A Química Orgânica estuda o carbono e seus compostos

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A Química Orgânica estuda o carbono e seus compostos

Friedrich Wöhler

1828

Introdução a Química Orgânica

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HISTÓRICO

- Teoria Estrutural (1858 a 1861)

August Kekulé

Scott Couper

A TETRAVALÊNCIA DO CARBONO

CADEIAS CARBÔNICAS

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HISTÓRICO

- Geometria Tetraédrica do Metano (1874)

- Van 't Hoff: Estabelece a estrutura tridimensional

Estrutura tetraédrica

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Evolução do Modelo Atômico Conceitos Básicos

1807 1904 1911 1913 1926

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- Ligações Químicas

- Regra do octeto – G. N. Lewis

Os átomos perdem, ganham ou compartilham elétrons afim de obter oito elétrons na última camada, adquirindo estabilidade de gás nobre.

Conceitos Básicos

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- Ligações Químicas

• LIGAÇÃO IÔNICA

• LIGAÇÃO COVALENTE

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• COMO DESENHAR ESTRUTURAS DE LEWIS?

1. ENCONTRE O NÚMERO TOTAL DE ELÉTRONS DE VALÊNCIA DISPONÍVEIS;

2. ESCREVA OS SÍMBOLOS DOS ÁTOMOS E UNA-OS COM UMA LIGAÇÃO SIMPLES;

3. COMPLETE O OCTETO DOS ÁTOMOS LIGADOS AO ÁTOMO CENTRAL. SE SOBRAR ELÉTRONS, COLOQUE-OS SOBRE O ÁTOMO CENTRAL;

4. SE NÃO EXISTIREM ELÉTRONS SUFICIENTES PARA DAR AO ÁTOMO CENTRAL UM OCTETO, FORME

LIGAÇÕES MÚLTIPLAS.

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• EXEMPLO: ESCREVA A ESTRUTURAS DE LEWIS PARA O NH₃ E O CN^-.

Etapa NH

₃

CN

^-

1 N 5 x 1 = 5

H 1 x 3 = 3 Total de e 8 Total de pares: 4

C 4 x 1 = 4 N 5x 1 = 5 Total de e 9 +1 Total de pares: 5 2

3

4 -

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PRATIQUE : DESENHE AS ESTRUTURAS DE LEWIS E CALCULE AS CARGAS FORMAIS DE CADA ÁTOMO NA MOLÉCULA OU ÍON:

1. NH ₄ ⁺ 2. CH ₃ F

3. NO ₃ ^- 4. O ₃

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Carga Formal:

✓ A carga formal é uma carga positiva ou negativa em um átomo individual;

✓ A soma das cargas formais em átomos individuais é a carga total da molécula ou íon;

✓ A carga formal é calculado subtraindo-se os elétrons atribuídos no átomo na molécula dos elétrons no átomo neutro;

✓ Elétrons compartilhados são divididos igualmente entre

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Exemplos:

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LIMITAÇÕES DO MODELO DE LEWIS

1. CONSIDERA OS ELÉTRONS COMO PARTÍCULAS COM LOCALIZAÇÃO DEFINIDA;

2. NÃO É POSSÍVEL DIFERENCIAR UMA LIGAÇÃO DUPLA DE UMA LIGAÇÃO SIMPLES

Profa. Albaneide Wanderley

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A descrição matemática de ligação que leva em conta a natureza ondulatória dos elétrons;

As funções de onda psi (ψ) descrevem uma série de estados com energias diferentes para cada elétron; Equações da onda são usados para calcular: A energia associada ao elétron, a probabilidade de encontrar o elétron em um determinado estado

LIGAÇÃO COVALENTE: VISÃO QUÂNTICA

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LIGAÇÃO COVALENTE: VISÃO QUÂNTICA

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LIGAÇÃO COVALENTE: VISÃO QUÂNTICA

1. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA

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LIGAÇÃO COVALENTE: VISÃO QUÂNTICA

2. TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR

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1. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA

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HIBRIDAÇÃO DOS ORBITAIS E FORMA TRIDIMENSIONAL DAS MOLÉCULAS

- Orbitais híbridos sp

³

1. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA

sp ³

: orbital s mais os três orbitais p, formando quatro orbitais sp₃. Não resta nenhum orbital com a configuração original nesta camada.

