Transcript Química Orgânica I Estrutura Molecular, Ligações Químicas e Ácidos - Base Ministrante: Prof.

Química Orgânica I
Estrutura Molecular, Ligações
Químicas e Ácidos - Base
Ministrante: Prof. Dr. Sidney Lima
•
UFPI – Teresina – 2012-1
Sumário
1. Química Orgânica;
2. Fontes de Compostos Orgânicos;
3. Representação de Fórmulas Estruturais;
4. Técnicas de Determinação Estrutural;
5. Teoria Ligação de Valencia (TLV);
6. Teoria de Orbital Molecular (TOM).
“Nossas dúvidas são traidoras e nos fazem
perder o que, com frequência, poderíamos
ganhar por simples medo de arriscar".
Shakespeare
Eureka! A ciência nasce no erro!
Depois de muitos cálculos, o irlandês James Ussber chegou a um resultado
surpreendente: o mundo foi criado em 26/10/4004 a.C. às 9:00 h da
manhã!
Segundo Aristóteles, certos insetos foram gerados espontaneamente pelo
orvalho que caiu sobre as plantas. Já outros, formaram-se na lama ou no
esterco...
Em 1894, o astrônomo Percival Lowell concluiu que as estrias observadas
em Marte, através de seu telescópio, eram canais de irrigação artificial...
Depois disso, a “civilização marciana” ainda iria dar muito o que falar...
Até Galileu Galilei foi autor de uma mancada fenomenal: considerou que
os planetas eram ilusões de ótica, reflexos dos vapores terrestres,
simplesmente porque não conseguiu observá-los com sua luneta...
Berthelot (Químico Francês - 1887): “para a ciência de agora em diante
não tem mistério” Que presunção!
A QUÍMICA ORGÂNICA
Há mais de 200 anos surgiu a expressão compostos orgânicos para
designar as substâncias produzidas pelos organismos vivos, animais
ou vegetais.
Química Orgânica, ramo da Química que estuda os compostos que
contêm Carbono, seja ou não produzidos por organismos vivos.
O
OH
Casos Particulares
O
O
C
CH3
C
C
CO2
H2CO3
HCN
=
=
=
=
=
grafite
diamante
dióxido de carbono
ácido carbônico
ácido cianídrico
ácido acetilsalicílico
Química Orgânica: A química dos hidrocarbonetos e seus derivados
Histórico: Química Orgânica
Torbern Bergman, Sueco (1780):
• Diferença Orgânicos e Inorgânicos.
X
Jöns Jacob Berzelius (1780):
Criou a expressão Química Orgânica (livro -1807).
Teoria da Força Vital (TFV).
Friedrich Wöller (1828): Abalo da TFV).
O
NH4CNO
cianato de amônio
(Inorgânico)

C
H2N
NH2
uréia
(Orgânicos)
Prof. Sidney Lima
Histórico: Química Orgânica
Kekule
Kekulé e Couper (1858):
• Tetravalência do Carbono.
• Proposição da Estrutura para o Benzeno (Kekulé).
• Cadeias Carbônicas (Química Bidimensional).
Kekulé: “virei minha cadeira para a lareira e cochilei. Mais uma vez os
átomos dançavam em frente a mim [...], cadeias longas, umas mais
próximas que outras, todas se virando e retorcendo como se fossem
cobras. De repente notei que uma das cobras havia mordido a própria
cauda [...]. Então levantei apressadamente e passei o restante da noite
trabalhando nas conseqüências disso.”
Van Hoff e Le Bel (1874): carbono liga-se tetraedricamente e de forma
tridimensional
Van Hoff
Fontes de Compostos Orgânicos

Compostos Orgânicos
 Há mais de 150 anos, os periódicos químicos têm reportado:
 Organismos vivos: plantas e animais
 Fósseis: carvão mineral, petróleo, gás natural, turfa e linhito.
 Sínteses de laboratório.

