polígrafo química orgânica básica
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8/19/2019 Polígrafo Química Orgânica Básica
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CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA
Professor: Dr. Luciano Dornelles
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1. ESTRUTURA DAS FUNÇÕES ORGÂNICAS
1. Introdução
1.1. Importância da Química Orgânica
A química orgânica é a química dos compostos do carbono. Os compostos de carbonosão os constituintes químicos fundamentais de todos os seres vivos do planeta. Entre os
compostos químicos estão os ácidos desoxirribonucleicos (DNA), moléculas gigantes que
encerram a informação genética de todas as espécies vivas, Figura 1. Os compostos de carbono
constituem as proteínas do sangue, dos músculos e da pele. Juntamente com o oxigênio do ar que
respiramos, os compostos de carbono da nossa alimentação fornecem a energia que sustenta a
nossa vida.
Figura 1. Segmento hipotético de cadeia de um só DNA, mostrando como os gruposfosfoestéricos ligam os grupos -OH em 3`e 5`das unidades desoxirribose.
Inumeráveis observações sugerem que, há muitos bilhões de anos no passado, a maior
parte dos átomos de carbono presentes na Terra estava sob a forma de um gás, o CH4, chamado
metano. Este composto orgânico simples, juntamente com a água, a amônia e o hidrogênio eram
os constituintes da atmosfera primitiva. Mostrou-se, experimentalmente, que descargas elétricas,
ou outras formas de radiação com muita energia, ao passarem através de uma destas atmosferas
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provocam a fragmentação desses compostos simples em pedaços de muitos reativos. Estes
pedaços combinam-se em compostos mais complicados. Desta maneira, podem-se formar
compostos que denominamos aminoácidos, formaldeídos, cianeto de hidrogênio, purinas e
pirimidinas. Acredita-se que estes e outros compostos que se formaram de maneira idêntica,
foram arrastados para o mar, pela ação da chuva, até que o mar se tenha convertido num vasto
depósito com todos os compostos necessários à emergência de vida. Os aminoácidos,
aparentemente, reagiram uns com os outros e formaram as primeiras proteínas. As moléculas de
formaldeído reagiram umas com as outras e formaram açúcares e estes açúcares, juntamente com
fosfatos inorgânicos, combinaram-se com as purinas e as pirimidinas a fim de constituírem
moléculas simples de ácidos ribonucleicos (RNA) e de DNA.
Não somos somente constituídos, em grande parte, por compostos orgânicos, não apenas
somos descendentes destes compostos e somos por eles alimentados, mas também vivemos naidade da química orgânica. A roupa que vestimos, de fibra natural, como a lã ou o algodão, ou de
fibra sintética, como o náilon ou um poliéster, é constituída por compostos do carbono. São
orgânicos muitos materiais que compõem a casa que nos abriga. São orgânicos a gasolina que
impulsiona os nossos automóveis, a borracha dos pneus e o plástico do revestimento interior dos
carros. A maior parte dos remédios que nos ajudam a curar doenças, ou a aliviar sofrimentos, é
de natureza orgânica. Os pesticidas orgânicos ajudam-nos a eliminar muitos agentes que
disseminam doenças entre os animais e os vegetais.
Os compostos químicos orgânicos são também fonte de alguns dos nossos mais sérios
problemas. Muito destes compostos, introduzidos no ambiente, provocam consequências
bastante diversas das que eram visadas. Vários inseticidas, que se usaram durante anos, foram
proibidos, são prejudiciais a muitas espécies, além dos insetos daninhos, e são perigosos para os
homens. Os compostos orgânicos usados como propelentes de aerossóis foram proibidos pois
ameçavam destruir a camada de ozônio da alta atmosfera, camada que nos protege de radiação
muito nociva.
Assim, para o bem ou para o mal, a química orgânica está associada a quase todos os
aspectos das nossas vidas. Teremos a sabedoria se tentarmos entendê-la o melhor possível.
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1.2. O Desenvolvimento da Ciência da Química Orgânica
Durante milhares de anos os homens usaram os compostos orgânicos e as reações
orgânicas. A primeira experiência deliberada com uma reação orgânica data, possivelmente, da
descoberta do fogo. Os antigos egípcios usaram compostos orgânicos (anil ou alizarina) para
tingir tecidos. A famosa “púrpura real” dos fenícios era também uma substância orgânica obtida
de molúsculos. A fermentação de uvas, para a produção de álcool etílico e das qualidades
amargas do vinagre (“vinho ácido”), está descrito na Bíblia e possivelmente já era há muito
conhecida. Como ciência, no entanto, a química orgânica tem menos de 200 anos de idade. A
maioria dos historiadores de ciência localiza a sua origem no início do século XIX, época em que
se dispersou uma concepção errônea.
As bases da química orgânica foram lançadas em meados do século XVIII, quando a
química evoluía da arte do alquimista a uma ciência moderna. Naquela época, observavam-sediferenças inexplicáveis entre as substâncias obtidas a partir de fontes vivas e as extraídas de
minerais. Compostos extraídos de plantas e animais eram geralmente difíceis de isolar e
purificar. Mesmo quando puros, eles eram muitas vezes difíceis de serem manipulados e tendiam
a se decompor mais facilmente do que os compostos de origem mineral. O químico sueco
Torbern Bergman foi o primeiro a expressar esta diferença entre substâncias "orgânicas" e
"inorgânicas", em 1770, e o termo química orgânica logo passou a denominar a química dos
compostos oriundos de organismos vivos. A química inorgânica era a química dos compostos
que provinham de fontes inanimadas. Juntamente com esta distinção, desenvolveu-se a
concepção denominada “vitalismo”. De acordo com esta idéia, era necessária a intervenção de
uma “força vital” para a síntese de um composto orgânico. Esta síntese, diziam então os
químicos, só poderia ocorrer nos organismos vivos. Não poderia se realizar num balão de
laboratório de química.
Muito embora a teoria da força vital tivesse muitos seguidores, a sua aceitação não era, de
forma alguma, universal, e é duvidoso que tivesse atrasado muito o desenvolvimento da química
orgânica. Já em 1816, a teoria da força vital foi abalada quando o químico francês Michel
Chevreul descobriu que o sabão preparado através da reação de álcali com gordura animal
poderia ser decomposto em diversos compostos orgânicos puros, que ele denominou "ácidos
graxos". Assim, pela primeira vez, uma substância orgânica (a gordura) havia sido convertida em
outras (ácidos graxos e glicerina) sem a intervenção de uma força vital externa, figura 2.
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H3O+
sabão ácidos graxos
NaOH H2O
gordura animal sabão + glicerina
Figura 2. Obtenção dos ácidos graxos através do sabão.
Entre 1828 e 1850, porém, muitos compostos que eram, com toda a certeza, “orgânicos”
foram sintetizados a partir de fontes que eram claramente “inorgânicas”. A primeira entre estas
sínteses foi conseguida por Friedrich Wöhler, em 1828. Wöhler descobriu que era possível
conseguir o composto orgânico uréia (constituinte da urina) pela evaporação de uma solução
aquosa do composto inorgânico cianato de amônio, figura 3:
Figura 3. Obtenção da uréia através do cianato de amônio.
Embora o “vitalismo” tenha desaparecido lentamente nas comunidades ciêntíficas, depois
da síntese de Wöhler, a sua presença propiciou o crescimento da ciência da química orgânica que
ocorreu a partir de 1850.
Embora existam argumentos sólidos contra o uso de alimento contaminado por certos
pesticidas, apesar de serem possíveis muitos benefícios ambientais propiciados por uma
agricultura natural, e embora seja possível que as vitaminas “naturais” possam ter substâncias
benéficas que não estejam presentes nas vitaminas sintéticas, é impossível dizer, por exemplo,
que a vitamina C “sintética pura” (Figura 4), pois as duas substâncias são absolutamente
idênticas, em todos os aspectos. Na ciência da atualidade, a investigação dos compostos
orgânicos vivos é a química dos produtos naturais.
Figura 4. Molécula de Vitamina C ou ácido ascórbico.
NH4+ NCO - calor C
O
Cianato de amônio Uréia NH2H2 N
C OC
C
C
OH
OHO
H
C HHO
CH2OH
Vitamina C
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1.3. Química e Meio Ambiente
Novas interfaces vêm cada vez mais sendo estudadas na Química Orgânica,
principalmente voltadas ao estabelecimento de novos processos. Dentre as áreas que têm
recebido contribuições importantes da Química Ambiental para seu avanço estão a catálise,
biotecnologia, ciência dos materiais, genética química, química farmacêutica, química ambiental,
nanotecnologia, biologia, genômica e conhecimento molecular, etc. Entretanto, em paralelo a
todo este desenvolvimento científico, a maioria dos processos são antigos e/ou pouco
econômicos. Do ponto de vista ambiental, muitos desses processos produzem uma grande
quantidade de lixo químico. Esse aspecto traz uma visão bastante negativa para a Química
perante a sociedade. As agressões ao meio ambiente são uma realidade que não se pode
esconder.
Devido a esta face negativa da Química Orgânica, esta tem sido rotulada pelosambientalistas, e pela parte menos esclarecida da população, como a principal causadora dos
grandes problemas ambientais. De fato, em algumas ocasiões as indústrias químicas,
principalmente a de produtos farmacêuticos, produzem uma quantidade considerável de
subprodutos não aproveitáveis. Só, recentemente, muitas dessas empresas passaram a se
preocupar com os rejeitos gerados durante os processos de produção. A Tabela 1 mostra
claramente que a indústria farmacêutica, baseada fundamentalmente em síntese orgânica gera
cerca de 25-100 kg de lixo químico para cada kg de produto final.
Tabela 1. Relação entre segmento industrial e produção de lixo químico
Segmento Industrial Produção Bruta (ton) kg lixo/kg de produto
Refinamento de óleos 10 -10 ~0 0,1
Ind. Química Pesada 10 -10 1-5
Especialidade Química 10 -10 5-50
Ind. Farmacêutica 10 -10 25-100
Como para o público em geral a Química é sinônimo de chaminés fumegantes e rios
envenenados, pesquisas devem ser desenvolvidas no sentido de minimizar não só os riscos dos
processos e efluentes, como também melhorar a qualidade de vida da população e garantir a
qualidade dos produtos químicos para o consumidor. Neste caso, há necessidade de mudança
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para um novo paradigma, onde a eficiência do processo químico deve estar baseada também em
valores ambientais.