(21)

- Orbitais híbridos sp

³

(22)

- Orbitais híbridos sp

³

(23)

- Orbitais híbridos sp

²

sp ²

: orbital s mais dois orbitais p, formando três orbitais sp². Resta 1 orbital p com a configuração original.

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- Orbitais híbridos sp

²

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- Orbitais híbridos sp

Profa. Albaneide Fernandes

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- Orbitais híbridos sp

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Propriedades das Ligações Carbono- Carbono

E_C-C : 376 kJ/mol

Comprimento da ligação: 1,54 A Ângulo (H-C-C) : 109,5^o

E_C=C : 610 kJ/mol

Comprimento da ligação: 1,33 A Ângulo (H-C-C) : 120

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Propriedades das Ligações Carbono- Carbono

E_CC : 830 kJ/mol

Comprimento da ligação: 1,20 A Ângulo (H-C-C) : 180^o

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O átomo de Carbono

1. É Tetravalente

2. Possui Geometria Tetraédrica (sp ³ ), trigonal planar (sp ² ) e Linear (sp)

3.Ligações sigma e pi são diferentes

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Ligações químicas deslocalizadas - Ressonância

• Algumas moléculas são representadas corretamente por mais de

uma estrutura de Lewis

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Estruturas de ressonância para o íon acetato CH

₃

COO

^-

CO

₃^-2

?

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Regras para desenhar estruturas de ressonância:

1. Todas as estruturas contribuintes devem ter o mesmo número de elétrons de valência.

2. Todas as estruturas contribuintes devem seguir as regras das ligações covalentes;

3. Posição dos núcleos não muda: as estruturas contribuintes

diferem apenas na distribuição dos elétrons de valência.

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Regras para desenhar estruturas de ressonância:

4. Ao desenhá-las só é permitido mover os elétrons

5. Todas as estruturas de ressonância devem ser consistentes.

X

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Contribuição das estruturas ressonantes

Nem todas as Estruturas ressonantes possuem a mesma contribuição para o híbrido. Estruturas ressonantes com separação de cargas são menos estáveis

Mais Estável

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Principais estruturas que exibem deslocalização

^:

i) Ligações duplas (ou triplas) em conjugação

^;

ii) Ligação dupla (ou tripla) em conjugação com um orbital p em um átomo adjacente;

iii) Hiperconjugação

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(37)

(38)

(39)

Representação dos Compostos Orgânicos

Fórmula Molecular

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Representação dos Compostos Orgânicos

Fórmula Tridimensional

(41)

Representação dos Compostos Orgânicos

Representações equivalentes para o álcool isopropílico

(42)

Representação dos Compostos Orgânicos

Interconversão de fórmulas:

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- Desenhe as seguintes estruturas usando fórmulas condensadas.

(44)

POLARIDADE DAS LIGAÇÕES COVALENTES

(45)

POLARIDADE DAS LIGAÇÕES COVALENTES

MAPA DE POTENCIAL ELETROSTÁTICO

(46)

POLARIDADE DAS LIGAÇÕES COVALENTES

m = e x d em que:

e = carga parcial, em Coulomb,

d = distância, em metros, que separa as cargas,

(54)

Um pouco mais sobre o benzeno…

Grupos Funcionais

Grupos Funcionais

Cetonas e Aldeídos:

Grupo carbonila

Aldeído

Cetona

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Grupos Funcionais

Ácidos carboxílicos, Ésteres e Amidas: possuem carbonila ligado a Oxigenio ou Nitrogênio

Ácido carboxílico

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Grupos Funcionais

Função Éster

Função Amida

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(65)

