e elétrons não-compartilhados.
3- O número total de elétrons em uma molécula não muda; também não o
fazem os números de elétrons emparelhados e desemparelhados.
Os elétrons podem ser movidos de acordo com uma das seguintes formas:
1- Mover elétrons π em direção à carga positiva ou para uma ligação π.

2- Mover elétrons livres em direção à ligação π.

3- Mover um único elétron não ligante em direção à ligação π.
IMPORTANTE: Note que, em todos os casos, os elétrons se movem em
direção a um átomo hibridizado em sp2
. Um carbono hibridizado em sp2
é
também um carbono com uma ligação dupla (podem-se acomodar os novos
elétrons pela quebra da ligação π) ou um carbono que tem uma carga
positiva ou um elétron desemparelhado. Os elétrons não se movem em
direção a um carbono hibridizado em sp3
, pois este não pode acomodar mais
elétrons.

RECONHEÇER SUBSTÂNCIAS COM ELÉTRONS
DESLOCALIZADOS

AULA 12
ESTRUTURAS COM DESLOCALIZAÇÃO ELETRÔNICA E
RESSONÂNCIA
ESTABILIDADES PREVISTAS DOS CONTRIBUINTES DE
RESSONÂNCIA
Todos os contribuintes de ressonância não contribuem
necessariamente de modo igual para o híbrido de ressonância. O grau de
cada contribuição depende da sua estabilidade prevista. A estabilidade
dos contribuintes de ressonância não pode ser medida, pois estes não são
reais. Quanto maior a estabilidade prevista do contribuinte de ressonância,
mais ele contribui para o híbrido de ressonância; e quanto mais ele
contribui para o híbrido de ressonância, mais o contribuinte é parecido
com uma molécula real.
Contribuintes com cargas separadas são relativamente instáveis,
pois necessitam de energia para manter as cargas opostas separadas.
Os dois contribuintes de ressonância para o íon carboxilato. As
estruturas C e D são igualmente estáveis e por isso contribuem igualmente
para o híbrido de ressonância.

Quando os elétrons podem se mover em mais de uma direção, sempre
se movem em direção ao átomo mais eletronegativo.
Os contribuintes de ressonância obtidos pelo movimento de elétrons
para longe do átomo mais eletronegativo devem ser mostrados somente
quando esse for o único modo de movimento dos elétrons.
Nos contribuintes de ressonância para o íon enolato, a estrutura J tem
uma carga negativa no carbono e a estrutura K tem uma carga negativa no
oxigênio.
Podemos resumir as características que diminuem a estabilidade
prevista para uma estrutura contribuinte de ressonância do seguinte modo:
1- Átomo com um octeto incompleto.
2- Carga negativa que não está no átomo mais eletronegativo ou carga
positiva que não está no átomo menos eletronegativo (mais eletropositivo).
3- Separação de cargas.

ENERGIA DE RESSONÂNCIA
A energia de ressonância associada a uma substância que tem elétrons
deslocalizados depende do número e da estabilidade prevista dos
contribuintes de ressonância: quanto maior o número de contribuintes de
ressonância relativamente estáveis, maior é a energia de ressonância.
IMPORTANTE: O número de contribuintes de ressonância relativamente
estáveis e não o número total de contribuintes de ressonância é importante
na determinação da energia de ressonância. A energia de ressonância de um
íon carboxilato, com dois contribuintes de ressonância relativamente
estáveis, é maior que a energia de ressonância da substância 1,3-butadieno,
porque apesar de essa substância ter três contribuintes de ressonância,
somente um deles é relativamente estável.
Quanto mais equivalentes forem as estruturas dos contribuintes
de ressonância, maior será a energia de ressonância. O diânion carbonato
é particularmente estável porque tem três contribuintes de ressonância
equivalentes.
Resumo estruturas contribuintes de ressonância:
1- Quanto maior a estabilidade prevista de um contribuinte de ressonância,
mais ele contribui para o híbrido de ressonância.
2- Quanto maior o número de contribuintes de ressonância relativamente
estáveis, maior é a energia de ressonância.
3- Quanto mais equivalentes forem os contribuintes de ressonância, maior
será a energia de ressonância.