1.4. Compostos de carbono
Compostos orgânicos: compostos que apresentam o carbono em sua estrutura.Compostos inorgânicos: compostos que não apresentam carbono em sua estrutura e alguns que
apresentam carbono.
Mas é bom que se diga que por razões históricas a denominação Química Orgânica continua
ate hoje. Então para estudarmos Química Orgânica precisamos saber um pouco mais sobre o
elemento carbono.
1
o
O carbono é TETRAVALENTE
O carbono é um elemento ametálico pertencente à família 14 (antiga 4A) da Classificação
Periódica dos elementos químicos. Possui configuração eletrônica: 1s2 2s2 2p2, tendo 2 elétrons
na camada K e 4 na camada L, sua camada de valência (apresentando quatro elétrons na camada
de valência).
2o O carbono pode formar ligações simples, duplas ou triplas.
Nos compostos orgânicos o carbono sempre apresenta valência 4 e pode ligar entre si de
três formas diferentes, formando cadeias carbônicas:
Cee
e
e
e
e22p
22s
21s
6C
C
CCCC
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3o O carbono pode formar cadeias carbônicas.
O carbono como poucos elementos químicos tem a incrível capacidade de formar cadeias
carbônicas. Na Tabela 2 são apresentados os elementos que juntamente com o carbono formam
os compostos orgânicos.
Tabela 2. Valência de alguns elementos e suas representações.
Elementos Família Valência Representações
Carbono 14 ou 4A Tetravalente
Nitrogênio 15 ou 5A Trivalente N N N
Fósforo 15 ou 5A Trivalente P P P
Oxigênio 16 ou 6A Bivalente OO
Enxôfre 16 ou 6A Bivalente S S
Flúor 17 ou 7A Monovalente F
Cloro 17 ou 7A Monovalente Cl
Bromo 17 ou 7A Monovalente Br
Iodo 17 ou 7A Monovalente I
Hidrogênio 1 ou 1A Monovalente H
Cadeias carbônicas são conjuntos de átomos de carbonos ligados entre si ou intercalados por
um heteroátomo.
O que é um heteroátomo: átomo diferente do carbono que juntamente com ele formam
as cadeia carbônicas.
PNS O
CCCC
C C CCC
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Outros exemplos de cadeia carbônicas:
OOC CCC
C C CCC
CLASSIFICAÇÃO DOS CARBONOS NUMA CADEIA
Carbono Primário: aquele que se liga a apenas 1 átomo de carbono.
Carbono Secundário: aquele que se liga a 2 átomos de carbono.
Carbono Terciário: aquele que se liga a 3 átomos de carbono.
Carbono Quaternário: aquele que se liga a 4 átomos de carbono.
Obs.: Os hidrogênios ligados a carbonos primários são denominados também de primários, a
carbonos secundários de hidrogênios secundários e assim por diante.
C C CC
CC CC
ts p
p
p
p
p
q
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Condensada
Isolada
Polinuclear
Mononuclear
Saturadas ou Insaturadas
Homocíclica ou Heterocíclica
Normal ou Ramificada
Aromáticas
Alicíclicas
Fechadas ouCíclicas
O
Saturadas ou Insaturadas
O
Homogêneas ou Heterogênea
Alifáticas
Acíclicas
Normal ou Ramificada
Abertas
Classificação das cadeias carbônicas
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2. Estrutura Eletrônica, Ligações Químicas e Hibridização
Um átomo é descrito pelo seu número atômico (Z), que corresponde ao número de
prótons existentes no núcleo do átomo, e pelo seu número de massa (A), que é igual à soma do
número de prótons e do número de nêutrons (Figura 5). Todos os átomos de um dado elemento
têm o mesmo número atômico - 1 para o hidrogênio, 6 para o carbono, 17 para o cloro, e assim
por diante - mas eles podem Ter diferentes números de massa, dependendo do número de
nêutrons que seus núcleos contêm. O número de massa médio de uma grande quantidade de
átomos de um elemento é denominado peso atômico (massa atômica relativa) do elemento.
Como é uma média, o peso atômico, em geral, não é um número inteiro: 1,008 para o
hidrogênio, 35,453 para o cloro, e assim por diante.
Figura 5. Visão esquemática de um átomo. O núcleo, denso e carregado positivamente, contém a
maior parte da massa do átomo e está rodeado por elétrons carregados negativamente.
2.1. Ligações Químicas
Os químicos Walther Kossel (1888-1956) e G.N. Lewis (1875-1946) foram os primeiros a
desenvolver um modelo eletrônico para as forças, chamadas ligações, que mantêm os átomos
unidos. O primeiro concentrou-se nas substâncias iônicas e o segundo, nas moleculares.
1) Ligação iônica (ou eletrovalente): a ligação iônica envolve a completa transferência
de elétrons entre dois átomos cujos valores de eletronegatividade são bastante distintos. O átomo
menos eletronegativo perde um elétron (ou mais de um), tornando-se um íon positivo (cátion). Já
o átomo mais eletronegativo ganha um ou mais elétrons, tornando-se um íon carregado
negativamente (ânion). A ligação iônica resulta, portanto, da atração eletrostática entre os íons de
cargas opostas, figura 6. Nesse caso, os elementos ganham ou perdem elétrons, de forma que se
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obtenha uma configuração mais estável na camada de valência, o que, na maioria dos casos,
significa conter oito elétrons nessa camada.
Figura 6. Ligação iônica.
2) Ligação covalente (ou molecular): quando dois átomos compartilham um ou mais
pares de elétrons praticamente da mesma maneira, produz-se entre os dois uma ligação
covalente. Normalmente, a diferença de eletronegatividade entre os átomos que formam uma
ligação covalente não é muito grande. Essa união, que se verifica entre átomos de natureza
semelhante, é a mais comum nos compostos orgânicos. Também formam ligação covalente as
moléculas diatômicas de grande estabilidade do oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, flúor e cloro. O
par de elétrons que participa da ligação pode ficar mais próximo do átomo que exerça sobre ele
maior força de atração. Essa ligação, chamada covalente polar, forma um pequeno dipoloelétrico, embora a molécula, no conjunto, seja neutra, figura 7. A água e o amoníaco são
exemplos de compostos desse tipo. As substâncias polares que contêm hidrogênio podem
apresentar ocasionalmente em sua estrutura molecular as chamadas pontes de hidrogênio.
Figura 7. Ligação covalente.
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Os elementos, segundo Lewis, tendem a adquirir elétrons até possuir oito no nível mais
externo. Este número coincide com os elétrons externos dos gases nobres (estáveis e bastante
inertes), com exceção do hélio. Diferentes formas de adquirir elétrons originam as diversas
classes de ligação. Os átomos sem a configuração eletrônica de um gás nobre geralmente
reagem para produzir tal configuração, que passou a ser chamada de Regra do Octeto.
- Ligação metálica: do ponto de vista químico, os metais se caracterizam por possuir poucos
elétrons na camada exterior do átomo. Segundo a teoria da ligação metálica, esses elétrons
formam uma "nuvem eletrônica", que ocupa faixas limitadas no interior do metal, as chamadas
zonas de Brillain, e podem passar facilmente de uma para outra, o que justifica a relativa
liberdade de que desfrutam dentro da rede. O sólido metálico seria assim formado pelos núcleos
dos átomos mergulhados nessa nuvem eletrônica, que pertence ao conjunto.
- Ligação por ponte de hidrogênio. Nas moléculas formadas por átomos de hidrogênio unidos a
elementos com forte afinidade por elétrons, os átomos de hidrogênio são atraídos
simultaneamente por vários outros átomos e formam pontes de hidrogênio. Esse tipo de ligação
explica a estrutura e o comportamento de vários hidretos, ou combinações de hidrogênio com
átomos de alta afinidade eletrônica, como o flúor (de que resulta o hidreto de flúor), o oxigênio
(na molécula de água) e o nitrogênio (que dá origem ao amoníaco). Devido a essa associação,
tais hidretos possuem pontos de fusão e de ebulição mais altos do que o esperado. A ligação por
ponte de hidrogênio também pode explicar por que o gelo flutua na água: sua densidade é menor
porque as pontes de hidrogênio formam espaços vazios na estrutura reticular do gelo que não
existem no líquido.
- Ligações Covalentes Polares
Os hidrocarbonetos possuem apenas ligações C-C e C-H, isto é, ligações com pouca ou
nenhuma diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados. Logo veremos o grupo de
átomos chamados grupos funcionais. Muitos grupos funcionais contêm átomos de
eletronegatividade diferentes. Quando dois átomos de eletronegatividade diferentes formam uma
ligação covalente, os elétrons não são divididos igualmente entre eles. O átomo com maior
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eletronegatividade (figura 8), puxa o par de elétrons para si, resultando em uma ligação
covalente polar .
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Período
1 H 2,1
He
2 Li 1,0
Be 1,5
B 2,0
C 2,5
N 3,0
O 3,5
F 4,0
Ne
3 Na 0,9
M1,2
Al 1,5
Si 1,8
P 2,1
S 2,5
Cl 3,0
Ar
4 K 0,8
Ca 1,0
Sc 1,3
Ti 1,5
V 1,6
Cr 1,6
Mn1,5
Fe 1,8
Co 1,9
Ni 1,8
Cu 1,9
Zn 1,6
Ga 1,6
Ge 1,8
As 2,0
Se 2,4
Br 3,0
Kr
5 Rb 0,8
Sr 1,0
Y 1,2
Zr 1,4
Nb 1,6
Mo1,8
Tc 1,9
Ru 2,2
Rh 2,2
Pd 2,2
Ag 1,9
Cd 1,7
In 1,7
Sn 1,8
Sb 1,9
Te 2,1
I 2,5
Xe
6 Cs 0,7
Ba 0,9 *
Hf 1,3
Ta 1,5
W 1,7
Re 1,9
Os 2,2
Ir 2,2
Pt 2,2
Au 2,4
Hg 1,9
Tl 1,8
Pb 1,9
Bi 1,9
Po 2,0
At 2,2
Rn
7 Fr 0,7
Ra 0,9
** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uu
Uu
Uu
Uu
Uu
Uu
Uu
Figura 8. Tabela de eletronegatividade dos átomos (Escala de eletronegatividade de Pauling).
Exemplo:
Como o átomo de cloro possui uma eletronegatividade maior, puxa os elétrons para si.
