Aula 1

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QUÍMICA ORGÂNICA
Química Orgânica  Estudo dos compostos orgânicos.
Inorgânicos – Obtinham-se de minerais
Compostos
Orgânicos – Obtinham-se de produtos animais ou
vegetais (organismos vivos)
Até o século XIX  Força vital (organismos vivos).
1828  Síntese da uréia – Friedrich Wöhler.
O
NH4+ NCO -
Aquecimento
H2N
Não encontrado em
seres vivos
NH2
"Uréia"
Cianato de amônio
("Inorgânico")
C
Produto de excreção
presente na urina
Atualmente os compostos orgânicos são principalmente obtidos
através de sínteses.
Podem ser obtidos a partir de substâncias inorgânicas (Carbonatos
e cianetos) ou de outros compostos orgânicos.
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Química orgânica  Definida como o estudo das estruturas,
propriedades e reações de compostos de carbono.
Compostos orgânicos  Compostos de carbono
Exemplos:
 DNA (Gigantescas moléculas que contêm todas as informações
genéticas para uma dada espécie)
 Proteínas da nossa pele e músculos e as enzimas que catalisam
as reações em nosso corpo.
 Os compostos de carbono presentes em nossos alimentos,
juntamente com o oxigênio do ar que respiramos, fornecem a
energia necessária à vida.
 Poluentes,
tais
como
inseticidas
organoclorados
e
organofosforados, dioxinas, bifenilas policloradas (PCB), CFC,
hidrocarbonetos e etc.
A maior parte dos átomos de carbono dos quais são constituídas
essas moléculas está presente no planeta desde que ele se formou.
Em bilhões de anos fizeram parte de bilhões de moléculas e de bilhões
de organismos diferentes.
Os seres vivos não são estáticos em relação à sua vizinhança,
trocam átomos e moléculas com o meio ambiente. Alguns dos
átomos de carbono que fazem parte de nosso corpo formavam
outros organismos (ovo, galinha, grãos etc).
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As primeiras moléculas orgânicas (bilhões de anos atrás)
Gás metano (CH4)
+
Atmosfera
H2O
Primordial
+
NH3 e Hidrogênio
Faíscas elétricas e radiações de alta energia atravessaram a
atmosfera.
Moléculas simples se fragmentaram em espécies altamente reativas
Fragmentos recombinaram-se – Formando estruturas mais complexas
Assim
formaram-se
os
compostos
chamados
aminoácidos,
formaldeído, purinas e pirimidinas.
Estes e outros compostos foram levados pela chuva até o mar, que
se tornou reservatório, e continha todos os compostos necessários
ao aparecimento da vida.
Aminoácidos
Proteínas
Formaldeído
Açúcares
Açúcares
+
Moléculas de DNA simples
Purinas e pirimidinas
Essas moléculas se reuniram formando as primeiras células
primitivas  Processo seleção natural  Seres vivos
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TEORIA ESTRUTURAL (Kekulé, Couper e Butlerov)
Como os átomos podem se agrupar para formar moléculas.
1. Os átomos podem estabelecer um número fixo de ligações
(valência)
H
H
C
H
H
O
H
H
Cl
H
Carbono: tetravalente
oxigênio: bivalente
hidrogênio e
halogênios:monovalentes
2. O carbono pode estabelecer ligações mútiplas.
H
H
H
C
C
H
H
H
Ligação simples
C
C
ligação dupla
H
C
C
H
ligação tripla
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Forças que mantêm os átomos unidos uns aos outros nas
moléculas.
Explicação inicial da natureza das ligações químicas
W. Kössel e G.N. Lewis (1916)

Dois tipos principais de ligações químicas
(Concepção do átomo: Núcleo carregado positivamente rodeado de
elétrons.)
5
LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE
Transferência de elétrons entre átomos.
Atração eletrostática entre íons de cargas opostas.
Ex: Átomos de eletronegatividade muito diferente interagem.
(Lítio e flúor) LiF
3Li
– Metal típico de eletronegatividade muito baixa
9F
– Não-metal (o elemento mais eletronegativo na escala de Pauling)
LiF (Fluoreto de lítio)
Perda de
e-
Li +
Li
Ganho de
F
+ e-
+ e-
e-
F
-
6
Adquirem estrutura eletrônica de gás nobre
Hélio
Neônio
LIGAÇÃO COVALENTE
Quando átomos de eletronegatividades iguais ou semelhantes
interagem, não ocorre transferência completa de elétrons. Os
átomos adquirem a estrutura de um gás nobre compartilhando
elétrons.
