Química Orgânica - Apostilas - Engenharia de Produção, Notas de estudo de Engenharia de Produção. Universidade Federal de Alagoas (UFAL)
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Apostilas de Engenharia de Produção sobre o estudo da Química Orgânica, O que é Química Orgânica, Vitalismo, Fórmula Mínima e Molecular, Teoria Estrutural da Química Orgânica, Isômeros, Geometria do carbono.
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Microsoft Word - QO_Apostila_Cap_01.doc

Universidade Federal do Pampa - Campus Bagé

Apostila

Química Orgânica

Prof. Udo Sinks 2007

Química Orgânica

Prof. Udo Sinks 2

Literatura T.W.GRAHAM SOLOMONS, CRAIG FRYHLE,

“QUÍMICA ORGÂNICA - VOL. 1”, 8a EDIÇÃO, LTC, 2005, ISBN: 8521614497 “QUÍMICA ORGÂNICA - VOL. 2”, 8a EDIÇÃO, LTC, 2006, ISBN: 8521614519K.

PETER C. VOLLHARDT, NEIL E. SCHORE,

“QUÍMICA ORGÂNICA: ESTRUTURA E FUNÇÃO”, 4a EDIÇÃO, BOOKMAN, PORTO ALEGRE, 2004, ISBN: 8536304138;

JOHN MCMURRY,

“QUÍMICA ORGÂNICA: COMBO”, 6a EDIÇÃO, THOMSON LEARNING, 2004, ISBN: 8522104298 ou "QUÍMICA ORGÂNICA 1 - Tradução da 6a. Edição Norte-Americana", THOMSON LEARNING, 2004, ISBN: 8522104158 "QUÍMICA ORGÂNICA 2 - Tradução da 6a. Edição Norte-Americana", THOMSON LEARNING, 2004, ISBN: 8522104697

PAULA YURKANIS BRUICE,

“QUÍMICA ORGÂNICA - VOL. 1”, 4a EDIÇÃO, PRENTICE HALL, 2006, ISBN: 8576050048 “QUÍMICA ORGÂNICA - VOL. 2”, 4a EDIÇÃO, PRENTICE HALL, 2006, ISBN: 8576050684

Química Orgânica

Prof. Udo Sinks 3

1. Introdução

1.1. O que é Química Orgânica? • Como seu corpo funciona? • Por que seus músculos estavam doendo,

depois do ultimo jogo de futebol? • O que acontece com a gasolina no motor do

carro? • Qual é o princípio ativo na aspirina que

tomou por causa da dor de cabeça? • Por que nós estamos com dor de cabeça? • Qual é a origem do cheiro do alho? • Como funciona um indicador sensitivo ao

pH? • Como os sinais são transmitidos nos

nervos? • Química é o estudo da estrutura das moléculas e das regras que governam suas interações. Química se relaciona com biologia, física e matemática. O que é, porém, a Química Orgânica? O que a distingue de outras disciplinas químicas?

Físico-Química, Química Inorgânica, ou Bioquímica;

A Química Orgânica é a química do carbono e seus compostos. (=moléculas orgânicas) Moléculas orgânicas são as unidades químicas fundamentais da vida: Proteínas, gorduras, ácidos nucléicos, carboidratos.

N H

NH2

OHO

OH

O

O

O

N

N

N

N

O O

OHHO H

HO

HO

1.2. Vitalismo 1780 Distinguir entre compostos inorgânicos e compostos orgânicos

organismos vivos → compostos orgânicos fontes não vivos → compostos inorgânicos Para a síntese de um composto orgânico será necessária a intervenção de uma "força vital". Tal síntese poderia apenas ocorrer num organismo vivo e não num laboratório químico.

1816 Isolamento de ácidos graxos por Michel Chevreul 1828 – 1850

Síntese de vários compostos orgânicos a base de compostos inorgânicos1828 Friedrich Wöhler descobriu

que uréia poderia ser produzida por aquecimento de cianeto de amônio.