ESTABILIDADE DOS CÁTIONS ALÍLICO E BENZÍLICO
Cátions alílico e benzílico possuem elétrons deslocalizados, portanto
são mais estáveis do que os carbocátions similarmente substituídos com
elétrons localizados.
CÁTION ALÍLICO: É um carbocátion com carga positiva no carbono
alílico: um carbono alílico é um carbono adjacente a um carbono sp2
de um
alceno.
CÁTION BENZÍLICO: É um carbocátion com carga positiva no carbono
benzílico: um carbono benzílico é um carbono adjacente a um carbono sp2
de um benzeno.
Um cátion alílico tem dois contribuintes de ressonância.
Um cátion benzílico tem cinco contribuintes de ressonância.

Estabilidade relativa dos cátions alílico e benzílico:
Devido ao fato de os cátions alila e benzila possuírem elétrons
deslocalizados, eles são mais estáveis do que outros carbocátions primários.
Note que, são os cátions benzila primário e alila primário que apresentam
quase a mesma estabilidade que carbocátions alquila secundários.
ESTABILIDADE DOS RADICAIS ALÍLICO E BENZÍLICO
Um radical alílico tem um elétron desemparelhado em um carbono
alílico e, como um cátion alílico, apresenta dois contribuintes de
ressonância.
Um radical benzílico tem um elétron desemparelhado em um carbono
benzílico e, como um cátion benzílico, apresenta cinco estruturas
contribuintes de ressonância.

Estabilidades relativas dos radicais:
CONSEQÜÊNCIAS QUÍMICAS DA DESLOCALIZAÇÃO DE
ELÉTRONS
A capacidade de prever o produto correto de uma reação orgânica
freqüentemente depende do reconhecimento da presença de elétrons
deslocalizados em moléculas orgânicas. Por exemplo, na reação seguinte,
ambos os carbonos sp2
do alceno estão ligados ao mesmo número de
hidrogênios:
A regra de Markovnikov que nos diz onde adicionar o próton prevê
que quantidades aproximadamente iguais de dois produtos de adição serão
formadas. Quando a reação é realizada, porém, somente um dos produtos é
obtido.
As regras não levam em conta que um intermediário é um carbocátion
alquila secundário e o outro é um cátion benzílico secundário. Este é
formado mais rapidamente, pois é estabilizado por deslocalização de
elétrons, levando à formação de um único produto.

Outro exemplo, de como a deslocalização de elétrons pode afetar o
resultado de uma reação. A adição de um próton a um alceno forma um
carbocátion alquila secundário. O rearranjo do carbocátion ocorre porque
uma troca 1,2 de um hidreto leva ao cátion benzílico secundário mais
estável.
As velocidades relativas nas quais os alcenos A, B e C sofrem reação
de adição eletrofílica com um reagente, tal como HBr, ilustram o efeito que
elétrons deslocalizados podem ter sobre a reatividade de uma substância.
A é mais reativo dos três alcenos. A adição de um próton ao carbono
sp2
ligado ao maior número de hidrogênios forma um carbocátion
intermediário com uma carga positiva que é compartilhada pelo carbono e
oxigênio. Ser capaz de compartilhar a carga positiva com outro átomo
aumenta a estabilidade de um carbocátion, facilitando, assim, sua formação.
Ao contrário, a carga positiva dos carbocátions intermediários formados por
B e C está localizada em um único átomo.

B reage com HBr mais rapidamente que C porque o carbocátion
formado por C é desestabilizado pelo grupo OCH3, que retira elétrons por
indução (por meio da ligações σ) do carbono carregado positivamente do
carbocátion intermediário.
Repare que o grupo OCH3 em C pode somente retirar elétrons por
indução, ao passo que o grupo OCH3 em A está posicionado de tal modo
que, além da retirada de elétrons por efeito indutivo, ele pode doar um par de
elétrons livre para estabilizar o carbocátion. Isso é chamado doação de
elétrons por ressonância. O efeito total do grupo OCH3 em A é a
estabilização do carbocátion intermediário, pois a estabilização por doação
de elétrons por ressonância supera a desestabilização pelo efeito indutivo por
retirada de elétrons.