Forças Intermoleculares e Propriedades Físicas dos

Compostos Orgânicos

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Forças Intermoleculares

(67)

Polaridade de algumas moléculas

(68)

Interação íon-dipolo

A interação ocorre entre um íon e um dipolo

ÍON ÍON

Na

⁺

Cl

^-

(69)

Interação dipolo-dipolo

(70)

Forças de London (Dipolo instantâneo – Dipolo induzido)

Duas moléculas apolares

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Intensidade das Forças de London

 Quanto maior a área de contato entre as moléculas, maior a intensidade das Força de London

H F

O

N

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LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO

- INTERMOLECULAR

- INTRAMOLECULAR

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Forças Intermoleculares e Propriedades Físicas

No composto I a força de atração entre as moléculas é do tipo dispersão de London, que são fracas^* . No composto II o tipo de interação intermolecular é dipolo- dipolo e no III constatamos a presença de ligação de hidrogênio. A força de interação cresce na seguinte ordem:

London < dipolo-dipolo < ligação de H

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SOLUBILIDADE

Soluto Solvente Solução

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Solubilidade

“Semelhante dissolve semelhante”

Ex. água e etanol

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Solubilidade

(79)

Solubilidade

 À medida que a cadeia hidrofóbica aumenta a solubilidade em água (solvente polar) diminui. Neste caso, a solubilidade aumenta em solventes apolares como hexano.

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Solubilidade

 Qual molécula é mais solúvel em água? Justifique

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Solubilidade

 À medida que a cadeia hidrofóbica aumenta a solubilidade em água (solvente polar) diminui. Neste caso, a solubilidade aumenta em solventes apolares como hexano.

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Pratique:

1. Qual dos compostos teria a maior T _e e maior solubilidade em água? Justifique.

CH

₃

CH

₂

SH ou CH

₃

CH

₂

OH ?

ou ?

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REAÇÕES ORGÂNICAS

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Ácidos e Bases

1) Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry

Ácido é uma substância (uma molécula ou um íon) capaz de ceder um próton (H

⁺

);

Base é uma substância (uma molécula ou um íon) capaz

de receber um próton (H

₊

).

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Ácidos e Bases

Ácidos e Bases de Brönsted-Lowry

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Força dos Ácidos e Bases

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2) Ácidos e Bases de Lewis

Ácido é uma substância cuja molécula pode receber um par de elétrons para formar uma ligação covalente;

Base é uma substância cuja molécula pode doar um par de elétrons a uma molécula de ácido para formar uma

ligação covalente.

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2) Ácidos e Bases de Lewis

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Eletrófilos (E ⁺ ) e Nucleófilos (Nu ^- )

ÄEletrófilo é um reagente que recebe um par de elétrons para a formação de uma ligação covalente.

(ácido de Lewis)

ÄNucleófilo é um reagente que fornece um par de elétrons para a formação de uma ligação covalente.

(base de Lewis)

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Eletrófilos e Nucleófilos

(92)

Alguns Exemplos:

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INTRODUÇÃO AS REAÇÕES ORGÂNICAS

➢ Reações de adição:

➢ Reações eliminação:

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INTRODUÇÃO AS REAÇÕES ORGÂNICAS

➢ Reações de substituição:

➢ As Reações de substituição podem podem ocorrer de

duas maneiras:

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INTRODUÇÃO AS REAÇÕES ORGÂNICAS

➢Substituição Nucleofílica: o grupo que vai substituir algum outro grupo na molécula é um nucleófilo;.

➢Substituição Eletrofílica: o grupo que vai substituir

algum outro grupo na molécula é um eletrófilo;

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Referências

1. SOLOMONS, G. W T., FRYHLE, C. Química Orgânica 1, 8 ^o edição, Editora LTC, Rio de Janeiro, 2005.

2. BARBOSA, L. C. A., Química Orgânica. 2 ^o edição, Editora

Pearson, São. Paulo, 2010

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A Química Orgânica estuda o carbono e seus compostos