INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA (Parte...

QUÍMICA ORGÂNICA I

INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA

(Parte I)

CURSO FARMÁCIASEMESTRE 2016/2

(Parte I)

Professoras: Alceni Augusta WerleTânia Márcia Sacramento Melo

Tabela Periódica/RevisãoRepresentação esquemática do átomo

O volume ocupado pelo elétron, chamado de eletrosfera, éextremamente maior que o tomado pelo núcleo Uma vezque os elétrons são responsáveis por praticamente o volumedos átomos, eles têm um papel predominante sobre aspropriedades químicas e físicas dos elementos ecompostos.

ORBITAIS ATÔMICOS

• O orbital é a região do espaço onde é mais provável

encontrar um elétron.

• Os orbitais atômicos são designados pelas letras s, p, d

e f.e f.

• O orbital s é esférico.

O orbital p tem forma de alteres distribuídos sobre os trêseixos cartesianos:

• Os orbitais p têm energia mais alta que o orbital 2s

mais distantes do núcleo.

• Orbitais degenerados têm a mesma energia.

Os orbitais atômicos se localizam sobre diversos níveis deenergia ou camadas, que são designados por números (1 a 7).

• Lewis propôs a regra do octeto: “um átomo é mais

estável se sua camada mais externa contém oito

elétrons” - configuração de gás nobre.

• Elétrons mais internos – elétrons do cerne.

LIGAÇÕES QUÍMICAS

• Elétrons mais internos – elétrons do cerne.• Elétrons da camada mais externa (última camada) –

elétrons de valência.

• Elétrons de valência – participam de ligações químicas ede reações orgânicas.

A) Ligação iônica

Envolve a completa transferência de elétrons: um cátion (carga positiva)

formado a partir do elemento atrai um ânion (carregado

negativamente), ocorre com elementos de eletronegatividades distintas.

Exemplos: LiF, NaCl

Tipos de ligações químicas:

Exemplos: LiF, NaCl

Li F+ Li

+

+ F

_

Eletronegatividade

Eletronegatividade é a medida da atração do átomo pelos elétrons em uma ligação.

Valores de Eletronegatividade

B) Ligação Covalente: Hidrogênio

1) A ligação covalente ocorre com elementos que

apresentam a mesma ou similar eletronegatividade e

envolve o compartilhamento entre eles.

2) Quando um orbital 1s do H de um átomo se sobrepõe ao

orbital 1s do outro átomo de H, uma ligação sigma (σ) que

concentra a densidade de elétrons entre os dois núcleos é

formada.

3) A forma da ligação é um cilindro simétrico, porque oselétrons que formam a ligação são distribuídossimetricamente sobre uma linha imaginária ligando os doisnúcleos.

H + H H..H + 435kJ/mol

Teoria do Orbital Molecular

Formação da molécula de hidrogênio

Força da ligação = energia de dissociação da ligação

Ligação Covalente: Metano (CH4) e hibridização do átomode carbono

estado fundamental.

• Nesta descrição, o carbono deve formar apenas duas ligações porque

tem apenas dois elétrons de Valência não pareados e CH2 deve ser

uma molécula estável. No entanto, CH2 é uma espécie muito instável

que não pode ser isolada em condições típicas de laboratório.

• Há uma segunda possibilidade. Promoção de um elétron de um 2s

para um orbital 2p vazio formaria quatro elétrons desemparelhados.

Este processo requer energia, porque move um elétron para um orbital

de maior energia. Esta configuração de elétrons de energia superior é

chamada um estado eletronicamente excitado.

Para resolver esse dilema, químicos propõem que os átomos de carbono

não utiliza s puro e puro orbitais p na formação de ligações. Em vez

disso, os átomos usam um conjunto de novos orbitais, chamados orbitais

híbridos. - Hibridização é a combinação de dois ou mais orbitais

atômicos para formar o mesmo número de orbitais híbridos, cada um

com a mesma forma e energia.

Forma e orientação das orbitais híbridos sp3

A mistura de um orbital de 2s esférico e três orbitais 2p forma de haltere origina

quatro orbitais híbridos, cada um tendo um lobo grande e um pequeno lobo.