Isso torna o átomo de hidrogênio deficiente de elétrons e dá a ele uma carga positiva e uma carga
negativa ao cloro.
A molécula com extremidades com cargas é uma molécula com dipolo e que possui um
momento de dipolo ( ).
De maneira geral:
- As ligações entre átomos com valores de eletronegatividade próximos são ligações
covalentes apolares.
- Ligações entre átomos cujos valores de eletronegatividade diferem menos de duas
unidades são ligações covalentes polares.
- Ligações entre átomos cujos valores diferem de duas ou mais unidades são iônicas.
H Cl
-+
Cl = 3,0H = 2,1
0,8
Cl = 3,0H = 2,1
0,8
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- Moléculas Polares e Apolares
Quando observamos moléculas diatômicas simples é fácil verificarmos a polaridade da
molécula. Para moléculas orgânicas com mais átomos podem se avaliar da mesma forma, porém
considerando todas as ligações entre os átomos, figura 9.
Figura 9. Polaridade da molécula avaliando a eletronegatividade de cada átomo.
Esse deslocamento do par de elétrons para o átomo mais eletronegativo e freqüentemente
chamado de Efeito indutivo. Esses efeitos indutivos têm uma importância grande na reatividade
química, influenciando as ligações químicas e propriedades físicas.
A polaridade das moléculas é um resultado do somatório vetorial das polaridades
individuais das ligações e das contribuições dos elétrons isolados na molécula.
A polaridade resultante é chamada de momento de dipolo, . que é calculado
considerando as cargas resultantes produzidas pelos efeitos indutivos.O momento dipolo é uma propriedade física que pode ser medida experimentalmente. É
definida como o produto da magnitude da carga em unidades eletrostáticas (ue) e a distância que
as separa em centímetros (cm)
Momento de dipolo = carga (ue) x distância (cm)
= Q x r
As cargas estão tipicamente na ordem de 10-10 ue e as distâncias estão na ordem de 10-8
cm. Conseqüentemente, os momentos de dipolo estão tipicamente na ordem de 10-18 ue cm. Por
conveniência, esta unidade, 1 × 10-18 ue cm, é definida como um debye e é abreviada como D,
figura 10.
Cl = 3,0C = 2,5
0,5
Cl = 3,0C = 2,5
0,5
Li = 1,0C = 2,5
1,5
Li = 1,0C = 2,5
1,5
-
+
C
Cl
HHH
-
+
C
Cl
HHH
+
-
C
Li
HHH
+
-
C
Li
HHH
C = 2,5H = 2,2
0,3
C = 2,5H = 2,2
0,3
-
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-
+
C
Cl
HHH C
Cl
ClClCl
= 1,87 D = 0 D
Figura 10. Momento de dipolo das moléculas de clorofórmio e tetracloreto de carbono.
2.2. Estrutura Atômica: Orbitais
Existem quatro diferentes formas de orbitais, designadas pelas letras s, p, d e f . Destes
quatro, usaremos, principalmente, os orbitais s e p, pois são eles que desempenham o papel mais
importante na química orgânica. Os orbitais s são esféricos, estando o núcleo situado no centro,
os orbitais p têm a forma de halteres, e quatro dos cinco orbitais d têm a forma de uma folha detrevo, como mostra a figura 11 (o quinto orbital d tem a forma de uma pulseira colocada no meio
de um haltere alongado).
Figura 11. Representações dos orbitais s, p e d . Os orbitais s são esféricos, os orbitais p têm a forma de
halteres, e quatro dos cinco orbitais d têm a forma de uma folha de trevo.
2.3. Estrutura Atômica: Configurações Eletrônicas
A configuração de mais baixa energia ou configuração eletrônica do estado
fundamental de um átomo é uma descrição dos orbitais ocupados pelos elétrons do átomo.
Podemos prever essa configuração seguindo três regras:
1. Os orbitais de energia mais baixa são preenchidos em primeiro lugar, de acordo com a
ordem
1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3d .
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2. Dois elétrons, apenas, podem ocupar um mesmo orbital, e eles devem ter spins opostos (esta
regra é conhecida como o princípio de exclusão de Pauli).
3. Dois ou mais orbitais vazios de mesma energia são preenchidos por elétrons de mesmo spin,
um por orbital, até que todos os orbitais estejam meio cheios (este enunciado é chamado
regra de Hund).
Alguns exemplos de aplicação destas regras aparecem na Tabela 3. O hidrogênio possui
apenas um elétron, que deve ocupar o orbital de energia mais baixa. Desse modo, o hidrogênio
tem configuração 1 s no estado fundamental. O carbono tem seis elétrons e sua configuração no
estado fundamental é 1 s2 2 s2 2 p x 2 p y.
2.4. Hibridização
Como o carbono apresenta na sua configuração mais externa apenas dois orbitais com
elétrons desemparelhados, a teoria aceita para a sua tetravalência é a teoria de hibridização,
figura 12.
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Estado fundamental do Carbono
1s2
2s2
2p22s2 px py pz px
py
Figura 12. Configuração eletrônica do carbono.
Carbono Hibridizado sp3
- Compostos em que o carbono apresenta somente ligações simples, figura 13.
Ex.: Metano (CH4)
1090 28'
sp3sp3sp3
sp3
sp3 sp3 sp3sp3
pz py px2p2
2s2
1s2
Figura 13. Configuração eletrônica do carbono - hibridização sp3.
Cee
e
e
e
e22p
22s
21s
6C
C
-
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Quando os quatro orbitais idênticos de um átomo de carbono com hibridização sp3 se
superpõem aos orbitais 1 s de quatro átomos de hidrogênio, quatro ligações CH idênticas se
formam, dando como resultado o metano. Cada ligação CH do metano tem energia de 438
kJ/mol (105 kcal/mol) e comprimento de 1,10Å
. Como as quatro ligações têm geometriadeterminada, nós podemos também definir uma propriedade chamada ângulo de ligação. O
ângulo em cada HCH é exatamente 109,5o, o chamado ângulo tetraédrico. O metano possui,
portanto, a estrutura mostrada na figura 14.
CH H
H
H Comprimentoda ligação 1,10 A
oÂngulo da
ligação
109,5o
Figura 14. Estrutura do metano.
Carbono Hibridizado sp2
-Compostos em que o carbono forma uma única ligação dupla, figura 15.
1s2
2s2
2p2
px py pz psp2 sp2sp2
C
1200
p
sp2
sp2
sp2
Figura 15. Configuração eletrônica do carbono - hibridização sp2.
Muito embora a hibridização sp3
seja o estado eletrônico mais comum do carbono, elanão é a única possibilidade. O etileno, C2H4, por exemplo, há mais de 100 anos sabia-se que os
átomos de carbono do etileno só podiam ser tetravalentes se os dois átomos de carbono
compartilhassem quatro elétrons e estivessem ligados por uma ligação dupla. Além disso, hoje se
sabe que a molécula do etileno é planar (achatada) e tem ângulos de ligação de aproximadamente
120o.
Vista de cima Vista lateral
H
H H
H.
.
.....
.C C
H
H
H
H H H
HH
Etileno
. .. .C C C C
-
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Carbono Hibridizado sp
-Compostos em que o Carbono apresenta uma ligação tripla ou duas ligações duplas, figura 16.
1s2
2s2
2p2 px py pz p
p
p
sp sp
p
spsp
1800
C ou C
Figura 16. Configuração eletrônica do carbono - hibridização sp.Além de ser capaz de formar ligações simples e duplas através do compartilhamento de
dois e de quatro elétrons, o carbono também pode formar uma ligação tripla através do
compartilhamento de seis elétrons. Para explicar a ligação tripla de uma molécula como o
acetileno, C2H2, precisamos de um terceiro tipo de orbital híbrido, um híbrido sp.
2.5. Propriedades Físicas e Estrutura Molecular
A primeira observação que certamente fazemos em qualquer trabalho experimental é seuma certa substância é um sólido, um líquido ou um gás. A solubilidade de um composto e as
temperaturas nas quais ocorrem transições entre fase, isto é, pontos de fusão (p.f.) e pontos de
ebulição (p.e.) também estão entre as propriedades físicas mais facilmente medidas.
Essas propriedades físicas simples, podem nos ajudar a identificar ou até mesmo isolar
diversos compostos orgânicos. Um exemplo é a destilação do álcool, em que o etanol (ponto de
ebulição de 78 ºC) pode ser separado de uma solução aquosa através de um aquecimento
controlado (destilação).
As constantes físicas, que ajudam a separar e caracterizar os inúmeros compostos
orgânicos, pode ser encontrado facilmente na literatura.
Quando uma substância é desconhecida, iniciamos os estudos realizando estimativas
destas propriedades físicas macroscópicas podemos estimar qual será a estrutura mais provável
das substâncias e nas forças que atuam entre as moléculas e os íons. Podemos citar algumas
Acetileno. . .. . .H:C C:H C C HH
-
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forças que influenciam estas propriedades físicas como a força íon-íon, forças de dipolo-dipolo,
ligações de hidrogênio, forças de Van der Waals (ou forças de London) .
Força Íon-Íon: São atrações eletrostáticas entre os íons, sendo bem organizado no estado sólido.
Uma grande quantidade de energia térmica é necessária para quebrar a estrutura organizada do
sólido e levá-la para a estrutura líquida. Conseqüentemente, o ponto de fusão dos compostos
orgânicos iônicos, apresentam um ponto de ebulição bastante alto e a maioria dos compostos se
decompõem antes de atingirem o ponto de ebulição.
Exemplo: Acetato de sódio (CH3CO2 Na), ponto de fusão: 324 ºC, ponto de ebulição:
decomposição antes da evaporação.
Forças dipolo-dipolo: A maioria das moléculas orgânicas não é plenamente iônica, mas possuium momento dipolo permanente que resulta em moléculas polares. Acetona e o acetaldeído são
exemplos de moléculas com dipolos permanentes pois o grupo carbonila que contêm é altamente
polarizado. As atrações dipolo-dipolo forçam as moléculas a se orientarem de modo que a
extremidade positiva de uma molécula se direcione para a extremidade negativa da outra.