Vitalismo desaparece dos círculos científicos

NH4 +NCO-

calor

H2N C

NH2

O

uréiacianato de amônio

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1.3. Fórmula Mínima e Molecular 1784 Antoine Lavoisier: compostos orgânicos constituídos basicamente de carbono, hidrogênio e

oxigênio (C, H, O); 1811 – 1831

Métodos quantitativos para determinar a composição de compostos orgânicos: Justus Liebig, J.J. Berzelius, e J.B.A. Dumas.

1860 Stanislaw Cannizarro: distingui entre fórmula mínimas e formula molecular Baseando na hipótese de Amadeo Avogadro (1811):

→ moléculas com a mesma fórmula mínima (→ por análise quantitativa) tem peso molecular diferente. → Diferentes números de átomos → Diferentes fórmulas moleculares

ciclopentano eteno cicloexano

H H

H

H

H H

H

H

H

H

H

H H

H

HH

H

H

H

H

H H

H

H

H

H

fórmula mínima C1H2 C1H2 C1H2 peso molecular 70,08 g/mol 28,05 g/mol 84,16 g/mol fórmula molecular C5H10 C2H4 C6H12

1.4. Teoria Estrutural da Química Orgânica 1858 – 1861

August Kekulé, Archibal Scott, Alexander M. Butlerov: desenvolvimento da teoria estrutural:

1. Átomos de compostos orgânicos podem formar um número fixo de ligações:

carbono tetravalente C

divalente S ou S

oxigênio divalente O ou

O

enxofre

tetravalente S

hidrogênio monovalente H nitrogênio trivalente

N

ou

N ou

N

cloro monovalente Cl trivalente P

bromo monovalente Br

fosfóro

pentavalente P

iodo monovalente I

flúor monovalente F selênio divalente

Se ou Se

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2. Átomos de carbono podem usar uma ou mais de suas valências para formar ligações com outros átomos de carbono e os demais átomos em compostos orgânicos:

ligação simples C C

Ligação dupla C C

Ligação tripla C C

1.5. Isômeros

• Existem moléculas com a mesma fórmula molecular e mesmo peso molecular, mas propriedades físicas diferentes (ponto de fusão, ponto de ebulição).

• A teoria estrutural ajuda a resolver o problema, pois esclarece que compostos com a mesmo fórmula molecular podem ter estruturas diferentes.

Definição de Isômeros: Compostos com estruturas diferentes que tem a mesma fórmula molecular são chamados de isômeros.

Exemplo:

Nome Álcool etílico (etanol) Éter dimetílico

fórmula molecular C2H6O C2H6O

estrutura C

H

H

H

C

H

H

O H

C

H

H

H

O C

H

H

H

ponto de ebulição 78,5 °C -24,9 °C

ponto de fusão - 117,3 °C - 138 °C

1.6. Geometria do carbono 1874 Fórmulas estruturais 2D3D

J.H. van't Hoff, J.A. LeBel Proposta: as quatro ligações do átomo de carbono de metano são arranjadas que elas

apontaram no sentido dos vértices de um tetraedro regular com o carbono no seu centro

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1.7. Ligações Químicas: A Regra do Octeto 1916 G.N. Lewis, W. Kössel Regra de Octeto:

• Átomos formam ligações para obter configuração de um gás nobre (tal configuração de um gás nobre é mais estável)

• Para a maioria dos átomos na química orgânica: 8 elétrons na camada de valência • Átomos perto do Hêlio: 2 elétrons na camada de valência • Para satisfazer a regra do octeto dois tipos de ligações químicas principais na Química

Orgânica: ligação iônica e ligação covalente

1.7.1. Ligação iônica Ligações iônicas se formam em reações de átomos com eletronegatividade bem diferentes. Eletronegatividade: É a medida da habilidade de um átomo em atrair elétrons

H 2,1

Li 1,0

Be 1,6

F 4,0O

3,5N 3,0C

2,5B 2,0

Na 0,9

Mg 1,2

Cl 3,0S

2,5P 2,1

Si 1,8

Al 1,5

K 0,8

Ca 1,0

Br 2,8

I 2,5

Valores de EN para os elementos dos grupos principais da tabela periódica

Transferência de um ou mais elétrons de um átomo para o outro para criar íons:

Li + F Li+ + F-

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1.7.2. Ligação covalente • Átomos de mesma eletronegatividade ("vizinhos" na tabela periódica) formam ligações

covalentes; • Átomos atingem configuração de um gás nobre através do emparelhamento de elétrons; • Ligações covalentes entre átomos se formam → produtos: moléculas; • Representação de moléculas por fórmulas de ponto (estruturas de Lewis) ou fórmulas de

traços (mais conveniente); H2

Cl2

CH4

H H H H HH ou

Cl Cl Cl Cl ClCl ou

C H

+

+

+ C H

HH H

ou H C H

H

H

• Ligações múltiplas podem se formar:

N2 N NN N ou

C C

H

H

H

H • Íons podem conter ligações covalentes:

N

H

H

H

HN

H

H

H

H ouNH4

1.8. Escrevendo Fórmulas Lewis ou Kekulé

1.8.1. Estruturas de Lewis:

Átomo grupo número de elétrons de

valência Carbono 4A 4 Hidrogênio 1A 1 Oxigênio 6A 6 Nitrogênio 5A 5 Enxofre 6A 6 Selênio 6A 6 Fósforo 5A 5 Cloro 7A 7

• Monta se a molécula ou o íon a partir dos átomos constituintes mostrando elétrons de valência;

• Número de elétrons de um átomo → tabela periódica → numero de elétrons = número do grupo do átomo

• Íons: adicionam-se elétrons para fornecer a carga apropriada.

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Problema Resolvido Escreve a estrutura Lewis de CH3Cl.

Resposta Número total de elétrons de valência:

1 C Grupo 4A → 4 elétrons de valência 4

1 Cl 7A → 7 7

3 H 1A → 1 3

total 14

H

CH Cl

H

H

CH Cl

H 1. Pares de elétrons para formar ligações.

(8 elétrons, restam 6) 2. Adicionar os elétrons restantes em pares

(contagem: 14 elétrons de valência)

Problema Resolvido Escreve a estrutura Lewis do íon carbonato: CO3

2-: Resposta

Número total de elétrons de valência:

1 C Grupo 4A → 4 elétrons de valência 4

3 O 6A → 6 18

2 e– 2

total 24

C

O

O

O

C

O

O

O

1. Pares de elétrons para formar ligações. (6 elétrons; restam 18)

2. Adicionar os elétrons restantes em pares 3. se necessário: ligações duplas para

satisfazer a regra do octeto. 4. determinar cargas formais. (contagem: 24 elétrons de valência)

1.9. Exceções à regra do octeto

Elementos do segundo período da tabela periódica: 1 orbital 2s e 3 orbitais 2p → Max. 8 elétrons → 4 ligações → regra do octeto Exceções: boro e berílio → menos do que oito elétrons são possíveis

Elementos do terceiro período: 1 orbital 3s, 3 orbitais 3p, 5 orbitais 3d → 18 elétrons → regra do octeto não é mais válida (exceções) exemplos: PCl5 e SF6

Química Orgânica

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Cl

PCl Cl

ClCl

S

F

F

F

F

F

F

• Moléculas ou íons altamente reativos têm átomos com menos de oito elétrons em suas

camadas de valência: exemplo: BF3

B F

F

F

Deve-se saber como os átomos estão ligados entre si! Exemplo: ácido nítrico → HNO3 → Hidrogênio está ligado a o oxigênio e não ao nitrogênio como sugerido pela fórmula molecular → Estrutura: HONO2 (não HNO3)

N +

O -

O

OH não

N +

H

O

OO -

1.10. Carga Formal

• Carga formal: carga (positiva ou negativa) localizada num átomo; • Soma total de todas as cargas formais é igual à carga total na molécula / no íon; • calculo da carga formal:

neutro atomo elétronsmolécula valência eletrons nnformal aargC −= Elétrons nas ligações são divididos entre os átomos que os compartilham Pares não compartilhados são atribuídos aos átomos às quais pertencem

Exemplos íon amônio (NH4

+) elétrons de valência no átomo livre = 1 subtrair os elétrons atribuídos = -1

Hidrogênio

carga formal = 0 elétrons de valência no átomo livre = 5 subtrair os elétrons atribuídos = -4

N H

HH H

Nitrogênio

carga formal = +1 carga do íon 4(0) + 1 = +1

íon nitrato (NO3

-) íon carbonato (CO3 2-)