Os quatro orbitais híbridos são orientados para os vértices de um tetraedro e formam

quatro ligações equivalentes. Entre os quatro orbitais híbridos teremos um ângulo de

109,5º.

- Ligação no CH4 usando orbitais híbridos sp3

Potencial eletrostático do etano

As 4 ligações C-H são ligações σ

Outros padrões de hibridização

- Um Orbital 2s e dois orbitais 2p formam três orbitais híbridos sp2.

Entre os três orbitais híbridos teremos umângulo de 120º e estes em relação aoorbital p um ângulo de 90º.

Ligações no eteno usando orbitais híbridos sp2

Potencial eletrostático do eteno

- Um Orbital 2s e um orbital 2p formam dois orbitais híbridos sp.

Entre os dois orbitais híbridos teremosum ângulo de 180º e estes com relaçãoa cada orbital p um ângulo de 90º.

Ligações no etino usando orbitais híbridos sp

Potencial eletrostático do eteno

• Cada C tem 2 orbitais híbridos sp•A ligação C-H e C-C são ligações σ

Hibridização e a ligação em moléculas orgânicas

•A Medida que aumenta a porcentagem caráter s, o orbital

híbrido mantém seus elétrons mais próximos ao núcleo, -

geometria esférica-, a ligação fica mais curta e mais forte.

•Embora orbitais híbridos sp3, sp2 e sp sejam similares na

forma, eles são diferentes em tamanho.

• Força e distância da ligação x Hibridização

À medida que aumenta a densidade eletrônica entre doisnúcleos, ligações se tornam mais curtas e mais fortes.

- Na geometria das moléculas

sp3

sp2 sp

Tetraédrica Angular Linear

Outros exemplos de moléculas com ligações covalentes:

Carga Formal = no elétrons de valência - (no elétrons não ligantes + 1/2 no elétrons ligantes)

Polaridade das ligações covalentes e das moléculas

• Em moléculas onde os dois átomos ligados não possuem diferença de

eletronegatividade, o par de elétrons é igualmente compartilhado na

ligação covalente.

• Porém, quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos, o

compartilhamento também será desigual, gerando uma ligação polar, ecompartilhamento também será desigual, gerando uma ligação polar, e

por conseqüência, uma molécula polar.

H H

H Cl

Mesma eletronegatividade

Diferença de eltronegatividade

δ+ δ−

A magnitude dessa polarização é denominada demomento dipolar ou momento de dipolo (µ), dado pelaseguinte fórmula:

Momento de dipolo (D) = µ = e x d (µ em Debye)

d= distância, em metro, que separa as cargase= carga parcial, em Coulombµ= momento de dipolo ( a unidade mais usada é Debye,

e seu valor no SI é de 3,33564 x 10-3 C/m)

Moléculas poliatômicas

Use o procedimento a seguir para determinar se uma molécula tem umdipolo:1.Use as diferenças de eletronegatividade para identificar todas as ligaçõespolares e os sentidos dos dipolos de ligação.

2.Determinar a geometria em torno de átomos individuais, e decidir se osdipolos individuais se cancelam ou se reforçam mutuamente.

Uma molécula polar tem ligações polares, ou dois ou maisdipolos de ligação se reforçam. Um exemplo é a água :

- Pares de elétrons não ligantes fazem grandes contribuições para o µ.

dipolos de ligação se reforçam. Um exemplo é a água :

• Moléculas APOLARES ( µ = 0 )

- Átomos de mesma eletronegatividade.

- Átomos de eletronegatividades diferentes, cujos momentosde dipolo se anulam GEOMETRIA da molécula.

Existem moléculas formadas por ligaçõespolares, mas que são apolares (possuemμ = 0).

Fórmula µ(D) Fórmula µ(D)

H2 0 CH4 O

Cl2 0 CH3Cl 1,87Cl2 0 CH3Cl 1,87

HF 1,91 CH2Cl2 1,55

HCl 1,08 CHCl3 1,02

HBr 0,42 CCl4 0

HI 0,42 NH3 1,47

BF3 0 NF3 0,24

CO2 0 H2O 1,85