Ligações de hidrogênio: São ligações dipolo-dipolo muito fortes que ocorrem entre os átomos
de hidrogênio ligados a átomos pequenos e fortemente eletronegativos (O, N ou F) e pares de
elétrons não ligantes de outros desses átomos. Esse tipo de força intermolecular é chamada
ligação hidrogênio. A ligação hidrogênio é mais fraca que uma ligação covalente comum, porém
muito mais forte do que as interações dipolo-dipolo que ocorrem na acetona.
A ligação de hidrogênio é responsável pelo fato de o álcool etílico ter um ponto de
ebulição muito mais elevado (+78,5 ºC) que o do éter dimetílico (-24,9 ºC), apesar de ambos
C
H3C
H3C
O -+ C
H3C
H3C
O -+ C
H3C
H3C
O -+
- +
Z H- +
Z H Z = O, F, N
Ligação hidrogênio
-
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possuírem o mesmo peso molecular. As moléculas do álcool etílico podem formar ligações
hidrogênio muito fortes entre si, já que apresentam um átomo de hidrogênio ligado
covalentemente a um átomo de oxigênio.
As moléculas do éter dimetílico, por não terem átomo de hidrogênio ligado a um átomo
fortemente eletronegativo, não podem formar ligação hidrogênio uma com as outras. No éter
dimetílico as forças intermoleculares são interaçõe dipolo-dipolo mais fracas.
Outro fator (além da polaridade e ligação de hidrogênio) que afeta o ponto de fusão de
muitos compostos orgânicos é a compactação e a rigidez de suas moléculas individuais.
Moléculas simétricas geralmente possuem pontos de fusão anormalmente elevados, figura 17.
C OH
CH3
CH3
CH3
CH3CH2CH2CH2OH CH3CHCH2OH
CH3
CH3CH2CHOH
CH3
Álcool terc-butílico Álcool butílico Álcool isobutílico Álcool sec-butílico p.f.= +25oC p.f.= -90oC p.f.= -108oC p.f.= -114oC Figura 17. Ponto de fusão de alguns alcoóis.
Forças de Van der Waals ou forças de London: Se considerarmos uma substância como o
metano, cujas partículas são moléculas apolares, veremos que o ponto de fusão e ebulição são
muito baixos: -182,6 ºC e -162 ºC, respectivamente. Em vez de perguntar “ porque o metano
funde ou evapora a temperaturas tão baixas” a pergunta mais apropriada seria “ por que o
metano, uma substância não iônica e apolar, pode tornar-se um líquido ou um sólido?” A
resposta é porque existem forças intermoleculares atrativas chamadas forças de Van der Waals
(ou London).
Devido à movimentação dos elétrons estes podem gerar um pequeno dipolo temporário
que podem induzir dipolos opostos em moléculas vizinhas. Tais dipolos temporários alteram-se
constantemente, mas o resultado final de sua existência é produzir forças atrativas entre
moléculas apolares e assim tornar possível a existência nos estados líquidos e sólidos.
CH3 CH2 O
H
CH3 O CH3
Éter dimetílico Etanol
CH3 CH2 O
H
CH3CH2O
H
Ligação hidrogênio
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1) compostos com 1 a 3 átomos de carbono são solúveis;
2) compostos com 4 a 5 átomos de carbono estão no limite da solubilidade;
3) Compostos com mais de 6 átomos são insolúveis.
Essas regras não se aplicam quando um composto contém mais de um grupo hidrofílico.
Os polissacarídeos, as proteínas e os ácidos nucléicos contêm milhares de átomos de carbono e
são todos solúveis. Porque eles possuem também milhares de grupos hidrofílicos.
3. Funções e Nomenclatura dos Compostos Orgânicos
A capacidade de o carbono formar ligações covalentes fortes com outros átomos de
carbono é a propriedade do átomo de carbono que – mais que qualquer outra – explica a própria
existência de um campo de estudos denominados química orgânica. É esta propriedade que
explica também, pelo menos em parte, o fato de o carbono ser o elemento em torno do qual se
organiza a maioria das moléculas dos organismos vivos. A capacidade de o carbono formar até
quatro ligações fortes com outros átomos de carbono e também a de formar ligações fortes com o
hidrogênio, o oxigênio, o enxofre e o nitrogênio, proporcionam a versatilidade de estruturas que
possibilita a existência do grande número de moléculas diferentes, indispensáveis aos
organismos vivos complicados.
Os compostos orgânicos podem ser divididos em uma série de categorias diferentes, de
acordo com suas propriedades. Eles podem ser agrupados em várias categorias, conforme pode
ser demonstrado na Tabela 4.
Função Orgânica: é um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes
(propriedades funcionais)
Grupo funcional: é o átomo ou grupo de átomos responsável(eis) pelas propriedades químicas
dos compostos pertencentes a uma determinada função química.
HIDROCARBONETOS – função básica de C e H.
Obs. A presença de um halogênio substituindo H na cadeia de um hidrocarboneto dá origem a
um haleto orgânico. FUNÇÕES OXIGENADAS: álcoois, enóis, fenóis, éteres, aldeídos, cetonas, ácidos
carboxílicos, ésteres, sais de ácidos carboxílicos, anidridos de ácidos e cloretos de ácidos.
FUNÇÕES NITROGENADAS: aminas, iminas, amidas, imidas, nitrilas, isonitrilas e
nitrocompostos.
OUTRAS: tiocompostos, sulfonatos, organometálicos, etc..
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Tabela 4. Estruturas de alguns grupos funcionais comuns.
Nomeda família
Estrutura do grupofuncional
Exemplos simples Terminação donome
Alcano (Contendo somente ligações
simples C _
H e C _
C)
CH3CH3-ano
EtanoAlqueno
C C H2C CH2 -enoEteno (etileno)
AlquinoC C CH C H
-inoEtino (acetileno)
Areno
C
C
C C
C
C C
C
C C
C
C
HH
HH
H HNenhumaterminaçãoBenzeno
Halogeneto
C X:....
(X= F, Cl, Br, I)
H3C O H
NenhumaterminaçãoCloro-metano(clorofórmio)
Álcool
..
..C O H
H3C Cl
-ol Metanol
Éter
C O C
..
.. H3C O CH3
Éter
Dimetil-éter
Amina
C N H
H
.. ..C N H, ,
C N..
H3C NH2-aminaMetilamina
Nitrila
C C N: H3C C N-nitrilaEtanonitrila(acetonitrila)
Nitro-compostos
C N
O:
:O:
..+
.. _ _
+
O
O
H3C NNenhumaterminaçãoNitro-metano
SulfetosulfetoDimetil-sulfeto
H3C S CH3....
C S C
-
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Nomeda família
Estrutura do grupofuncional
Exemplos simples Terminação donome
Sulfóxido sulfóxidoDimetil-sulfóxido
SulfonasulfonaDimetil-sulfona
H3C S H
Tiol
..
..C S H
-tiol Metanotiol
C S C
O::.. _
..
+ +
_
C S CH3
O
C S CH3
O
O
_
2+
_ ..:
C S C
O:
O::.. _
2+
_
Carbonila
CO:
Aldeído
C H
O:
C C H
O
H3C
-al Etanal(acetaldeído)
:
:
Cetona :
C C
O:
C C CH3
O
H3C
-onaPropanona(acetona)
Ácidocarboxílico
: -ácido-óicoÁcido etanóico(ácido acético)
C OH
O
H3CC OH
O:
C....
Éster
..
..C O
O:
C C C O
O
H3C CH3
-oatoEtanoato de metila(acetato de metila)
:
: -amida
Etanamida(acetamida)
C NH2
O
H3CC NH2
O:
C ..
Amida
..C N
O:
C H
:
,
:
C N
O:
C..
,
-
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3.1. Nomenclatura e Estrutura dos Hidrocarbonetos
Os hidrocarbonetos correspondem à mais simples das classes de compostos estudados em
química orgânica. Os hidrocarbonetos, conforme diz a denominação, são compostos cujas
moléculas só contém átomos de carbono e de hidrogênio, portanto possuem fórmula geral:
CxHy. Os hidrocarbonetos são muito importantes porque formam o "esqueleto" das demais
funções orgânicas. O metano (CH4) e o etano (C2H6) são dois membros de uma grande família
dos hidrocarbonetos e pertencem a um subgrupo de hidrocarbonetos conhecidos como os
alcanos, cujos membros não têm ligações múltiplas entre os átomos de carbono. Os
hidrocarbonetos cujas moléculas têm uma dupla ligação carbono-carbono são denominados
alcenos (alquenos), e os que têm uma ligação tripla são os alcinos (alquinos). Os
hidrocarbonetos com um anel especial, são os hidrocarbonetos aromáticos.
Em geral, os compostos como os alcanos, que só contém ligações simples, são
conhecidos como compostos saturados pois contêm o número máximo de átomos de hidrogênio
que um composto de carbono pode possuir. Os compostos como os alcenos, os alcinos e os
hidrocarbonetos aromáticos são compostos insaturados, pois possuem átomo de hidrogênio em
número menor que o máximo e são capazes de reagir com o hidrogênio em condições
apropriadas.
Os hidrocarbonetos são divididos em subgrupos, conforme mostra a Tabela 5:
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Tabela 5: Hidrocarbonetos.
PREFIXO INFIXO SUFIXON de Carbonos Tipo de Ligações FUNÇÃO1 MET2 ET SIMPLES an
C C H
HH
H H
H
OAlcano
3 PROP1 DUPLA en
OALCENO
4 BUT2 DUPLAS dien
OALCADIENO
5 PENT1 TRIPLA in
OALCINO
6 HEX2 TRIPLAS diin
OALCADIINO
7 HEP 1 DUPLA 1 TRIPLA
enin
OALCENINO
8 OCT CICLO an Ciclanos
9 NON Ciclo en Ciclenos
10 DEC11 UNDEC12 DODEC13 TRIDEC14 TETRADEC15 PENTADEC
20 EICOS
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3.1.1. Alcanos: Propriedades Físicas e Químicas, Nomenclatura e Principais Métodos de
Obtenção
A orientação tetraédrica dos grupos - e portanto a hibrização em sp3 - é a regra para os
átomos de carbono dos alcanos e dos ciclanos.
O ponto de ebulição (p.e.) de uma substância é a temperatura em que sua forma líquida se
torna gás (vaporiza). Para que uma substância vaporize, as forças que mantêm as moléculas
individuais umas às outras precisam ser superadas. Isso significa que o ponto de ebulição de uma
substância depende da força atrativa entre as moléculas individuais. Se as moléculas são
mantidas unidas por forças fortes, muita energia será necessária para manter as moléculas
separadas umas das outras e a substância terá um ponto de ebulição alto. Por outro lado, se as
moléculas são mantidas unidas por forças fracas, apenas uma pequena quantidade de energia será
necessária para separar as moléculas uma das outras e a substância terá um ponto de ebulição baixo.
