Polígrafo Química Orgânica Básica

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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4

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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7

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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9

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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15

-

+

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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17

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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18

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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19

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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20

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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21

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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24/204

23

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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24

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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25

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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26

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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27

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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28

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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29

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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30

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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31

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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32

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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33

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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34

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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35

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


37/204

36

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


38/204

37

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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38

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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39

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


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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40

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 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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41

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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42

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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43

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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44

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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45

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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46

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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49

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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51

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

Polígrafo Química Orgânica Básica

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