O EFEITO DE DESLOCALIZAÇÃO DE ELÉTRONS SOBRE O pKa
O fenol, uma substância na qual um grupo OH está ligado a um
carbono sp2
de um anel benzênico, é um ácido mais forte que um álcool
como etanol ou o ciclo-hexanol, substâncias nas quais um grupo OH está
ligado a um carbono sp3
. Os mesmos fatores responsáveis pela maior acidez
de um ácido carboxílico se comparado a um álcool levam o fenol a ser mais
ácido que um álcool, como o ciclo-hexanol – estabilização da base
conjugada do fenol pela retirada de elétrons e pela energia de ressonância
aumentada.
EFEITO INDUTIVO: O grupo OH do fenol está ligado a um carbono sp2
que é mais eletronegativo que um carbono sp3
no qual o grupo OH do ciclo-
hexanol está ligado. Um efeito indutivo por retirada maior de elétron pelo
carbono sp2
estabiliza a base conjugada pelo decréscimo da densidade
eletrônica do seu átomo carregado negativamente.
ENERGIA DE RESSONÂNCIA: O fenol e o íon fenolato têm elétrons
deslocalizados, mas a energia de ressonância do íon fenolato é maior porque
três dos contribuintes de ressonância do fenol têm cargas separadas.
A perda de um próton pelo fenol é acompanhada por aumento na
energia de ressonância. Ao contrário, nem o ciclo-hexanol nem sua base
conjugada tem elétrons deslocalizados, portanto a perda de um próton não é
acompanhada de aumento na energia de ressonância.

AULA 14
ANÁLISE CONFORMACIONAL
CONFORMAÇÃO DE ALCANOS: ROTAÇÃO EM TORNO DE
LIGAÇÃO CARBONO-CARBONO
Uma ligação simples carbono-carbono (uma ligação σ) é formada
quando um orbital sp3
se sobrepõe a um orbital sp3
de um segundo carbono.
Como ligações σ são cilindricamente simétricas (isto é, simétricas em
torno de uma linha imaginária que conecta os centros dos dois átomos
unidos pela ligação σ), a rotação em torno de uma ligação simples carbono-
carbono pode ocorrer sem nenhuma mudança na quantidade de
sobreposição dos orbitais. Em geral, a rotação é livre em torno de todas as
ligações simples à temperatura normal.
CONFORMAÇÕES: São os diferentes arranjos espaciais dos átomos
resultantes da rotação em torno de uma ligação simples.
CONFÔRMERO: É uma conformação específica.
Quando a rotação ocorre em torno de uma ligação carbono-carbono do
etano, pode resultar em duas conformações extremas: uma conformação
em oposição e uma conformação eclipsada. Um número infinito de
conformações entre esses dois extremos também é possível.

As substâncias são tridimensionais, mas somos limitados a folha de
papel bidimensional ao analisar suas estruturas. Fórmulas em perspectiva,
projeções em cavalete e projeções de Newman são métodos químicos
normalmente utilizados para representar no papel a ligação σ.
FORMULA EM PERSPECTIVA: Linhas sólidas são usadas para ligações
que ficam no plano do papel, cunhas sólidas para ligações saindo do plano
do papel e cunhas tracejadas para ligações que entram no plano do papel.
PROJEÇÃO EM CAVALETE: Olhamos a ligação carbono-carbono de
um ângulo oblíquo.
PROJEÇÃO DE NEWMAN: Desprezamos o comprimento de uma ligação
carbono-carbono específica. O carbono em frente é representado por um
ponto com três ligações em interseção e o carbono de trás, por um círculo.
As três linhas saindo de cada carbono representam as outras três ligações.
Os elétrons em uma ligação C-H vão repelir os elétrons de outra
ligação C-H se as ligações estiverem muito próximas uma da outra.

CONFORMAÇÃO EM OPOSIÇÃO: É a conformação mais estável do
etano porque as ligações C-H estão o mais distante possível uma das outras.
CONFORMAÇÃO ECLIPSADA: É a conformação menos estável porque
em nenhuma outra conformação as ligações C-H estão tão próximas. A
energia extra da conformação eclipsada é chamada tensão torsional.
TENSÃO TORSIONAL: É o nome dado a repulsão sentida pelos elétrons
ligantes de um substituinte quando passam perto dos elétrons de outro
substituinte.
É a investigação de várias conformações de uma substância e as
respectivas estabilidades relativas.
A figura abaixo mostra o potencial de todos os confôrmeros do etano
obtidos durante a rotação completa de 360˚. Observe que os confôrmeros em
oposição estão em energia mínima, enquanto os confôrmeros eclipsados
estão em energia máxima. Como os confôrmeros se interconvertem, eles
não podem ser separados.