Ocorre compartilhamento de elétrons.
Ex:
H.
+ .H
H :H
.. .
....
.
.F.
..F + ..
.. .
....
.
F.
..F . ..
.. .
.
.
2H + O
..
.. .
.
H .O
.. . H
..
.
.
4 H + C.
H
.. .
.
H.C
.. . H
H
7
As estruturas covalentes podem ser representadas por fórmulas de
pontos, porém é mais conveniente representá-las por fórmulas com
traços, onde cada traço representa um par de elétrons.
Ex:
.. . .. .
..Cl
.. .Cl
.. .
.. .. .
.Cl
ou .
.. Cl
.. .
H
..
.
.
H .C
...H
ou
H
...N
..N..
..N
ou
H
H C H
H
.
N.
Ligações Covalentes Polares
Ocorre
quando
átomos
de
eletronegatividades
diferentes
estabelecem ligação covalente, os elétrons não são compartilhados
igualmente entre eles. O átomo de maior eletronegatividade atrai o
par de elétrons resultando uma ligação covalente polar.
Eletronegatividade  Indica a capacidade de um átomo de atrair
os elétrons de uma ligação covalente.
Ex: HC (cloreto de hidrogênio)
+
-
H
Cl
Maior eletronegatividade
Fica eletrodeficiente
(Atrai os e - da ligação para
perto de si)
Uma extremidade parcialmente positiva e outra parcialmente
negativa, forma-se um dipolo elétrico.
+
-
Dipolo

Pares de cargas iguais mas opostas, separadas
por uma pequena distância.
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Um dipolo é representado traçando-se uma seta direcionada do terminal
positivo para o negativo.
Cl
H
Cl
Cl
C
Cl
Ligações covalentes
polares que se cancelam
Molécula polar
Cl
ORBITAL ATÔMICO
Orbital é a região do espaço onde a probabilidade de se encontrar o
elétron é maior. Existem diferentes tipos de orbitais com diferentes
tamanhos e formas dispostas em torno do núcleo.
5p
4d
E
n
e
r
g
i
a
- O orbital correspondente ao nível
de energia mais baixo denominase 1s (esfera).
5s
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
1s
Níveis de energia de alguns
orbitais atômicos
- Nível de energia imediatamente
superior, orbital 2s (esfera).
Maior em tamanho e energia que
o orbital 1s. Menor estabilidade
devido à distância maior entre o
núcleo e o elétron.
- Seguidamente existem 3 orbitais
de igual energia denominados
orbitais P (halteres) (2Px Py Pz).
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
Distribuição dos elétrons no átomo nos diferentes níveis de energia.
Seguem várias regras: Uma delas: Princípio de exclusão de pauli (“Em um
orbital não podem existir dois elétrons
de spins iguais”).
ORBITAIS MOLECULARES
Para a Química Orgânica a maior utilidade dos orbitais atômicos é
chegar à compreensão de como os átomos se combinam formando
moléculas.
Para se formar uma ligação entre átomos, cada um de seus orbitais
deve sobrepor-se um ao outro, ou seja, fundem-se para formar um
único orbital.
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Ex: Formação de H2
H
H
H
H
H
H
Núcleo do
átomo 1
+
-
+
Núcleo do
átomo 2
Núcleos atômicos diferentes
atraem os mesmos elétrons.
- Os átomos de hidrogênio
não permanecem no estado
atômico por muito tempo,
quando existem outros
átomos de H na vizinhança.
- Colisão entre átomos de hidrogênio.
Atingem um estado de mais baixa
energia formando uma molécula de
hidrogênio.
11
E
n
e
r
g
i
a
Orbital
atômico
(1s)
Orbital
atômico
(1s)
Orbital molecular
Mais baixa energia
Cada tipo de ligação covalente possui comprimento e intensidade
característicos.
HIBRIDAÇÃO
Rearranjo de elétrons para que existam elétrons desemparelhados,
tornando possível a formação de ligações (estabelecidas através do
compartilhamento de orbitais semipreenchidos).
Orbitais Híbridos sp
Ex: Cloreto de Berílio (BeC2)
O berílio não apresenta orbitais semipreenchidos, como forma ligação com o
cloro?
4Be
– 1s2 2s2 2px02py02pz0
12
4Be
4Be
2s
..
..
2p
1s
2s
2p
1s
..
Estado Fundamental
.
.
Estado Excitado
sp
4Be
..
Hibridação sp
(combinação de orbitais s e p)
. .
sp
Orbital Híbrido sp
Ângulo de ligação de 180°
"Arranjo linear"
Formaria duas ligações diferentes com 2s e 2p?