Forças relativamente fracas mantêm as moléculas de alcano unidas. Os alcanos contêm
apenas átomos de carbono e de hidrogênio. Como a eletronegatividade do carbono e do
hidrogênio são semelhantes, as ligações em alcanos são apolares. Consequentemente, não há
cargas parciais significativas em nenhum dos átomos em um alcano.
Entretanto, é apenas a distribuição de carga média sobre os alcanos que é neutra. Os
elétrons estão em movimento contínuo, sendo que em algum instante a densidade eletrônica em
um lado da molécula pode ser ligeiramente maior que no outro lado, dando à molécula um dipolo
temporário.
Um dipolo temporário em uma molécula pode induzir um dipolo temporário em uma
molécula próxima. Como resultado, o lado negativo de uma molécula termina adjacente ao lado
positivo de outra molécula, como mostrado na figura 20.
Figura 20. Forças de Van der Waals são interações de dipolo-dipolo induzidos.
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Como os dipolos nas moléculas são induzidos, as interações entre as moléculas são
chamadas interações dipolo-dipolo induzido. As moléculas de um alcano são mantidas unidas
pelas interações dipolo-dipolo induzido, que são conhecidas como forças de Van der Waals.
Forças de Van der Waals são as atrações intermoleculares mais fracas de todas.
Para que um alcano atinja seu ponto de ebulição, as forças de Van der Waals precisam ser
superadas. A magnitude de uma força de Van der Waals que mantém moléculas de alcanos
unidas depende da área de contato entre as moléculas. Quanto maior a área de contato, mais
fortes as forças de Van der Waals e maior a quantidade de energia necessária para superar tais
forças. Na Tabela 6 são apresentados as propriedades físicas dos alcanos lineares, onde observa-
se que os pontos de ebulição dos alcanos aumentam com o aumento dos respectivos tamanhos. A
relação é sustentada porque cada grupo metileno adicional aumenta a área de contato entre as
moléculas. Os quatro alcanos menores têm pontos de ebulição abaixo da temperatura ambiente(25oC), eles existem como gases a temperatura ambiente. O pentano (p.e. = 36,1oC) é o menor
alcano – que é um líquido – à temperatura ambiente.
Tabela 6. Propriedades físicas de alguns alcanos.Nome Fórmula
molecularPonto de
fusão (ºC)Ponto deebulição
(ºC)
Densidade (g ml-1)
a 20oC
metano CH4 -182,5 -167,7
etano CH3CH3 -183,3 -88,6 propano CH3CH2CH3 -187,7 -42,1
butano CH3CH2CH2CH3 -138,3 -0,5
pentano CH3CH2CH2CH2CH3 -129,8 36,1 0,5572
hexano CH3(CH2)4CH3 -95,3 68,7 0,6603
heptano CH3(CH2)5CH3 -90,6 98,4 0,6837
octano CH3(CH2)6CH3 -56,8 127,7 0,7026
nonano CH3(CH2)7CH3 -53,5 150,8 0,7177
decano CH3(CH2)8CH3 -29,7 174,0 0,7299
triacontano CH3(CH2)28CH3 65,8 449,7 0,8097
Como a força de Van der Waals depende da área de contato entre as moléculas, as ramificações
nas substâncias diminuem os respectivos pontos de ebulição porque elas reduzem a superfície de contato.
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Se pensarmos no pentano sem ramificações como um cigarro e neopentano ramificado como uma bola de
tênis, podemos ver que as ramificações diminuem a área de contato entre as moléculas: os cigarros fazem
contato sobre uma área maior que as duas bolas de tênis. Assim, se dois alcanos têm o mesmo peso
molecular, o alcano mais ramificado terá menor ponto de ebulição, figura 21.
CH3CH2CH2CH2CH3 CH3CHCH2CH3
CH3
CH3CCH3
CH3
CH3pentano isopentano neopentano
p.e.= 36,1oC p.e.= 27,9oC p.e.= 9,5oC
Figura 21. Pontos de ebulição de alguns alcanos.
Os pontos de ebulição de substâncias em qualquer série homóloga aumentam com o peso
molecular por causa do aumento nas forças de Van de Waals. Os pontos de ebulição de
substâncias em uma série homóloga de éteres, haletos de alquila e aminas aumentam com o
aumento do peso molecular.
Os pontos de ebulição de tais substâncias, entretanto, também são afetados pelo caráter
polar da ligação C-Z (onde Z denota N, O, F, Cl ou Br) porque o nitrogênio, o oxigênio e os
halogênios são mais eletronegativos que o carbono ao qual estão ligados, figura 22.
R C Z+
_
Z = N, O, F, Cl ou Br
Figura 22. Caráter polar da ligação C-Z.
A magnitude da carga diferencial entre dois átomos ligados é indicada pelo momento de
dipolo da ligação, figura 23.
H3C NH2 H3C O CH3 H3C I H3C OH
H3C F H3C Br H3C Cl
0,2 D 0,7 D 1,2 D 0,7 D
1,6 D 1,4 D 1,5 D
Figura 23. Momento de dipolo de alguns compostos orgânicos. O momento de dipolo de uma
ligação é igual à magnitude da carga em um dos átomos ligados vezes a distância entre os átomos
ligados.
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Moléculas com momentos de dipolo são atraídas umas pelas outras porque podem se
alinhar de maneira que o final positivo de um dipolo fique adjacente ao dipolo negativo do outro.
Essas forças eletrostáticas atrativas, chamadas interações dipolo-dipolo, são mais fortes que as
forças de Van der Waals, porém não tão fortes quanto as ligações iônica ou covalente, figura 24.
Figura 24. Interações dipolo-dipolo.
Éteres geralmente têm pontos de ebulição mais altos do que os alcanos de peso molecular
comparável, uma vez que as interações de Van de Waals e de dipolo-dipolo precisam ser
superadas para um éter atingir seu ponto de ebulição, tabela 7.
Tabela 7. Pontos de ebulição comparativos (oC).
Como a tabela mostra, alcoóis têm pontos de ebulição bem maiores que alcanos ou éteres
de peso molecular comparável, pois em adição às forças de Van der Waals e interações dipolo-
dipolo da ligação CO, eles podem formar ligações hidrogênio. Uma ligação de hidrogênio é
um tipo especial de interação dipolo-dipolo que ocorre entre um hidrogênio ligado a um
oxigênio, um nitrogênio ou flúor e um par de elétrons livres de um oxigênio, um nitrogênio ou
um flúor de outra molécula, figura 25.
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Figura 25. Ligação de hidrogênio em água.
O ponto de ebulição da água ilustra o efeito dramático que a ligação de hidrogênio tem
em pontos de ebulição. A água tem peso molecular 18 e o ponto de ebulição de 100ºC. O alcano
que se aproxima mais em tamanho é o metano, com peso molecular 16. O metano atinge o ponto
de ebulição a 167,7ºC.
As forças que mantêm unidas as moléculas apolares (forças de Van der Waals) são fracas
e de curto alcance. Agem apenas entre as partes de moléculas vizinhas que se encontram em
contato, ou seja, entre a superfície das moléculas. Portanto, dentro de cada família, quanto maior
for a molécula (> área superficial), maiores serão as forças intermoleculares.
Os pontos de fusão e de ebulição aumentam com o aumento da intensidade das forças
intermoleculares. Para conseguir-se a ebulição ou a fusão, torna-se necessário vencer as forças
intermoleculares no líquido ou no sólido.
Os alcanos são substâncias apolares, o que justifica sua baixa solubilidade em água.
Considerando estruturas não-ramificadas (lineares), os alcanos contendo de 1 a 4 átomos de
carbonos são gases; com 5 a 17 carbonos são líquidos e com 18 ou mais carbonos são sólidos
graxos de baixo ponto de fusãoOs alcanos são solúveis em solventes apolares como benzeno, éter e clorofórmio e
insolúveis em água e outros solventes pronunciadamente polares.
Considerados como solventes, os alcanos líquidos dissolvem compostos de baixa
polaridade, mas não os de alta.
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A densidade dos alcanos aumenta inicialmente com o peso molecular, mas tende depois
para um limite (cerca de 0,8). Os alcanos são, portanto, menos densos que a água.
Energia das ligações nos Alcanos
Existe uma variedade de moléculas orgânicas que ocorrem frequentemente não como
compostos estáveis, mas como intermediários em reações orgânicas.
Os quatro tipos mais comuns de intermediários com menos de quatro ligações covalentes
no carbono, relacionados com o metano.
- Íon carbônio, carbocátion, íon carbeno ou cátion metila: CH3
- Carbânion ou ânion metila: :CH3
- Radical metila: CH3.
- Carbeno ou metileno: :CH2
- Homólise e Heterólise das Ligações Covalentes
As reações dos compostos orgânicos sempre envolvem a formação e rompimento de
ligações covalentes. Uma ligação covalente pode romper-se de duas maneiras fundamentalmente
diferentes.
a) Clivagem ou cisão (quebra) heterolítica
A ligação pode romper-se de modo que um fragmento fique com os dois elétrons daligação, e o outro fragmento fique com um orbital vazio. Este tipo de clivagem, a heterólise
produz fragmentos carregados ou íons. A ligação foi rompida heterolíticamente, figura 26.
Figura 26. Clivagem heterolítica
íon _ (ânion)
íon +(cátion)
íons
A : B A+ + :B
Exs:
H3C : H H3C+ :H
_
cátionmetila
(carbocátion)
íonhidreto
prótonânionmetila
(carbânion)
_ H3C: H+H3C : H
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b) Clivagem ou cisão (quebra) homolítica
A outra possibilidade é a de a ligação romper-se de modo que cada fragmento fica com
um dos elétrons da ligação. Este processo, a homólise produz fragmentos com elétrons
desemparelhados, denominados radicais. A separação dos dois elétrons da ligação é simbolizada
por meias-setas (anzóis) que se dirigem para cada átomo, figura 27
Figura 27. Clivagem homolítica.
As quebras homolíticas podem ser observadas em solventes apolares ou em fase gasosa.