Metade da década 1970
 Mais de 5 milhões de compostos
 Cada ano: milhares novos compostos
INDUSTRIALMENTE
Produzido 6.000 a 10.000 compostos
•
Eastman Organic Chemicals: 4.000 compostos
•
•
Aldrich Chemical Company: 10.000 compostos
•
•
Outras companhias:
100 a 2.000 compostos
REPRESENTAÇÃO DE FORMULAS ESTRUTURAIS
1. Fórmula Estrutural de traços e pontos
2. Fórmula Estrutural condensada e de linha de ligação
Exemplo: propanol
Classificação das cadeias carbônicas
2.1. Quanto ao fechamento
 Cadeia Aberta ou Acíclica :
 Cadeia Fechada ou Cíclica:
2.2. Quanto a disposição dos átomos de carbono
 Cadeia Normal:
 Cadeia Ramificada:
2.3. Quanto à ligação entre os átomos de carbono
 Cadeia Saturada:
 Cadeia Insaturada:
Prof. Sidney Lima
Quanto à natureza dos átomos de carbono
 Cadeia Homogênea:
 Cadeia Heterogênea:
 Cadeia Homocíclica: é toda cadeia cíclica que não apresenta átomos
diferentes de carbono entre os carbonos do ciclo.
 Cadeia Heterocíclica: é toda cadeia cíclica que apresenta o heteroátomo no
ciclo.
Como Determinar Estruturas de Moléculas Orgânicas ?
Palytoxin is a complex marine natural product containing 71 asymmetric centers. Palytoxin, isolated from soft
coral, is considered to be one of the most toxic non-peptide substances known
Professor Yoshito Kishi's group at Harvard University first synthesized palytoxin in 1994
Prof. Sidney Lima (UFPI – 2010)
Estruturas de moléculas
orgânicas
An Alcohol IR Spectrum
The Mass Spectrum
Masses are graphed or tabulated according to their relative abundance.
=>
Espectro de Ressonância Magnética Nuclear de Hidrogênio
O
RMN 1H
C CH CH
2
3
H3C O
RMN
13
Espectro de Ressonância Magnética Nuclear de C-13
C
O
C CH CH
2
3
H3C O
171
77.4
60.2
20.8
14.0
Por que os átomos se ligam e como as ligações
podem ser descritas eletronicamente?
Liberação de Energia e Estabilidade:
• H2 + EL*
• .H +
.H
.H
+
.H
H2 + EL*
Gilberto Newton Lewis - Octeto
LIGAÇÕES QUÍMICAS: Modelo de ligação
Coulômbica:
1. Menor energia
2. Lei de Coulomb: F = K. q+. q-/d2
Esta força atrativa faz com que a energia de ligação seja
liberada quando os átomos se aproximam
Prof. Sidney Lima
•
Ligações Químicas: Regra do Octeto
Em (1916) G. N. Lewis e W Kössel  Propuseram que átomos sem
a configuração eletrônica de um GÁS NOBRE (8 elétrons na CV)
reagem para produzir tal configuração formando as LIGAÇÔES.
Ligações Químicas: Modelo do Octeto
Nas condições ambientes os gases nobres apresentam átomos estáveis
isolados
Gás
nobre
K
He
2
L
M
N
O
Ne
2
8
Ar
2
8
8
Kr
2
8
18
8
Xe
2
8
18
18
8
Rn
2
8
18
32
18
O
8
Natureza da Ligação Química: Ligação Iônica
Teoria da Ligação Iônica (Lewis, 1875-1946) e
Ligação Covalente Kossel (1916):
23
Na
11
1s2 2s2 2p6 3s1
35
Cl
17
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
+
-
Prof. Sidney Lima
Eletronegatividade
H
2.1
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
K
0.8
Br
2.8
Natureza da Ligação Química: Ligação Iônica
Li
+
F
Li+
+
F
Exemplos: CaF2 ; Al2O3 ;
Prof. Sidney Lima
Natureza da Ligação Química: Ligação Covalente
Lewis e Kossel (1916): uma das primeiras explicação de
uma ligação química, fundamentada no compartilhamento
de elétrons (Regra do octeto).
Estrutura de Lewis: Cl2
+
Cl
Cl Cl
or
Cl
Cl
H
H
H C H
H
Cl
or
H
methane
C
H
H
N
N
or
N
N
N2
Prof. Sidney Lima
Natureza da Ligação Química: Ligação Covalente
- Átomos com 2 ou 3 elétrons de valência forma até 3 ligações.
B no BF3
1s2 2s2 2p1
- Átomos com 4 ou mais elétrons forma quantas ligações forem
necessária para Atingirem a regra do octeto.
C no CH4
1s2 2s2 2p2
Prof. Sidney Lima
Estrutura de Lewis: Ligação Covalente