N

O

O O

carga formal = 6 - 7 = -1

carga formal = 5 - 4 = +1

carga formal = 6 - 7 = -1

carga formal = 6 - 6 = 0

C

O

O O

carga formal = 6 - 7 = -1

carga formal = 4 - 4 = 0

carga formal = 6 - 7 = -1

carga formal = 6 - 6 = 0

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1.10.1. Resumo Carga Formal Grupo Carga Formal

+1 Carga Formal

0 Carga Formal

-1

3A B

B

4A C C C

C C C

C C C

5A N N N

N N N

N N

6A O O

O O

O

7A X

X X

1.11. Ressonância

Problema: Estruturas Lewis → Localização artificial de elétrons

O C

O

O O

C O O O

C

O

O

1 2 3 Exemplo Carbonato: 3 estruturas diferentes mas equivalentes • Características:

1o: cada átomo - configuração de gás nobre 2o: converter uma estrutura para a outra apenas trocando as posições dos elétrons

O C

O

O O

C O O O

C

O

O

1 2 3 Estudos de raios X:

− Todas as ligações C-O do íon carbonato têm o mesmo comprimento: 1,28 Å − Ligações C-O: mais curtas do que ligações C-O simples (1,43 Å) − Ligações C-O: mais compridas do que ligações C=O duplas (1,20 Å)

Nenhuma da estruturas acima está correta. Teoria de ressonância: Sempre que uma molécula / um íon puder ser representado por duas ou mais estruturas de Lewis que diferem apenas nas posições dos elétrons: 1. Nenhuma das estruturas (estruturas de ressonância ou contribuintes de ressonância) será uma

representação correta para a molécula / o íon. 2. Representação da molécula por um híbrido (média) dessas estruturas. 3. As estruturas de ressonância não são estruturas para a molécula / o íon real; existem apenas

no papel / no computador.

O C

O

O O

C O O O

C

O

O

1 2 3

O

C

O

O

2 3 –

2 3 –

2 3 –

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1.11.1. Resumo das Regras de Ressonância 1. As estruturas de ressonância existem apenas no papel; 2. Ao escrever as estruturas de ressonância só nos é permitido mover elétrons;

3. Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis apropriadas;

C O

H

H

H H

C O

H

H

H H

4. A energia da molécula real é mais baixa do que a energia que pode ser prevista para qualquer

estrutura contribuinte; 5. Estruturas de Ressonância equivalentes contribuem igualmente para o híbrido e um sistema

descrito por elas tem uma energia de estabilização grande;

½ +½ +

6. Quanto mais estável uma estrutura (quando analisada isoladamente), maior é a contribuição

para o híbrido; a) Quanto mais ligações covalentes uma estrutura tem, mais estável ela é;

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H b) As estruturas nas quais todos os átomos têm um nível de valência de elétrons completo

(gás nobre) são especialmente estáveis e contribuem muito para o híbrido; H

C

H

O

H H

C

H

O

H

c) A separação de cargas diminui a estabilidade

H

H H

Br H

H H

Br

d) Os contribuintes de ressonância com carga negativa em átomos altamente eletronegativos

são mais estáveis do que aqueles com carga negativa em átomos menos eletronegativos.

1.12. Mecânica Quântica Schroedinger descreve a movimentação de elétrons em termos que levam em consideração a natureza ondulatória do elétron.

Ψ=Ψ EH V xm

H +−= 2

2

d

d

2

h

EnergiaE = → equação de onda (só para o átomo de hidrogênio)

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• soluções destas equações → funções de onda Ψ • cada função de onda Ψ corresponde a um estado diferente para o elétron Uma equação de onde é uma ferramenta para calcular duas propriedades importantes: a) Energia associada com o estado do elétron b) Probabilidade relativa de um elétron ocupar lugares específicos

Ψ 2 expressa um espaco tridimensional

Ψ 2 (x,y,z) = probalidade = 0 – 1

orbital descreve o volume do espaco em volta do núcleo onde o elétron tem maior probalidade de ser encontrado (90-95 %). Se Ψ2 (x,y,z) > 0,9 → lugar (x,y,z) no espaço pertence a um orbital