O butano têm três ligações simples carbono-carbono e a molécula
pode girar em torno delas. Na figura seguinte, confôrmeros em oposição e
eclipsados são desenhados para a rotação em torno da ligação C-1 — C-2.
O carbono no primeiro plano na projeção de Newman tem o menor
número. Embora os confôrmeros em oposição resultantes da rotação em
torno da ligação C-1 — C-2 tenham a mesma energia, os confôrmeros em
oposição resultantes da rotação em torno da ligação C-2 — C-3 não têm.
O confôrmero D, no qual os grupos metila estão os mais distante
possíveis, é mais estável do que os outros dois em posição (B e F). O
confôrmero em oposição mais estável (D) é chamado confôrmero anti, e os
outros dois confôrmeros em oposição (B e F) são chamados confôrmeros
gauche.

No confôrmero anti, os substituintes maiores estão opostos um ao outro,
no gauche estão adjacentes.
TENSÃO ESTÉRICA: É a tensão (isto é, a energia extra) em uma
molécula quando os átomos ou grupos estão tão próximos um do outro que
resultam em repulsão entre as nuvens eletrônicas dos átomos ou grupos. Em
geral, a tensão estérica em uma molécula aumenta com o tamanho do
grupo.
Há mais tensão estérica em um confôrmero gauche que em um anti
porque os dois grupos metila estão mais próximos no primeiro caso. Este
tipo de tensão estérica é chamado de interação gauche.
Os confôrmeros eclipsados resultantes da rotação em torno da
ligação C-2 — C-3 no butano têm energias diferentes. O confôrmero
eclipsado em que os dois grupos metila estão próximos (A) é menos estável
que os confôrmeros em que eles estão mais afastados (C e E).
Todos os confôrmeros eclipsados têm tanto tensão torsional
quanto tensão estérica: tensão torsional devido a repulsão ligação-ligação e
tensão estérica devido a proximidade dos grupos.
O número relativo de moléculas em uma conformação em particular
em qualquer momento depende da estabilidade da conformação: quanto mais
estável a conformação, maior é a fração da molécula que estará naquela
conformação.

Muitas moléculas, portanto, estão em conformação em oposição, e mais
moléculas estão em conformação anti que em conformação gauche.
A tendência em assumir uma conformação em oposição leva a cadeia
de carbono a se orientar em forma de ziguezague.
CICLO-ALCANOS DISSUBSTITUÍDOS
ISÔMEROS DE CONSTITUIÇÃO OU ISÔMEROS ESTRUTURAIS:
São compostos em que os átomos se ligam com conectividade diferentes.
ESTEREOISÔMEROS: Compostos que têm a mesma conectividade (ou
seja, os átomos ligam-se na mesma sequência), mas diferem na disposição
dos átomos no espaço. Isômeros cis (do mesmo lado) e trans (em lados
opostos).

Por esta definição, os confôrmeros também são considerados
estereoisômeros. Contudo, diferentemente dos isômeros cis e trans, que só se
interconvertem pela quebra de ligações químicas, os confôrmeros existem
em equilíbrio porque a rotação de certas ligações químicas é relativamente
fácil.
Devido à isomeria estrutural e a isomeria cis-trans, ocorrem várias
possibilidades estruturais nos ciclo-alcanos substituídos. Assim, por
exemplo, existem oito isômeros do bromo-metil-ciclo-hexano, todos eles
com propriedades físicas e químicas diferentes.