NÃO! As ligações de BeC2 são equivalentes!
Orbitais Híbridos sp2
Mistura de um orbital s com dois orbitais p.
Ex: BF3
5B
– 1s2 2s22px12py02pz0
13
2s
1s
5B
5B
..
..
1s
2s
.
Estado Fundamental
2p
. .
.
..
2p
Estado Excitado
sp2
5B
. . .
..
Orbital Híbrido sp2
Hibridação
Ângulo de ligação de 120°
y
sp2
X
sp2
sp2
y
"Arranjo trigonal"
120°
y
Orbitais Híbridos sp3
Mistura de um orbital s com três orbitais p.
sp3  Ângulo de ligação 109,5°. Geometria tetraédrica
HIBRIDAÇÃO DO ÁTOMO DE CARBONO
6C
– 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz0 (Estabeleceria somente duas ligações
covalentes).
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Estados do Carbono
Excitado
Fundamental
2p
2s
1s
..
..
. .
2p
2s
1s
.
..
. . .
Hibridação
1s
2s
2p
.. . . . .
- O átomo de carbono pode formar orbitais
híbridos sp3 (lig. simples); sp2 (lig. duplas);
e sp (lig. triplas).
(109,5°)
4 orbitais híbridos sp3
(120°)
Um dos elétrons
2s2 passa ao
orbital p
ainda vazio
4 orbitais
semipreenchidos
3 orbitais híbridos sp2
(180°)
2 orbitais híbridos sp
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Pares de elétrons não-compartilhados: N, O e S.
Podem afetar a estrutura molecular.
7N
– 1s2 2s2 2px12py1 2pz1
Par de elétrons não-compartilhados
.. .. . . .
7N
Hibridação sp3
8O
– 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1
2 Pares de elétrons não-compartilhados
8O
.. .. .. . .
Hibridação sp3
1s
16S
2s
2p
– 1s2 2s2 2p6 3s2 3px2 3py1 3pz1
2 Pares de elétrons não-compartilhados
16S
.. .. .. .. .. .. .. . .
Hibridação sp3
1s
2s
2p
3s
3p
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
Ex: NH3 (Hibridação sp3)
Par de elétrons
não-compartilhados
2e-
(Região de alta densidade eletrônica)
N
H
Geometria piramidal
H
* O valor dos ângulos de ligação
de 107° (inferior ao valor calculado
de 109,5°)
107°
H
O par de elétrons ocupa maior espaço do que os átomos de
hidrogênio, diminuindo os ângulos de ligação.
Ex: H2O (Hibridação sp3)

Geometria angular
2 Pares de elétrons
não-compartilhados
2eO
H
105°
2e-
H
- Ângulo menor que 109,5°, em função da
força repulsiva entre os pares de elétrons
livres, comprimindo os ângulos de ligação.
(2 vértices usados pelos H, e os outros
2 vértices do tetraedro correspondem
aos pares de elétrons não-compartilhados)
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ENERGIA DE DISSOCIAÇÃO DAS LIGAÇÕES
Homólise e heterólise
Quando os átomos se combinam para formar uma molécula,
liberam energia. Para separar os átomos da molécula, tem de se
consumir uma quantidade equivalente de energia.
A dissociação de uma molécula em átomos, ou num átomo e um
grupo de átomos, envolve a quebra da ligação covalente.
Homólise = Separação equitativa dos elétrons que constituem a
ligação covalente.
.
A.B
A.
+
B.
(Radicais livres)
Heterólise = Migração dos elétrons da ligação para o mesmo
fragmento.
.
A.B
+
A
+
B
(Espécies iônicas)
A heterólise de uma ligação ao carbono, pode levar a um cátion de
carbono ou a um ânion de carbono.
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C+
C .. Z
+ Z
Carbocátion
Heterólise
C..-
+
+ Z
Carbânion
Os radicais livres e os carbocátions são ELETRÓFILOS, espécies
deficientes em elétrons.
Os carbânions são em geral, bases fortes e NUCLEÓFILOS fortes.
Eles procuram um próton ou um centro de carga positiva para neutralizar
a carga negativa.
Os radicais livres, os carbocátions e os carbânions, são,
geralmente, espécies altamente reativas (na maioria dos casos
existem apenas como intermediários em uma reação orgânica)
Sob certas condições  Apresentam tempo de vida suficientemente
longo para permitir seu estudo
por técnicas especiais.
Alguns desses intermediários são suficientemente estáveis e podem
ser isolados.