1.13. Orbitais Atômicos Gráficos de Ψ2 em três dimensões geram as formas dos familiares orbitais atômicos (OAs): s, p, (d, f), os quais usamos como modelos para estrutura atômica. Somente os orbitais s e p são importantes na química orgânica.

s esferas 2s: superfície nodal (Ψ= 0) p duas esferas quase se

tocando − Um lóbulo (ou esfera): sinal de Ψpositivo − Outro lóbulo : sinal de Ψnegativo − Plano nodal (Ψ= 0) separe os dois lóbulos (esferas) − Três orbitais p estão arranjados no espaço de tal forma

que seus eixos são mutuamente perpendiculares IMPORTANTE: • Sinal da função de onda ≠ carga elétrica • (-) ou (+) não implicam probabilidade de encontrar elétrons • Ψ2 (probabilidade) é sempre positivo. • (-) ou (+) se torna importante: combinação de orbitais atômicos para orbitais moleculares

(formação de ligações covalentes) • Todos os orbitais podem acomodar dois elétrons • Quanto maior o número de nós, maior a energia do orbital. • Energia de elétrons nos orbitais: 1s < 2s < 2p • Os elétrons nos três orbitais 2p têm energia igual: orbitais de energia igual são chamados

orbitais degenerados. • Configuração eletrônica de qualquer átomo nos primeiros períodos da tabela periódica:

E n

er g

ia

1s

2s

2p

Boro 1s22s22p1

E n

er g

ia

1s

2s

2p

Carbono 1s22s22p2

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E n

er g

ia

1s

2s

2p

Nitrogênio 1s22s22p3

E n

er g

ia

1s

2s

2p

Oxigênio 1s22s22p4

E n

er g

ia

1s

2s

2p

Flúor 1s22s22p5

E n

er g

ia

1s

2s

2p

Neônio 1s22s22p6

Regras aplicadas (Química Geral): Princípio da edificação: Os orbitais são preenchidos de forma que aqueles de mais baixa energia são preenchidos primeiramente. Princípio da exclusão de Pauli: Um máximo de dois elétrons pode ser colocado em cada orbital, mas apenas quando os spins dos elétrons são emparelhados. Regra de Hund: Orbitais degenerados (mesma energia): adiciona-se um elétron em cada com spins desemparelhado até que cada orbital contenha um elétron. Depois se adiciona um segundo elétron a cada orbital degenerado de forma que os spins estejam emparelhados.

1.14. Orbitais Moleculares • Orbitais atômicos (OAs) se combinam para tornaram-se orbitais moleculares (OMs); • Números de OMs é sempre igual ao número de OAs: OAs podem ser combinados pela adição

ou pela subtração;

1.14.1. Adição

OM ligante: orbital molecular ligante

Ψ

• Superposição de orbitais atômicos de mesmo sinal de fase • Reforço da função de onda na região entre os dois núcleos • Ψ é maior → Ψ2 é maior • Aumento da densidade de probabilidade eletrônica na região entre os núcleos • Força atrativa do núcleo pelos elétrons compensa a força repulsiva dos dois núcleos • "Cola" que mantém os átomos unidos

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1.14.2. Subtração

OM antiligante: orbital molecular antiligante

Ψ*

• Superposição de orbitais atômicos de sinal de fase opostos • Funções de onda interferem um a com a outra • Nó entre os dois núcleos é produzido • Ψ=0 e nos regiões próximos Ψ é pequeno → Ψ2 é muito pequeno • Os elétrons "evitam" a região entre os dois núcleos • Força atrativa entre os núcleos e os elétrons é pequena • Forças repulsivas (entre os elétrons e entre os núcleos) são maiores

1.14.3. Diagrama de energia: Os elétrons são colocados nos orbitais moleculares da mesma forma que eles foram colocados nos orbitais atômicos. • Combinação de dois orbitais atômicos Ψ1s fornece dois orbitais Ψmolec e Ψ

* molec.