TENSÃO DE ANEL E AS ESTRUTURAS
DOS CICLO-ALCANOS
O menor dos ciclo-alcanos, o ciclo-propano, é muito menos estável do
que o esperado para três grupos CH2. Isto ocorre devido, a tensão torcional
e a tensão angular.
TENSÃO ANGULAR: É a energia necessária para distorcer os carbonos
tetraédricos até fechar o anel.
Na estrutura do ciclo-propano, pode-se ver que todos os hidrogênios
de metileno estão em coincidência (eclipsadas), de modo semelhante ao
etano. Nesta conformação, a energia do etano é maior do que na
conformação em oposição e isto caracteriza a tensão torcional (ou de
coincidência). O mesmo ocorre no ciclo-propano. Além disso, o esqueleto de
carbonos do ciclo-propano é plano e rígido, o que impede a rotação das
ligações que aliviariam a tensão torcional.
Pode-se observar que os ângulos C-C-C do ciclo-propano são iguais a
60°, oque é um desvio significativo do ângulo tetraedro regular (109,5°). No
ciclopropano, a sobreposição dos orbitais sp3
não pode ser apontada
diretamente um para o outro. Se as três ligações C-C adotarem uma
conformação com o ângulo entre os orbitais sp3
de 104°, a chamada ligação
curva ou ligação banana, o recobrimento dos orbitais será suficiente para a
formação da ligação.

Em conseqüência, as ligações C-C do ciclo-propano são relativamente
fracas. É baixo porque a quebra desta ligação abre o anel, reduzindo a tensão
do sistema. Assim, por exemplo, a reação do ciclo-propano com hidrogênio
na presença de paládio como catalisador abre o anel para dar propano.
Os ângulos de ligação em um ciclo-butano planar teriam de ser
comprimidos de 109,5° para 90°. A análise da estrutura do ciclo-butano
revela que a molécula não é planar, parecendo uma folha dobrada, com o
ângulo de dobra aproximadamente igual a 26°. A estrutura, porém, não é
muito rígida. A molécula passa rapidamente da conformação dobrada em um
sentido para a conformação dobrada no sentido inverso. A distorção do anel
em relação a estrutura planar é favorável porque ocorre redução da
tensão torcional provocada pelos oito hidrogênios em coincidência.
Quando um dos átomos de carbono sai do plano, a tensão torcional se
reduz. No entanto, isto provoca o aumento da tensão angular no anel. A
conformação de menor energia vem de um compromisso entre estes dois
efeitos que minimiza a energia do sistema.
A tensão angular é menor do que no ciclo-propano, embora seja
necessário usar ligações curvas para obter o recobrimento máximo dos
orbitais na formação das ligações carbono-carbono. No entanto, a energia da
ligação C-C, é baixa, devido a redução da tensão pela abertura do anel e
recobrimento pequeno dos orbitais nas ligações curvas.

O ciclo-butano é menos reativo do que o ciclo-propano, mas sofre
processos semelhantes de abertura de anel.
Duas conformações dobradas são possíveis para o ciclo-pentano:
envelope e meia-cadeira. Ciclopentano planar: ângulo de ligação = 108°.
Existe entre elas uma pequena diferença de energia, mas a barreira de
ativação para a interconversão rápida é muito baixa. De um modo geral, o
ciclo-pentano tem pouca tensão no anel e, portanto, não reage como os ciclo-
alcanos de três e quatro átomos de carbono.
IMPORTANTE: Substâncias cíclicas se torcem e se curvam a fim de obter
um estrutura que minimize os tipos diferentes de tensão que podem
desestabilizar uma substância cíclica.

AULA 15
O CICLO-HEXANO, UM CICLO-ALCANO SEM TENSÃO
Um ciclo-hexano hipotético teria tensão torcional provocado por 12
interações H-H em coincidência e tensão angular (o ângulo do hexágona
regular é de 120°).
Porém, uma das conformações (conformação em cadeira) do ciclo-
hexano obtida com o afastamento dos carbonos 1 e 4, em direções opostas
do plano, não tem tensão angular nem torcional. Nesta conformação, não há
coincidência entre os átomos de hidrogênios e os ângulos são muito
próximos do ângulo do tetraedro regular.

Se olharmos na direção de qualquer uma das ligações C-C, poderemos
ver que os substituintes estão na conformação anti.
CONFORMAÇÕES MENOS ESTÁVEIS
Forma de Bote: Os carbonos 1 e 4 se afastam do plano do anel no mesmo
sentido. A forme bote é menos estável do que a forma cadeira. Uma razão
para esta diferença é a conformação em coincidência dos oito átomos de
hidrogênio da base do bote. Outra razão é o impedimento estérico,
decorrente da proximidade entre os dois hidrogênios internos da forma bote.
Tensão Transanular: Tensão resultante da aproximação de dois grupos do
mesmo anel.
Conformação em Bote Torcido: A forma bote do ciclo-hexano é
relativamente flexível. A torção de uma das ligações C-C em relação a outra
estabiliza a forma bote porque a interação transanular se reduz.