As quebras heterolíticas normalmente ocorrem em solventes polares, capazes de estabilizar os
íons.
A Tabela 8 lista a energia de vários alcanos. Observe que as energias geralmente
diminuem quando se passa do metano para carbonos primários, secundários e terciários. A
ligação CH do metano, por exemplo, tem H o = DH o (energia de dissocição ou de ligação)
igual a 105 kcal.mol-1, um valor elevado. No etano, a energia é menor, e DH o é igual a 101
kcal.mol-1. Este é um valor típico das ligações CH de carbono primário, como se pode ver no
propano. A energia de uma ligação CH de carbonos secundários é ainda menor, com DH o igual
a 98,5 kcal.mol-1. A energia de ligação de um átomo de carbono terciário com hidrogênio é
apenas 96,5 kcal.mol-1, figura 28.
CH3 H
R H
CH3 . + H .
R . + .H
R primário DH o = 101 kcal.mol-1
secundário DH o = 98,5 kcal.mol-1
terciário DH o = 96,5 kcal.mol-1
DH o = 105 kcal.mol-1
A ligação Cé mais fraca ese quebra mais
facilmente
O radicalformadoé maisestável
Figura 28. Estabilidade do radical.
radicais livres
..A : B A + B
Exs.:
H3C : H H3C H. .
radicalmetila
metano(clivagem)
H3C CH3 . .H3C CH3
-
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Tabela 8. Energia de dissociação de ligação de alguns alcanos.
CH3 H 105
DH o (kcal.mol-1)Compostos
()
)
(C2H5 H 101C3H7 H 101()
)((CH3)2CHCH2 H 101
)((CH3)3C H 96,5
(CH3)2CH H 98,5()
Compostos DH o (kcal.mol-1)
)(CH3 CH3 90
C2H5 CH3 89()
C2H5 C2H5 88()
)((CH3)2CH CH3 88
(CH3)3C CH3 87()
(CH3)2CH CHCH3 85,5()
)((CH3)3C C(CH3)3 78,5
Observa-se comportamento semelhante nas ligações CC. os casos extremos são a
ligação central do etano ( DH o = 90 kcal.mol-1) e a do 2,2,3,3-tetrametil-butano ( DH o = 78,5
kcal.mol-1).
Radicais Livres:
Os radicais de carbono mais simples, como os radicais metila e t -butila, são espécies
muito reativas. Mesmo quando colocadas fora de contato com outras substâncias, não podem ser
obtidas em concentrações apreciáveis porque reagem entre si por dimerização
e desproporcionação
Sob condições normais, as reações são quase instantâneas, irreversíveis e completas. Para
que um radical exista como tal, em solução, por um período de tempo indefinido, parece ser
necessário que a estabilidade do radical seja, pelo menos, comparável à do composto covalenteque se formaria por dimerização.
A ordem crescente de estabilidade de radicais alquila é:
CH3. CH3CH2. (CH3)2CH. (CH3)3C.
CH3CH2 . + .CH3CH2 CH3CH2CH2CH3
CH3CH2 . + .CH3CH2 CH3CH3 + CH2 CH2
-
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Um fato que pode ser atribuído à hiperconjugação (do mesmo modo que nos
carbocátions, correspondentes).
Radicais benzila e alila são mais estáveis do que os radicais alquila simples.
Entretanto, eles se dimerizam quase que instantaneamente. O radical trifenil-metila, por
outro lado, consegue sobreviver se for mantido em solução diluída. A concentração mais
elevadas ele é essencialmente dimérico, mas a dimerização é reversível.
Por que, o radical trifenil-metila é tão estável?
Há duas razões importantes. A 1a é a ressonância:
Muitas formas de ressonância podem ser escritas com o elétron não compartilhado
deslocado do átomo de carbono central para os grupos fenila. O alto grau de deslocalização torna
o radical muito estável. A 2a razão é que o dímero é relativamente instável. Os grupos fenila são
muito volumosos e qualquer que fosse o dímero dentre os discutidos a estrutura seria
2 (C6H5)3C . (C6H5)3C C(C6H5)3
C . C
.
etc.
etc.H. C
H
C CH3
CH3
HH
CH
H
C CH3
CH3
..C
H
H
H
C CH3
CH3
.CH2 CH CH2
.CH2 CH CH2
.
CH2. CH2
.CH2
.CH2
-
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relativamente pouco estável. O hexaciclo-hexil-etano não se dissocia em radicais, de modo que a
ressonância no radical trifenila é um aspecto essencial para sua estabilidade. A interferência
estérica no dímero sem dúvida contribui para sua fácil dissociação, mas não se sabe exatamente
quanto.
- Energias de Dissociação Homolítica de Ligações
As energias de dissociação de ligação podem ser usadas para calcular a variação de
entalpia (Ho) de uma reação.
Ho + : rompimento de uma ligação.
Ho: formação de ligação.
Quando átomos se combinam em moléculas, há desprendimento de energia ao se
formarem ligações covalentes. As moléculas dos produtos têm entalpias mais baixas que os
átomos separados. Quando átomos de hidrogênio se combinam para formar moléculas de
hidrogênio, por ex., a reação é exotérmica; há a evolução de 104 kcal de calor para cada
molécula de hidrogênio que se forma. Analogamente, quando átomos de cloro se combinam para
formar moléculas de cloro, a reação desprende 58 kcal.mol-1 de cloro produzido.
H. + H. HH Ho = -104 kcal.mol-1
Cl. + Cl. ClCl Ho = - 58 kcal.mol-1
A fim de romper ligações covalentes, é necessário a injeção de energia. As reações em
que só ocorrem rompimentos de ligações covalentes são sempre endotérmicas. A energia
necessária para romper homoliticamente as ligações covalentes do hidrogênio e do cloro é
exatamente igual à energia desprendida quando átomos separados se combinam para formar as
moléculas. Na reação de clivagem da ligação, porém, Ho é positiva.
HH H. + H. Ho = +104 kcal.mol-1
ClCl Cl. + Cl
. Ho = + 58 kcal.mol-1
Nas reações em que ligações CH se rompem homoliticamente, os valores de Ho são os
seguintes:
-
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CH3CH2CH2 H CH3CH2CH2 . + H . Ho = +101 kcal.mol-1
(radical propila, rad. 1o)()
CH3CHCH3
H
CH3CHCH3. + H. Ho = +98,5 kcal.mol-1
(radical isopropila, rad. 2o)
~
Estas reações são semelhantes, uma à outra, em dois aspectos: ambas principiam com o
mesmo alcano (o propano) e ambas levam a um radical alquila e um átomo de hidrogênio. São
diferentes, porém, na quantidade de energia que envolvem e no tipo de radical alquila que se
forma. Estas duas diferenças estão relacionadas, uma com a outra.
Carbocátion:
O carbocátion têm deficiência de elétrons, têm somente 6 elétrons na camada de valência
e, por causa disto, são ácidos de Lewis. Ocorrem como intermediários em algumas reações
orgânicas. Os carbocátions reagem rapidamente com as bases de Lewis - com moléculas ou íons
que podem doar o par de elétrons que necessitam para atingir o octeto estável de elétrons.
Os carbocátions são reagentes que buscam elétrons, eletrófilos (reagentes que, nas
respectivas reações, buscam elétrons extras para atingir uma configuração estável na camada de
valência dos elétrons). Todos os ácidos de Lewis inclusive os prótons, são eletrófilos.
- Estabilidade
cresce a acidez
cresce a estabilidade
C
H
H
H C
CH3
CH3
H C
H
CH3
H C
H
H
CH3 C
CH3
CH3
Ácido de Lewis (eletrófilo) aceptor de elétrons
CarbocátionCH3 C
CH3
CH3
-
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Carbânion:
Os carbânions são bases de Lewis. Nas respectivas reações, buscam um próton ou outro
centro positivo, ao qual possam doar o par de elétrons que possuem e assim neutralizar a carga
negativa que suportam. Os reagentes que, como os carbânions, buscam um próton ou um outro
centro positivo, são denominados nucleófilos.
Acidez
Estabilidade
CH3Carbocátion: 3o 2o 1o
cresce a acidez
cresce a estabilidade
H C
Cl
Cl
H C
H
Cl
H C
H
H
Cl C
Cl
Cl
+....C + :O H
H
C : O H
H
(Ác. de Lewis) (Base de Lewis)Carbocátion Ânion
C : B _
:B+C
-
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A principal fonte dos alcanos é o petróleo, sua composição química apresenta uma
mistura complexa de alcanos, hidrocarbonetos aromáticos e compostos de oxigênio, enxofre e
nitrogênio, que aparecem em menor quantidade. O petróleo é um líquido viscoso e geralmente de
coloração escura. Os combustíveis utilizados diariamente pela sociedade são misturas de
hidrocarbonetos derivados do petróleo, como a gasolina, gás de cozinha, querosene, óleo diesel,
etc. Os derivados do petróleo são obtidos em refinaria de petróleo através da destilação
fracionada, neste processo é utilizado uma torre de fracionamento, também chamada de coluna
de destilação que tem o objetivo de separar os componentes químicos do petróleo pelo ponto de
ebulição. Os componentes químicos que possuem o mesmo ponto de ebulição, ou ponto de
ebulição próximos, aparecem como uma mistura, portanto, é possível a obtenção de misturas de
alcanos de pontos de ebulição semelhantes. O destilado pode apresentar mais de 500 compostos
Cl C:
Cl
Cl
H C:
H
H
H C:
H
Cl
H C:
Cl
Cl
cresce a estabilidade
cresce a basicidade
Estabilidade
:CH3 Carbânion: 1o 2o 3o
Carbânion Ácido de Lewis
C : C+C: _
C L
L
H A _
C: + C : H
Carbânion Ácido de Lewis
-
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diferentes com pontos de ebulição abaixo de 200°C e muitos têm praticamente os mesmos
pontos de ebulição.
A quantidade de carro que trafega em nosso planeta, aumenta a cada década. Para atender
ao grande consumo de gasolina, as refinarias processam muito petróleo. As mistura de alcanos,
denominadas de gasóleo (alcanos que possuem a quantidade de carbono maior ou igual a 12) são
submetidas ao craqueamento catalítico, que consiste no aquecimento desta mistura, em
temperatura elevada, cerca de 500oC na presença de catalisador. Este processo favorece a quebra
e rearranjo das moléculas de alcanos, desta forma, se obtém alcanos menores e ramificados. O
produto mais importante obtido da destilação do petróleo é a gasolina, que apresenta estruturas
C7 e C8, como hidrocarboneto predominantes em sua composição. O craqueamento pode ser
também realizado na ausência do catalisador e recebe a denominação de craqueamento térmico.