• Energia (Ψmolec) < Energia (Ψ * molec)

E n

er g

ia

Ψ1s Ψ1s

Ψmolec (ligante)

Ψ∗molec (antiligante)

• No estado fundamental o Ψmolec contem os dois elétrons (estado eletrônico mais baixo ou

estado fundamental)

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1.15. Estrutura de Metano e Etano

1.15.1. Hibridização sp3

• O modelo dos orbitais s e p não fornece um modelo satisfatório para o carbono tetravalente

• Solução: Hibridização dos orbitais – combinação de funções de ondas

• Se um orbital 2s e três orbitais 2p são misturados (= hibridizados) quatro novos orbitais hibridos são obtidos: − sp3 = uma parte s e três

partes p − Os quatros orbitais sp3 devem

ser orientados com ângulos de 109,5° entre si

Hibridização sp3 fornece uma estrutura tetraédrica para o metano e com quatro ligações C-H equivalentes

E n

er g

ia

1s

2s

2p

1s

2sp3

hibridização

Orbital sp3 resulta de uma combinação de um orbital s

com três orbitais p ⇒ Caráter de um orbital p

1.15.2. Formação de ligações sigma σ O lóbulo positivo do orbital sp3 se superpõe com um orbital 1s do hidrogênio para formar o orbital ligante de uma ligação C–H. Uma vez que a sobreposição é muito grande a ligação é muito forte.

A ligação formada é chamada ligação sigma (σ). Ligação σ é um termo usado em geral para ligações esfericamente simétricas na seção transversal quando vista ao longo do eixo de ligação.

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Todas as ligações simples puras são ligações σ.

1.15.3. Metano

1.15.4. Etano A ligação C–C do etano é formada por dois orbitais sp3

(dos carbonos) sobrepostos. As ligações C–H são formadas da mesma maneira que no metano. A molécula é tetraédrica (cf. metano) • Ligações σ: simetria cilíndrica ao longo do eixo da

ligação • rotação de grupos ligados por uma ligação σ (=

ligação simples) não requer muita energia ⇒ Rotação relativamente livre

1.16. Estrutura de Eteno: Hibridização sp2 Quando dois átomos de carbono compartilham dois pares de elétrons o resultado é uma ligação dupla: alcenos

• No eteno a única ligação carbono-carbono é uma

ligação dupla. • Arranjo espacial é diferente daquele dos alcanos

(metano, etano, p.ex.).

• Átomos:

− Coplanares; − Cada átomo de carbono é triangular − Ângulo de ligação ≈120°

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• Modelo:

− Três ligações sigma formados por orbitais sp2 do carbono − Mistura (hibridização) de um orbital 2s e dois orbitais 2p − Um orbital 2p é deixado sem hibridizar:

− Orbitais sp2 resultando estão dirigidos na direção dos vértices de um triangulo regular

(ângulo de 120°) − Orbital 2p não hibridizado é perpendicular ao plano formado pelos orbitais sp2. − Superposição de dois orbitais sp2 de cada carbono forma a ligação σ C–C; − Orbitais sp2 restantes do carbono formam ligações σ com os 4 átomos de hidrogênio; − Orbitais p de cada carbono formam uma ligação π por superposição lateral;

• diferença entre ligações σ (sigma) e ligações π (pi): σ (sigma) π (pi)

simetria cilíndrica ao redor de uma linha conectando os dois

núcleos

plano nodal passando através dos núcleos ligados

• se dois orbitais interagem: combinação ligante e antiligante:

distribuição de elétrons numa ligação dupla

− superposição de orbitais de sinal semelhante: orbital ligante π − superposição de orbitais de sinal diferente: orbital antiligante π*

• orbital π ligante (no estado fundamental da molécula):

− é mais baixo em energia do que o π* − contém ambos os elétrons π

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− no estado excitado (absorção de luz etc.): um dos elétrons e promovido para o orbital π*

1.16.1. Rotação restrita Existe uma grande barreira de energia para a rotação associada com os grupos unidos por uma ligação dupla.:

Erot (C=C) = 264 kJmol -1.

Erot (C–C) = 13-26 kJmol -1

• Superposição máxima: eixos dos orbitais p paralelos.