O
O
C
C
O
O
1

O

O

C
O
O
2
O
3
Híbridos de Ressonância
Nem todas as formas de ressonância são equivalentes
Regras:
1. Maior número de octeto. Exemplo: cátion nitrosila (NO+); H2SO4, H2CO
2.
As cargas (-) são colocadas sobre o elemento mais eletronegativo. Estruturas
neutras são mais estáveis. Exemplo: ácido fórmico
3.
Prefira estruturas com menor separação de cargas opostas: diazometano
(H2CN2)
Prof. Sidney Lima
Carga formal (CF)
CF = nº elétrons de valência - (nº e- livres + 1/2 nº elétrons ligantes)
Prof. Sidney Lima
 Características dos Compostos iônicos:
 em condições ambientes, são sólidos, cristalinos, duros,
 elevados pontos de fusão e ebulição.
 no estado sólido, não conduzem eletricidade
 quando fundidos ou em solução aquosa, são bons condutores
 duros, quebradiços e transparentes
 Características dos compostos moleculares ou covalentes
 Sólidos, gasosos ou líquidos.
 PF e PE baixos.
 Formam moléculas.
 Quando apolares, não conduzem eletricidade.
Prof. Sidney Lima
Estrutura de Lewis: Ligação Covalente
 Ligação covalente apolar – entre átomos iguais.
 Ligação covalente polar - ocorre quando há diferença de eletronegatividade
entre os átomos da ligação.
 Ligação covalente dativa - Ocorre quando o par de elétrons de ligação é
“doado” só por um dos átomos envolvidos
Exemplo: CO2
;
SO2
Prof. Sidney Lima
Ligação Covalente Polar
A formação de dipolos elétricos em moléculas, como no caso do
HCl, pode facilmente ser verificado experimentalmente. Ao aplicar
um campo elétrico, as moléculas irão girar de forma a alinhar-se
com este campo, conforme mostrado no esquema abaixo.
Prof. Sidney Lima
Exceção a Regra do Octeto.
1. Molécula com número ímpar de elétrons.
NO; ClO2
2. Moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto,
ou seja, moléculas deficientes em elétrons.
BeF2; BF2
3. Moléculas nas quais um átomo tem mais de um octeto,
ou seja, moléculas com expansão do octeto.
PF5
4. Qualquer composto com mais de 4 ligações covalentes
estará em desacordo com a regra do octeto.
Cl
F
Cl
Cl
P
Cl
Cl
F
S
F
F
F
O
F
F
H
B
F
F
O
+
N
O

