© 2007 by Pearson Education Química Orgânica 4 º Edição Paula Yurkanis Bruice Capítulo 1 Estrutura Eletrônica e Ligação Ácidos e Bases

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Química Orgânica 4º Edição

Paula Yurkanis Bruice

Capítulo 1

Estrutura Eletrônica e

Ligação

Ácidos e Bases


• Substâncias orgânicas são substâncias que contêm carbono• O carbono não libera nem aceita elétrons prontamente

• O carbono compartilha elétrons com outros átomos de carbono bem como com diferentes tipos de átomos

Química Orgânica


A Estrutura de um Átomo

• Um átomo consiste de elétrons, prótons carregados positiva- mente e nêutrons neutros

• Os elétrons formam ligações químicas

• Número atômico: número de prótons em seu núcleo

• Número massa: a soma de prótons e nêutrons de um átomo

• Isótopos têm o mesmo número atômico mas diferente número de massa.

• O peso atômico: a média da massa atômica dos seus átomos

• Peso molecular: a soma de todos os pesos atômicos de todos os átomos da molécula


A Distribuição de Elétrons em um Átomo

• A mecânica quântica usa a equação matemática do movimento de onda para caracterizar o movimento dos elétrons em torno do núcleo.

• As funções de onda ou orbitais nos diz a energia de um elétron e a região do espaço em torno do núcleo onde um elétron é mais provavelmente encontrado.

• O orbital atômico mais perto do núcleo tem a menor energia.

• Orbitais degenerados têm a mesma energia.




• O princípio de Aufbau: Primeiro os elétrons ocupam os orbitais de menor energia.

• O princípio de exclusão de Pauli: somente dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital e os dois elétrons têm que ter spins opostos..

• A regra de Hund: os elétrons ocuparão orbitais degenerados vazios antes de ser emparelhado em um mesmo orbital.


• Substâncias iônicas são formadas quando um elemento eletropositivo transfere elétron(s) para um elemento eletronegativo


Substâncias Covalentes• Igual compartilhamento de elétrons: ligação covalente não-polar (e.g., H2)

• Compartilhamento de elétrons entre átomos com Eletronegatividade diferente: ligação covalente polar(e.g., HF)


Mapas de potencial eletrostático


• Uma ligação polar tem uma extremidade positiva e uma extremidade negativa

Momento de dipolo (D) = = e x d

(e) : grandeza da carga no átomo

(d) : distância entre as duas cargas

Um Dipolo


Estruturas de Lewis

carga formal = número de elétrons de valência –

(número de elétrons livres + 1/2 do número de elétrons em ligantes)

Estruturas de Lewis



Números de Ligação Importantes

H F ICl Bruma ligação

Oduas ligações

Ntrês ligações

Cquatro ligações




Orbitais Moleculares

• Orbitais moleculares pertencem a molécula como um todo.

• Ligação : formada pela sobreposição de dois orbitais s. • Comprimento da ligação/dissociação da ligação: energia necessária para quebrar uma ligação ou energialiberada para formar uma ligação.



Sobreposição em fase forma um OM ligante; sobreposição fora de fase forma um OM antiligante


Ligação sigma () é formada pela sobreposição fim-início de dois orbitais p

Uma ligação é mais forte do que uma ligação


Ligação pi () é formada pela sobreposição lado-a-ladode dois orbitais p paralelos


Ligação em Metano e Etano: Ligações Simples

Hibridização de orbitais:


Os orbitais usados na formação de ligação determinaos ângulos de ligação

• Ângulos de ligação tetraédrico: 109,5°

• Os pares de elétrons se distribuem no espaço o mais distante possível um do outro


Orbitais Híbridos do Etano


Ligação no Eteno: Uma Ligação Dupla


• O ângulo de ligação no carbono sp2 é120°.

• O carbono sp2 é o carbono trigonal planar.

Um carbono hibridizado em sp2


Ligação no Etino: Uma Ligação Tripla

• Ângulo de ligação do carbono sp : 180°.

• Uma ligação tripla consiste de uma ligação duas ligações


Ligação no Radical Metila


Ligação no Ânion Metila


Ligação na Água


Ligação na Amônia e no Íon Amônio


Ligação em Haletos de Hidrogênio


Resumo

• Uma ligação é mais fraca do que uma ligação

• Quanto maior a densidade eletrônica na região de sobreposição dos orbitais, mais forte é a ligação.

• Quanto maior o caráter s, menor e mais forte é a ligação.

• Quanto maior o caráter s, maior é o ângulo de ligação.


A soma vetorial da magnitude e direção do momento de dipolo da ligação individual determinam o momento de dipolo total da molécula.

Momento de Dipolo de Moléculas


Ácidos e Bases de Brønsted–Lowry

• Um ácido doa um próton.

• Uma base aceita um próton.

• Forte reage para dar fraco.

• Quanto mais fraca é a base, mais forte é seu ácido conjugado.• Bases estáveis são bases fracas.


Um Equilíbrio Ácido/Base

Ka: A constante de dissociação ácida.

H2O + HA H3O+ + A-

[H3O+][A-]Ka =

[H2O][HA]

pKa = -log Ka


A Equação de Henderson–Hasselbalch

• Uma substância existirá primariamente em sua forma acídica em um pH < seu pKa

• Uma substância existirá primariamente em sua forma básica em um pH > seu pKa

• Uma solução tampão mantém um pH aproximada-mente constante na adição de pequena quantidade de ácido ou base.

A

HAlogpHp aK

O pH indica a concentração de íons hidrogênio (H+)


• Quando os átomos são muito diferentes em tamanho, o ácido mais forte terá seu próton ligado ao maior átomo


• Quando os átomos são similares em tamanho, o ácido mais forte terá seu próton ligado ao átomo maiseletronegativo

• A retirada indutiva de elétrons aumenta a acidez deum ácido conjugado


O ácido acético é mais ácido do que o etanol

Os elétrons deslocalizados no ácido acético sãocompartilhados por mais de dois átomos, estabilizandoa base conjugada

CH3CO-

O

CH3CO-

O


• Ácido de Lewis: ácido não-doador de próton; aceitarádois elétrons.

• Base de Lewis: doadores de pares de elétrons.

Ácidos e Bases de Lewis

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