• Rodando uma ligação por 90°: quebra da ligação

1.16.2. Isomerismo cis-trans A rotação restrita da ligação π provoca um tipo de isomerismo: isomerismo cis-trans.

Igual: conectividade dos átomos de cada um composto • Diferente: arranjo dos átomos no espaço  Estereoisômeros

1.17. Estrutura de Etino: Hibridização sp • Hidrocarbonetos com dois átomos de carbono que compartilham três pares de elétrons: alcinos

• Carbono em alcinos: hibridização sp

• Orbital p + orbital s = 2 orbitais sp 2 orbitais sp: orientados em um ângulo de 180°; • 2 orbitais 2p (não hibridizados): perpendicular ao eixo que passa através do centro de dois

orbitais sp;

Isômeros: Compostos diferentes com a mesma fórmula molécular.

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1.17.1. Formação da ligação tripla

Dois átomos de carbono superpõem dois orbitais sp: • ligação σ (sigma) carbono-carbono Dois orbitais sp restantes se superpõem com orbitais s do hidrogênio: • ligação σ (sigma) carbono-hidrogênio Dois orbitais p em cada carbono se superpõem: • duas ligações π (pi) carbono-carbono ligação σ + 2 ligações π = ligação tripla carbono-carbono

1.18. Comparação do comprimento de ligação de Etino, Eteno e Etano

Ligações carbono-carbono estão mais fortes quando existem mais ligações:

C≡C < C=C < C–C Ligações carbono-hidrogênios

H–C≡ < H–C= < H–C–

1.19. Geometria Molecular: O Modelo de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência

Teoria da repulsão do par de elétrons no nível de valência 1. Consideramos moléculas (ou íons) nas quais o átomo central está ligado covalentemente a

dois ou mais átomos ou grupos 2. Consideramos todos os pares de elétrons de valência do átomo central – tanto aqueles que

são compartilhados nas ligações covalentes (pares ligantes), quanto aqueles que não

estão compartilhados (elétrons não-ligantes ou pares não-compartilhados)

3. Uma vez que os pares de elétrons se repelem, os pares de elétrons do nível de

valência tendem a ficar o mais afastado possível. A repulsão entre pares não-

ligantes geralmente é maior do entre pares ligantes.

4. Chegamos na geometria da molécula considerando todos os pares de elétrons,

ligantes e não -ligantes, mas descrevemos a forma da molécula ou íon, levando

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em consideração as posições dos núcleos (ou átomos) e não através das

posições dos pares de elétrons.

1.19.1. Metano Quatro pares de elétrons ⇒ Orientação tetraédrica permita que

quatro pares de elétrons tenham a separação máxima possível

1.19.2. Amônia Três pares de elétrons ligantes um par não-ligante ⇒ Arranjo tetraédrico dos pares de

elétrons ⇒ Arranjo piramidal trigonal dos quatro

átomos

1.19.3. Água Dois pares de elétrons ligantes Dois pares não-ligantes ⇒ Arranjo tetraédrico dos pares de

elétrons ⇒ Arranjo angular dos três átomos

1.19.4. Trifluoreto de Boro Três pares de elétrons ligantes Separação máxima: elétrons ocupando os vértices de um triângulo eqüilátero ⇒ Geometria trigonal plana

1.19.5. Hidreto de Berílio Dois pares de elétrons ligantes ⇒ Geometria linear

ângulo H–B–H = 180°

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1.19.6. Dióxido de Carbono Ligações múltiplas: todos elétrons de

uma ligação múltipla atuam como se

eles fossem uma unidade única

Os quatro elétrons de cada ligação dupla agem como uma unidade única e estão separados ao máximo um do outro. ⇒ Geometria linear

ângulo de ligação O=C=O = 180°

1.19.7. Geometrias das Moléculas e Íons pela Teoria RPENV Número de pares de Elétrons no

Átomo central

Ligantes Não–ligantes Total Estado de Hibridização

do Átomo centralGeometria da

Molécula ou ÍonExemplo

2 0 2 sp Linear BeH2

3 0 3 sp2 Trigonal plana BF3, CH3 +

4 0 4 sp3 Tetraédrica CH4, NH4 +

3 1 4 ~ sp3 Pirâmide trigonal NH3

2 2 4 ~ sp3 Angular H2O

1.20. Representação das Fórmulas estruturais Fórmulas estruturais para o álcool propílico

H C C C O H

H

H

H

H

H

H

modelo de bola e palita Fórmula de traços

CH3CH2CH2OH OH

Fórmula condensada Fórmula de linha de ligação

Fórmulas estruturais para o éter dimetílico

Estrutura de pontos Fórmula de traços Fórmula condensada

1.20.1. Fórmulas Estruturais de Traços • Cada traço = um par de elétrons

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• Átomos ligados por ligações simples podem rodar relativamente livremente uns em relação aos outros. ⇒ Fórmulas equivalentes de álcool propílico