A ausência do catalisador favorece a obtenção de alcanos de cadeia normal, este tipo de alcanonão é favorável para a composição de uma boa gasolina. A melhor gasolina é aquela que possui
em sua composição alcano ramificado como 2,2,4-trimetilpentano. O composto 2,2,4-
trimetilpentano (chamado de “isoctano” na indústria do petróleo) altamente ramificado, queima
muito suavemente (sem bater pino) nos motores de combustão interna e é usado como um dos
padrões pelos quais a octanagem de gasolina é estabelecida, pelo fato de favorecer melhor
desempenho ao motor dos carros. De acordo com a escala, 2,2,4-trimetilpentano tem octanagem
100.
H3C CH3 H CH3
O heptano CH3(CH2)5CH3, um composto que produz muita batida quando é queimado em
um motor de combustão interna, e, portanto fornece o pior desempenho ao motor do automóvel
tem octanagem de zero.
A mistura 2,2,4-trimetilpentano e heptano são usadas como padrões de octanagem de 0 a100. A gasolina que tem as mesmas características em um motor com a mistura de 87% de 2,2,4-
trimetilpentano e 13% de heptano seria cotada como gasolina de 87 octanas. Gasolina com índice
de octanas igual a 70% apresenta a composição da mistura com 70% de 2,2,4-trimetilpentano e
30% de heptano.
-
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Os nomes de diversos alcanos de cadeia linear ou alcanos normais (não ramificados)
estão na Tabela 9. As raízes da maioria dos alcanos (acima de C 4) têm origem grega ou latina. A
aprendizagem destas raízes corresponde a aprender a contar em química orgânica. Assim, um,
dois, três, quatro, cinco, transformam-se em met, et, prop, but, pent.
Tabela 9. Nomenclatura dos alcanos não ramificados.
Nome
Número
de átomos
de carbono Estrutura Nome
Número
de átomos
de carbono Estrutura
Metano 1 CH4 Heptadecano 17 CH3(CH2)15CH3
Etano 2 CH3CH3 Octadecano 18 CH3(CH2)16CH3
Propano 3 CH3CH2CH3 Nonadecano 19 CH3(CH2)17CH3 Butano 4 CH3(CH2)2CH3 Icosano 20 CH3(CH2)18CH3
Pentano 5 CH3(CH2)3CH3 Heneicosano 21 CH3(CH2)19CH3
Hexano 6 CH3(CH2)4CH3 Docosano 22 CH3(CH2)20CH3
Heptano 7 CH3(CH2)5CH3 Tricosano 23 CH3(CH2)21CH3
Octano 8 CH3(CH2)6CH3 Triacontano 30 CH3(CH2)28CH3
Nonano 9 CH3(CH2)7CH3 Hentriacontano 31 CH3(CH2)29CH3
Decano 10 CH3(CH2)8CH3 Tetracontano 40 CH3(CH2)38CH3 Undecano 11 CH3(CH2)9CH3 Pentacontano 50 CH3(CH2)48CH3
Dodecano 12 CH3(CH2)10CH3 Hexacontano 60 CH3(CH2)58CH3
Tridecano 13 CH3(CH2)11CH3 Heptacontano 70 CH3(CH2)68CH3
Tetradecano 14 CH3(CH2)12CH3 Octacontano 80 CH3(CH2)78CH3
Pentadecano 15 CH3(CH2)13CH3 Nonacontano 90 CH3(CH2)88CH3
Hexadecano 16 CH3(CH2)14CH3 Hectano 100 CH3(CH2)98CH3
Compostos como o 2-metil-propano (isobutano), 2-metil-butano (isopentano) e 2,2-
Dimetil-propano (neopentano), cujas cadeias carbônicas formam ramificações, são chamados de
alcanos de cadeia ramificada. A diferença entre os alcanos de cadeia linear e os de cadeia
ramificada está em se poder traçar uma linha ligando todos os carbonos de um alcano de cadeia
linear, sem alterar o curso da mão ou erguer o lápis do papel. Para um alcano de cadeia
-
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ramificada, isto não é possível: ou você muda a trajetória da mão ou levanta o lápis do papel,
figura 29.
Figura 29. Alcanos de cadeia ramificada.
- Grupos Alquila
Se um átomo de hidrogênio é removido de um alcano, a estrutura parcial resultante é
chamada de grupo alquila. Os grupos alquila são nomeados substituindo-se a terminação -ano
do nome do alcano de origem pela terminação -ila. A remoção de um hidrogênio do metano,
CH4, gera um grupo metila, -CH3, e a remoção de um hidrogênio do etano, CH3CH3, gera um
grupo etila, -CH2CH3. A remoção de um átomo de hidrogênio do carbono da extremidade da
cadeia de qualquer n-alcano (alcano normal) fornece a série de grupos n-alquila de cadeia linear,
apresentada na Tabela 10. Combinando-se um grupo alquila com qualquer um dos grupos
funcionais listados anteriormente, é possível gerar e nomear milhares de compostos. Por
exemplo, figura 30:
Metano Um grupo metila Metilamina Álcool metílico
C
H
NH2HH
C
H
H
H
C
H
OHHH
C
H
HH
H
Figura 30. Compostos orgânicos com um carbono.
Tabela 10. Alguns grupos alquila de cadeia linear.
Alcano Nome Grupo alquila Nome (abreviatura)
CH4 Metano CH3 Metila (Me)CH3CH3 Etano CH2CH3 Etila (Et)
CH3CH2CH3 Propano CH2CH2CH3 Propila (Pr)
CH3CH2CH2CH3 Butano CH2CH2CH2CH3 Butila (Bu)
CH3CH2CH2CH2CH3 Pentano CH2CH2CH2CH2CH3 Pentila
CH3 CH CH3
CH3
CH3 CH CH2
CH3
CH3 CH3 C CH3
CH3
CH3
Isobutano Isopentano Neopentano
-
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Da mesma forma que grupos n-alquila são gerados pela remoção de um hidrogênio de um
carbono terminal , grupos alquila ramificados são gerados pela remoção de um átomo de
hidrogênio de um carbono interno. Dois grupos alquila com 3 carbonos e quatro grupos alquila
com 4 carbonos são viáveis, figura 31.
Isobutano Isobutila terc-Butila
e CH3
C
CH3
CH3CH3CHCH2
CH3
CH3CHCH3
CH3C4
CH3CH2CH2CH3 CH3CH2CH2CH2 e CH3CH2CHCH3Butano Butila sec-Butila
Propano Propila Isopropila
e CH3CHCH3CH3CH2CH3 CH3CH2CH2C3
Figura 31. Geração de grupos alquila de cadeias lineares e ramificadas a partir de n-alcanos.
Os prefixos sec (para secundários) e terc (para terciários), usados na figura 27 para os
grupos alquila com quatro carbonos (C4), referem-se ao grau de ramificação possíveis para o
carbono, ditos 1ário (primário), 2ário (secundário), 3ário (terciário) e 4ário (quaternário), figura 32:
Figura 32. Classificação dos carbonos numa cadeia.
Antigamente, quando poucos compostos orgânicos puros eram conhecidos, cada
composto novo recebia um nome escolhido pelo seu descobridor. Assim, a uréia (CH 4 N2O) é
uma substância cristalina isolada a partir da urina; a morfina (C17H19 NO3) é um analgésico cujo
nome se relaciona a Morfeu, o deus grego dos sonhos, e o ácido barbitúrico é um agente
tranquilizante cujo nome é uma homenagem de seu descobridor a uma amiga chamada Bárbara.
Carbono primário Carbono secundário Carbono terciário Carbono quaternário está ligado a um está ligado a dois está ligado a três está ligado a quatro outro carbono outros carbonos outros carbonos outros carbonos
C
R
HR
R
C
H
HR
R
C
R
R R
R
C
H
HR
H
-
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Com o crescimento da ciência da química orgânica no século XIX, aumentou
progressivamente o número dos compostos conhecidos, e passou a ser necessa´rio um método
sistemático para nomeá-los. O sistema formal de nomenclatura adotado hoje em dia é o proposto
pela União Internacional de Química Pura e Aplicada, IUPAC (International Union of Pure and
A pplied Chemistry). Este sistema, foi desenvolvido pela primeira vez, em 1892 e revisto em
intervalos irregulares a fim de manter-se atualizado. Na base do sistema de nomenclatura dos
compostos orgânicos da IUPAC está o princípio fundamental cada composto diferente tem um
nome diferente. Assim, mediante um conjunto sistemático de regras, o sistema IUPAC atribui
nomes a mais de 7 milhões de compostos orgânicos conhecidos e também dispõe de nomes para
quaisquer milhões de outros compostos ainda não sintetizados. Além disso, o sistema IUPAC é
suficientemente simples para que qualquer químico que saiba as regras (ou que tenha as regras à
mão) escreva o nome de qualquer composto que possa ser encontrado. Da mesma forma,qualquer pessoa pode deduzir a estrutura de um dado composto a partir do seu nome no sistema
IUPAC.
No sistema IUPAC, o nome de um composto químico é constituído de três partes:
prefixo, infixo e um sufixo. O prefixo, a parte inicial, indica o número de átomos de carbonos
na molécula. O infixo indica o tipo de ligação entre os átomos de carbono. E o sufixo, a parte
final, indica o grupo de substâncias orgânicas a que o composto pertence (identifica a função
química a que a molécula pertence),
PrefixoInfixoSufixo
Número de átomos de carbono Tipo de ligação Função química
Prefixo: indica o número de átomos de carbono pertencentes a cadeia principal.
1C = met; 2C = et; 3C = prop; 4C = but; 5C = pent; 6C = hex; 7C = hept; 8C = oct;
9C = non; 10C = dec; 11C = undec; 12C = dodec; 13C = tridec; 15C = pentadec; 20 C = eicos
Afixo ou infixo: indica o tipo de ligação entre os carbonos:
Todas simples = an; Uma dupla = en; Uma tripla = in;
Duas duplas = dien; Três duplas = trien; Duas triplas = diin
Sufixo: indica a função química do composto orgânico:
hidrocarboneto= no; álcool= ol; aldeído= al; cetona= ona
ácido carboxílico= óico; amina= amina; éter= óxi
-
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Os alcanos de cadeia ramificada, com exceção dos mais complexos, podem ser nomeados
seguindo-se quatro passos. Para alguns poucos compostos, um quinto passo faz-se necessário.