Prof. Sidney Lima
Exercícios
1. Que tipo de íon um elemento químico 38X pode formar?
2. Qual a fórmula do composto resultante da união dos
elementos 16X e 20Y?
3. Como se classifica cada um dos elementos a seguir: 34X; 26Y;
12Z e 10W.
4. Determine a carga parcial negativa do O em uma ligação
C=O. Dados: comprimento ligação = 1,22 A (em cm ?));  =
2,3D; e = 4,8.10-10 ue. 10 = 10-10m.
5. Ligação covalente Dativa existe? Desenhe a estrutura de
Lewis para: SO2; CO2; NO3- ; NO2+; N2; N2H4
6. A tensão superficial é maior na água ou no éter etílico?
Justifique.
7. Explique o fenômeno spin.
TEORIA DE LIGAÇÕES QUÍMICA : VSEPR
A geometria tridimensional das moléculas é determinada pela orientação relativa de
suas ligações covalentes.
Teoria de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR)- a estrutura
das moléculas é determinada pelas repulsões entre todos os pares de elétrons presentes
na camada de valência.
TEORIA DE LIGAÇÕES QUÍMICA : VSEPR
A geometria tridimensional das moléculas é determinada pela orientação relativa de
suas ligações covalentes.
Teoria de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR)- a estrutura
das moléculas é determinada pelas repulsões entre todos os pares de elétrons presentes
na camada de valência.
Figura: http://www.agracadaquimica.com.br
3. TLV e Hibridização
TLV: Linus Carl Pauling (1901-1994):
Nobel de Química (1954) e da paz (1963).
-As ligações covalentes são formadas através da sobreposição de
orbitais atômicos, cada um com um elétron de spin opostos.
-Cada um dos átomos ligados conserva os seus próprios orbitais
atômicos, mas o par de elétrons dos orbitais superpostos é
compartilhado por ambos os átomos.
-Quanto maior o grau de superposição dos orbitais mais forte a
ligação: interação destrutiva (fora de fase) e construtiva como
em ondas H
+
H
H
1s
1s
H
molécula de hidrogênio
Prof. Sidney Lima
Formação da Ligação Sigma
1. Menor energia
2. Lei de Coulomb:
F = K. q+. q-/d2
Esta força atrativa faz com
que a energia de ligação
seja liberada quando os
átomos se aproximam
Prof. Sidney Lima
Linus Pauling: Hibridização:
Equivalência das ligações no CH4 (C sp3) em 1931.
Os seguintes passos permite-nos determinar os
orbitais híbridos usados por um átomo na ligação:
1. Desenhe a estrutura de Lewis para a moléculas ou
íons.
2. Determine o arranjo, usando o modelo da RPENV.
3. Especifique os orbitais híbridos necessários para
acomodar os pares de elétrons com base em seu
arranjo geométrico:
NH3
H
N
H
H
estrutura de
Lewis
H
N
N
H
H
arranjo
Prof. Sidney Lima
Geometria do Metano CH4: Hibridização
Estado Fundamental
1s
2s
2px 2py
2pz
1s
2s
2px 2py
2pz
Estado Excitado
Átomo de C
após compartilhar
4e- com 4 átomos
de H
Estado Hibridizado
e1s
1s
2s
2px 2py 2pz
sp3 sp3 sp3 sp3
4(sp3)
Prof. Sidney Lima
Geometria Molecular: Hibridização
Ground state
Excited state
2p
2p
2s
2s
1s
1s
Promotion of electron
sp2-Hybridized state
4sp3
1s
Hybridization
Prof. Sidney Lima
TLV: Hibridação sp3
CH4
1s
px
Prof. Sidney Lima
Hibridação sp3
py
px
Prof. Sidney Lima
Hibridação sp3
Prof. Sidney Lima
Hibridação sp3
Prof. Sidney Lima
Hibridação sp3
Prof. Sidney Lima
Hibridação sp3 – Geometria Tetraédrica
CH4
Comprimento de Ligação: Hibridização
sp3 - sp3
C C
sp2 - sp2
C C
1,54 A
1,47 A
sp - sp
C C
1,38 A
Força dos orbitais híbridos
C-C: caráter s.
sp2- sp 2
sp3 - sp3
sp - sp
2
Eteno (sp )
Etino (sp)
Teoria de Orbital Molecular: Schrodinger (1927).
As órbitas clássicas de Bohr são substituídas por órbitas
atômicas tridimensionais com diferentes níveis de energia.
Nesta
elétron é tratado
como uma
função em um
(2teoria,
) dar a oprobabilidade
de encontrar
um elétron
de onda
()qualquer
e uma partícula.
volume
do espaço:
 2 dx dy dz = 1
Equação de Sshrödinger
2

-

2
8 mr

h
E - V

Teoria Orbitais Moleculares
Descreve a ligação covalente como uma combinação
matemática de orbitais atômicos (funções de onda), para
formar orbitais moleculares.
Os elétrons de valência são tratados como se estivesse
associado a todos os núcleos da molécula.
O elétron pode ser descrito como uma partícula ocupando um
orbital atômico, ou por uma função de onda (), que é uma
das soluções da equação de Schrodinger.
A função de onda que descreve um orbital
molecular pode ser obtida através:
- Combinação Linear de Orbitais Atômico.