C C

C O

H H

HH

H

H

H

H

C C

C

O

H

H

HH

H

H

H

H

C

C C

O

H

H H

H

H H

H

H Isômeros constitucionais • Modelos de traço mostram a

conectividade dos átomos

H C C C O H

H

H

H

H

H

H

H C C C H

H

H

O

H

H

H

H Álcool propílico Álcool isopropílico

1.20.2. Fórmulas Estruturais Condensadas Fórmulas condensadas: • Átomos de hidrogênio ligados a carbonos são escritos imediatamente depois do carbono

H C C C C H

H

H

Br

H

H

H H

H

CH3CHCH2CH3

Br

CH3CHBrCH2CH3

Fórmula de traço Fórmulas condensadas

Fórmulas parcialmente condensadas: • Átomos de hidrogênio ligados a carbonos são escritos imediatamente depois do carbono • Algumas outras ligações podem ser escritas

H C C C H

H

H

O

H

H

H

H

CH3CHCH3

OH

CH3CHOHCH3

CH3CH(OH)CH3 (CH3)2CHOH

ou

Fórmula de traço Fórmulas condensadas

1.20.3. Moléculas Cíclicas

H2C

H2C CH2

C

C C

H H

H

H

H H

Fórmulas para um alcano cíclico: ciclopropano

Lembramos que Isômeros constitucionais têm diferentes conectividades e conseqüentemente, devem ter diferentes fórmulas estruturais.

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H2C

H2C C H2

CH2

CH2

H2 C

C

C C

C

C C

HH

H

H

H

H

H H

H

H

H

H

Fórmulas para um alcano cíclico: cicloexano

1.20.4. Fórmulas de Linhas de Ligação Químicos orgânicos preferem utilizar fórmulas de linhas de ligação – uma fórmula muito simplificada: • Mostra-se apenas o esqueleto de carbono • Supomos que o número de hidrogênios necessários para preencher as valências do carbono

está presente, mas não os escrevemos; • Outros átomos (p.ex. O, Cl, N etc) são escritos na fórmula; • Cada interseção de duas ou mais linhas e a ponta de um alinha representa um átomo de

carbono, a menos que um outro átomo esteja escrito nela.

H C C C C H

H

H

Cl

H

H

H H

H

CH3CHCH2CH3

Cl

= =

Cl

H C C C C H

H

H

C

H

H

H H

H

CH3CHCH2CH3

CH3

= =

H HH

H C N C C H

H

H

C H

H H

H

= = N

H HH

CH3NCH2CH3

CH3

Fórmula de traços Fórmulas

condensadas Fórmula de linhas de ligação

• Ligações múltiplas são indicadas nas fórmulas de linha:

H3C C

CH3

H C

C H2

CH3 =

OH =C

H C

C H2

OH

CH3

H2 C

C H2

H C

C

CH3

H3C

1.20.5. Fórmulas Tridimensionais • Quase todos os compostos orgânicos possuem uma estrutura tridimensional. • Para escrever fórmulas tridimensionais:

− ligações no plano do papel: − ligações para fora do plano do papel: − ligações para dentro do papel:

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• Representação de um átomo tetraédrico: − Duas ligações no plano com ângulo de aproximadamente 109° − Ligações de cunha

H

C H H

H

H

C HH

H ou

C

C H

H

H H

H H

CC

H

HH H

H H ou

metano etano

H

C H Br

H

H

C BrH

H ou

H

C H H

Brou

H

C Br H

Hou

bromometano

• Representação de um átomo trigonal plano:

− Todas ligações no plano do papel − Ângulo 120°

• Representação de um átomo linear: − Todas as ligações no papel

H

B H H

H3C CH3

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