1. Identifique o hidrocarboneto principal (cadeia principal):
(a) Encontre a cadeia contínua de átomos de carbono mais longa da molécula e use o nome
do hidrocarboneto que tem esta cadeia como o nome principal. A cadeia mais longa nem
sempre está aparente na representação usada da molécula, talvez você tenha de seguir um
caminho mais complexo.
Nomeado como um heptano substituídoCH3 CHCH
CH2
CH2CH2CH3
CH3
CH2CH3
Nomeado como um hexano substituídoCH3CH2CH2CH
CH2CH3
CH3
(b) No caso de existirem duas cadeias de mesmo tamanho, escolha como principal a que tiver
o maior número de ramificações:
como um hexano comum substituinte
E NÃO CH3CH
CH3
CHCH2CH2CH3
CH2CH3
Nomeado como um hexanocom dois substituintes
CH3CHCHCH2CH2CH3
CH3
CH2CH3
2. Numere os átomos da cadeia principal:
(a) Comece pela extremidade mais próxima da primeira ramificação:
(b) Se existirem ramificações situadas à mesma distância das extremidades da cadeia
principal, comece a numerar pela extremidade mais próxima da segunda ramificação:
CH3 CHCH
CH2
CH2CH2CH3
CH3
CH2CH3
7
6
3 2 1
45 E NÃO
3 4
5 6 7
2
1
CH3 CHCH
CH2
CH2CH2CH3
CH3
CH2CH3
3 4 5 6 7 8 9CH3 CHCH2CH2CH CHCH2CH3
CH3CH2 CH3 CH2CH3
7 6 5 4 3 2 1
9 8 21
CH2CH3CH3CH3CH2
CH3 CHCH2CH2CH CHCH2CH3 E NÃO
-
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3. Identifique e numere os substituintes:
(a) Atribua um número a cada substituinte, de acordo com seu ponto de ligação à cadeia
principal:
(b) Caso existam dois substituintes no mesmo carbono, atribua a ambos o mesmo número.
Devem haver tantos números no nome quantos forem os substituintes.
4. Escreva o nome como uma única palavra, usando hífens para separar os diferentes prefixos e
vírgulas para separar os números. Os substituintes são citados na ordem alfabética de seus
nomes. Se dois ou mais substituintes idênticos estão presentes, use os prefixos di-, tri-, tetra-,
etc. Estes prefixos numéricos não são considerados para fins de ordem alfabética.
CH3 CHCH2CH2CH CHCH2CH3
CH3CH2 CH3 CH2CH3
7 6 5 4 3 2 1
9 8
Nomeado como um nonano
Substituintes: No C3, CH2CH3 (3-etila) No C4, CH3 (4-metila) No C7, CH3 (7-metila)
6 5 4 3 2 1 CH3CH2 C
CH3
CH2
CH2CHCH3
CH3
CH3
89
7 6 5 4 3 2 1
CH2CH3CH3CH3CH2
CH3 CHCH2CH2CH CHCH2CH3
CH3CH2CH2CH
CH2CH3
CH3
CH3CHCH2CH2CH2CH3
CH3
CH2CH3
CH3 CHCH
CH2
CH2CH2CH3
CH3
CH2CH3
6 5 4 3
2 1 1
2
5 6 7
43
1 2 3 4 5 6
3-Metil-hexano
3-Etil-2-metil-hexano
4-Etil-3-metil-heptano
4-Etil-2,4-dimetil-hexano3-Etil-4,7-dimetil-nonano
CH3CH2 C
CH3
CH2
CH2CHCH3
CH3
CH3
Substituintes: No C2, CH3 (2-metila) No C4, CH3 (4-metila) No C4, CH2CH3 (4-etila)
Nomeado como um hexano6 5 4 3 2 1
-
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Em alguns casos particularmente complexos, um quinto passo se faz necessário. Por
vezes, ocorre que um substituinte da cadeia principal apresenta sub-ramificações:
Neste caso, o substituinte no carbono 6 (C6) é uma unidade com quatro átomos de carbono com
uma sub-ramificação. Para dar o nome do composto como um todo, é preciso primeiro dar um
nome para o substituinte sub-ramificado.
5. Nomeia-se um substituinte complexo aplicando-se os primeiros quatro passos que
descrevemos, como se o substituinte fosse, por si só, um composto. No composto mostrado,
o substituinte complexo é um grupo propila substituído:
A numeração do substituinte complexo começa no ponto de ligação com a cadeia principal.
2,3-Dimetil-6-(2-metil-propil)-decano
CH3CH
CH3
CHCH2CH2CH
CH3
CH2CH
CH2CH2CH2CH3
CH3
CH31 2 3 4 5 6
7 8 9 10
Assim, identificamos o substituinte complexo como sendo um grupo 2-metil-propila.
Para evitar confusão, o nome deste substituinte é destacado entre parênteses no nome completo
da molécula:
Outro exemplo é:
9 8 7 6
3 2 12-Metil-5-(1,2-dimetil-propil)-nonano
CH3CH2CH2CH2CH CH
CH2
CH3
CHCH3
CH2 CH
CH3
CH3
CH3
54
CH
CH3
CHCH3
CH3
5-(1,2-dimetil-propil)
1 2 3
Por razões históricas, alguns dos grupos alquila simples de cadeia ramificada possuem
também nomes não-sistemáticos ou comuns.
CH2 CH CH3
CH3Molécula
1 2 3
Nomeado como um
decano 2,3,6-trissubstituído
CH3CH
CH3
CHCH2CH2CH
CH3
CH2CH
CH2CH2CH2CH3
CH3
CH31 2 3 4 5 6
7 8 9 10
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a) Grupo alquila com três átomos de carbono:
b) Grupos alquila com quatro átomos de carbono:
c) Grupos alquila com cinco átomos de carbono:
Os nomes comuns desses grupos alquila simples estão tão enraizados na litetura química
que as regras da IUPAC permitem a sua utilização. Assim, é correto nomear o composto seguinte
como 4-(1-metil-etil-)heptano ou 4-isopropil-heptano.
Ao se escrever o nome de um alcano, o prefixo iso- é considerado parte do nome do
grupo alquila para fins de ordem alfabética. Isto não é válido para os prefixos hifenados: sec- e
terc-. Assim, ao se colocar os grupos em ordem alfabética, isopropila e isobutila são listados naletra i, e sec-butil e terc-butil na letra b.
CH3CH2CH2CHCH2CH2CH3
CH3CHCH3
4-(1-Metil-etil)-heptano ou 4-Isopropil-heptano
Isopropila (i -Pr)CH3CHCH3
CH3CH2CHCH3 CH3CHCH2
CH3
ec-butila (sec-Bu) Isobutila terc-butila(t -Butil ou t -Bu)
CH3 C
CH3
CH3
CH3CHCH2CH2
CH3
CH3CH2 C
CH3
CH3
CH3 C
CH3
CH3
CH2
Isopentila Neopentila terc-pentilatambém denominado também denominado isoamil (i -amil) terc-amil (t -amil)
-
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6. Utilize as regras anteriores para outros tipos de substituintes.
2-bromo-3-nitrobutano1 2 3 4
CH3 CH CH
Br NO2
CH3
CH2 CH2 CH
NO2
CH3
Br
1 2 3 4
1-bromo-3-nitrobutano
Nome de grupos substituintes comuns
Grupo funcional Nome
NH2 Amino
F Flúor(o)
I Iodo
Br Bromo
NO2 Nitro
CH CH2 Vinila
- Ciclo-alcanos ou Ciclanos
Os ciclo-alcanos ou compostos alicíclicos (alifáticos cíclicos) com apenas um anel são
denominados pela afixação do prefixo ciclo aos nomes dos alcanos que possuem o mesmo
número de átomos de carbono. Como são formados por anéis de unidades -CH2-, os ciclo-
alcanos possuem fórmula geral (CH2)n ou CnH2n e são representados por polígonos, nas fórmulas
em linha, figura 33:
Ciclo-propano ciclo-butano ciclo-pentano ciclo-hexano ciclo-heptano
Figura 33. Exemplos de ciclanos.
Os nomes dos ciclo-alcanos substituídos seguem regras às dos alcanos de cadeia aberta.
Normalmente, bastam apenas duas regras:
1. Verifique o número de átomos de carbono do anel e do maior substituinte. Se o número de
átomos de carbono do anel é igual ou superior ao do maior substituinte, o composto é
nomeado como um ciclo-alcano substituído com um grupo alquila. Se ocorrer o inverso, ocomposto é nomeado como um alcano substituído com um grupo ciclo-alquila. Por exemplo:
3 carbonos 4 carbonos
Metil-ciclo-pentano 1-Ciclo-propil-butano
CH2CH2CH2CH3 MasCH3
-
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2. Para ciclo-alcanos substituídos com grupos alquila, numere os substituintes do anel nos
pontos de substituição, de forma a obter a menor soma de números:
(a) Quando dois ou mais grupos alquila diferentes estão presentes em posições equivalentes,
numere-os levando em conta a ordem alfabética:
(b) Halogênios são tratados exatamente como grupos alquila:
A seguir temos mais alguns exemplos:
CH3
CH3
E NÃO
1
2
3
4
5
6 2
3
4
5
6
1
CH3
CH3
1,3-Dimetil-ciclo-hexano 1,5-Dimetil-ciclo-hexano
(Soma: 1 + 3 = 4) (Soma: 1 + 5 = 6)
E NÃO1
2
1-Bromo-2-metil-ciclo-butano 2-Bromo-1-metil-ciclo-butano
CH3
Br
CH3
Br
1
2
2
1
5
4 3
CH3
CH2CH3
CH3
CH2CH3
1-Etil-2-metil-ciclo-pentano 2-Etil-1-metil-ciclo-pentano
54
3
2
1 E NÃO
Br
CH3CH3CH2
1
5
4 3
2
6
5
4
3
2
1CHCH2CH3
CH3
1 2 3
Cl
CH3
CH2CH3
1-Bromo-3-etil-5-metil-ciclo-hexano (1-Metil-propil)-ciclo-butano(ou