(AB)
= N[c1
(A)]
+ N[c2
(B)]
Prof. Sidney Lima
The electron waves (Broglie,  = h/mv) contain nodes,
where the amplitude of the wave changes sign, and can
interact with each other, producing either constructive or
destructive interference:
+
Orbitais de mesma fase
Se sobrepõem e resultam
em situação ligante
plano nodal
Lobos dos orbitais 2p
*
E
p

p
Descrição dos elétrons como
ondas não é uma mera descrição
matemática!!!!
Pesquisadores da IBM – 1993:
Imagem por Microscópio de tunelamento
com varredura. Um circulo de átomos de
Fe depositada em uma superfície de Cu.
Imagem “Curral Quântico”!
Formas dos Orbitais Atômicos
Prof. Sidney Lima
Interações: energia,simetria e tamanho
1s
Interferência destrutiva
Forma: 
(AB)
=
(A)
-
1s
(B)
E
Interferência Construtiva
Forma: 
(AB)
=
(A)
+
(B)
1s
1s
Prof. Sidney Lima
Os diagramas de energia dos orbitais moleculares:
caso de uma molécula diatômica homonuclear.
H.
H.
H2
O orbital ss tende a estabilizar a ligação, enquanto ss* tende a
desestabilizá-la. Ambos são chamados orbitais s porque estão
centrados e são simétricos ao redor do eixo de ligação.
Prof. Sidney Lima
Formação dos O.M. de um par de
orbitais atômicos 2px:
Prof. Sidney Lima
Teoria das Orbitais Moleculares (TOM)
Formação de Orbitais Moleculares 2py e *2py
Átomo
Molécula
Átomo
*2py
Energia
*2py
2py
2py
2py
2py
As Orbitais Moleculares 2pz e *2pz são idênticas em energia, mas
espacialmente perpendiculares.
Exemplos da Aplicação TOM para
Moléculas Diatômicas Homonucleares:
Princípio de Aufbau:
1.Os orbitais de menor energia são preenchidos
primeiro.
2. Cada orbital pode conter dois elétrons, desde que
eles tenham spin oposto.
Regra de Hund:
Caso tenhamos diversos orbitais de mesma energia, os
elétrons serão distribuídos de modo a resultarem no
maior número possível de spins desemparelhado.
Prof. Sidney Lima
TLV x TOM:
A TOM, considera a sobreposição de orbitais de valência e
não elétrons emparelhados, diferentemente da TLV que
usa conceitos de sopreposição de nuvens eletrônicas.
Principal diferença entre a TOM e a TLV é o conceito de
orbital molecular, que define uma região do espaço que
pode ser ocupada por dois elétrons com spins
emparelhados.
Exemplos da Aplicação TOM para
Moléculas Diatômicas Homonucleares:
OA
OM
s*
H
OA
H
E
s
H2
Quais das Espécies ou moléculas Existem? Se existe
qual a ordem de ligação?
a) H2+
b) He2+
c) He2
Prof. Sidney Lima
O Preenchimento dos O.M.
Molécula H2.
Molécula He2.
Prof. Sidney Lima
Ordem de Ligação
no e- ligantes
- no e- antiligantes
2
Qual a ordem de ligação para H2 e para He2 ?
Obs: O valor da ordem de ligação indica o número de
ligações feitas entre dois átomos.
Prof. Sidney Lima
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS


Costa, P.; Pilli, R.; Pinheiro, S.; Vasconcellos, M. (2003). “Substâncias
Carboniladas e Derivados.” Artmed Editora S.A. Porto Alegre – RG, Brasil.
McMurray, J. (2005). “Organic Chemistry.” 6
o
edição. Brooks/Cole, USA.
 Solomons, G.; Fryhle, C. (2000). “Organic chemistry.” John Wiley  Sons.
USA.
SYKES, P.
A Guidebook to Mechanism in Organic Chemistry, 6th. ed., Longman
Scientific & Technical, Londres, 1991.
Vollardt, K. P. C.; Schore, N. E. (1999). “Organic Chemistry.” Structure and
Function. Ed. Freeman and Company. USA.