HIDROGÊNIOS AXIAIS E EQUATORIAIS
A molécula de ciclo-hexano tem dois tipos de hidrogênio. As seis
ligações carbono-hidrogênios paralelas ao eixo principal da molécula são
denominadas axiais. As outras seis ligações são quase perpendiculares ao
eixo principal, estão próximas do plano equatorial e são chamadas de
equatoriais.

COMO DESENHAR CICLO-HEXANO NA FORMA CADEIRA
1) Desenhe a cadeira de forma a colocar os átomos C2 e C3 abaixo e
ligeiramente à direita de C5 e C6, com extremidade 1 apontando para baixo
à esquerda e a extremidade 4 apontando para cima à direita. As ligações
opostas no anel (ligações 1-6 e 3-4; 2-3 e 5-6; 1-2 e 4-5) devem estar
paralelas entre si.
2) Adicione as ligações axiais como linhas verticais que apontem para baixo
em C1, C3 e C5 e para cima em C2, C4 e C6. Em outras palavras, as
ligações axiais se alternam para cima a para baixo.

3) Desenhe as duas ligações equatoriais em C1 e C4 de modo que elas façam
um pequeno ângulo com a horizontal, apontando para cima em C1 e para
baixo em C4, e de modo que estejam paralelas às ligações entre C2 e C3 (ou
entre C5 e C6).
4) Esta regra é a mais difícil de seguir, mas adicione as ligações equatoriais
restantes de C2, C3, C5 e C6 fazendo com que fiquem paralelas à ligação C-
C dos átomos vizinhos, como mostrado a seguir.
A INTERCONVERSÃO ENTRE OS CONFÔRMEROS
TRANSFORMA OS HIDROGÊNIOS EQUATORIAIS EM AXIAIS
A figura representa o diagramma de energia potencial da
interconversão cadeira-cadeira no ciclo-hexano passando pelas formas em
bote torcido e bote.

A interconversão entre as duas formas cadeira do ciclo-hexano faz
com que os hidrogênios axiais de uma estrutura se tornem equatoriais na
outra e vice-versa.

CICLO-HEXANOS SUBSTITUÍDOS
Os metil-ciclo-hexanos axial e equatorial não são equivalentes em
energia. As duas formas não são equivalentes. O confôrmero equatorial é
mais estável do que o confôrmero axial e, é favorecido na razão de 95:5 a
25°C.
No confôrmero equatorial, o grupo metila aponta para fora do espaço
da molécula. No confôrmero axial, o grupo metila esta próximo dos
hidrogênios axiais que estão do mesmo lado da molécula. A distância para
estes hidrogênios é pequena e o resultado é repulsão estérica, outro exemplo
de tensão transanular. Como isto ocorre entre átomos de carbono que têm
relação 1,3 (no desenho 1,3 e 1,3’), diz-se que ocorre uma interação 1,3-
diaxial.
As interações 1,3-diaxiais desfavoráveis a que os substituintes axiais
estão submetidos são facilmente vistas nas projeções de Newman das
ligações C-C que tem o substituinte. Ao contrário do que ocorre na forma
axial, no confôrmero equatorial, o substituinte esta distante dos hidrogênios
axiais.

As diferenças de energia entre as formas axial e equatorial de muitos
ciclo-hexanos monossubstituídos foram medidos. Em muitos casos,
especialmente quando o substituinte é um grupo alquila, a diferença de
energia entre as duas formas aumenta com o tamanho do substituinte, uma
conseqüência direta do aumento das interações 1,3 diaxiais desfavoráveis.

OS SUBSTITUINTES COMPETEM PELAS POSIÇÕES
EQUATORIAIS
No 1,1-dimetil-ciclo-hexano, um dos grupos metila é equatorial e o
outro, axial. As duas formas cadeira são idênticas, logo têm a mesma
energia.
No cis-1,4-dimetil-ciclo-hexano, as formas cadeira têm um
substituinte axial e outro equatorial, logo têm também a mesma energia.
O isômero trans pode existir em duas conformações cadeira
diferentes: uma com dois grupos metila axiais (diaxial) e a outra com dois
grupos metila equatoriais (diequatorial).

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