QUÍMICA ORGÂNICA

DQ-FCT-UNL
QUÍMICA A
RESUMOS DE QUÍMICA ORGÂNICA
CAPÍTULO II
JOÃO PAULO NORONHA
2013
Química A.2013
Capítulo 2 - COMPOSTOS DE CARBONO REPRESENTATIVOS:
GRUPOS FUNCIONAIS, FORÇAS INTERMOLECULARES, E
ESPECTROSCOPIA DE INFRAVERMELHO (IV)
Estrutura é tudo
1. A estrutura tridimensional de uma molécula orgânica e os grupos funcionais que contém
determinam a sua função biológica.
2. Crixivan, um medicamento produzido pela Merck & Cª. (1ª empresa farmacêutica do mundo, 1
bilião dólares gastos em pesquisa por ano), é amplamente utilizado na luta contra a SIDA (síndroma de
imunodeficiência adquirida).
1) O Crixivan inibe uma enzima chamada protease do VIH (vírus da imunodeficiência humana).
2) Utilizando computadores e um processo de concepção racional química, os químicos
chegaram a uma estrutura básica que usaram como ponto de partida (composto de chumbo).
3) Muitos compostos baseados neste composto de chumbo foram em seguida sintetizados, até
que foi encontrado um composto com potência óptima como droga.
4) O Crixivan interage de um modo altamente específico com a estrutura tridimensional da
protease do VIH.
5) Um requisito crítico para esta interacção é o grupo hidroxilo (OH) próximo do centro do
Crixivan. Este grupo de hidroxilo do Crixivan imita o verdadeiro intermediário químico que se
forma quando a protease do VIH executa a sua tarefa no vírus da SIDA.
6) Por ter uma maior afinidade para a enzima do que o seu reagente natural, o Crixivan liga-se à
protease do VIH (inibidor suicida).
7) Os químicos da Merck modificaram as estruturas para aumentar a sua solubilidade em água
através da introdução de uma cadeia lateral.
2.1 LIGAÇÕES CARBONO-CARBONO COVALENTES
1. O carbono forma ligações covalentes fortes com outros átomos de carbono, hidrogénio, oxigénio,
enxofre e azoto.
1) Fornece a versatilidade necessária da estrutura que torna possível o vasto número de
diferentes moléculas necessárias para os organismos vivos complexos.
2
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2. Grupos funcionais:
2.2 HIDROCARBONETOS: ALCANOS, ALCENOS, ALCINOS, E COMPOSTOS
AROMÁTICOS REPRESENTATIVOS
1. Compostos saturados: compostos contêm o número máximo de átomos de H.
2. Compostos insaturados:
2.2A ALCANOS
1. As principais fontes de alcanos são o gás natural e petróleo.
2. O metano é um componente importante na atmosfera de Júpiter, Saturno, Úrano e Neptuno.
3. Os Metanogénos, podem ser os mais antigos organismos da Terra, produzem metano a partir de
dióxido de carbono e hidrogénio. Eles só podem sobreviver em ambiente anaeróbico (isto é, livre de
oxigénio) e foram encontrados em fossas oceânicas, em lama, em esgotos, e nos estômagos de
ruminantes (vacas).
2.2B ALCENOS
1. Eteno (etileno): Os EUA produzem 30 biliões de libras a cada ano.
1) O eteno é produzido naturalmente por frutos tais como tomates e bananas como uma
hormona vegetal para o processo de amadurecimento destes frutos.
2) O eteno é usado como material de partida para a síntese de muitos compostos industriais,
incluindo o etanol, o óxido de etileno, etanal (acetaldeído) e polietileno (PE).
2. Propeno (propileno): Os EUA produzem 15 biliões de libras a cada ano.
1) O propeno é usado como material de partida para a síntese de acetona, cumeno
(isopropilbenzeno), e polipropileno (PP).
3. Alcenos que ocorrem naturalmente:
-pineno (um componente da terebentina)
Uma feromona de alarme do pulgão (afídeo)
2.2C ALCINOS
1. Etino (acetileno):
1) O etino foi sintetizado em 1862 por Friedrich Wöhler através da reação do carboneto de
cálcio e água.
2) O etino foi queimado em lâmpadas de carboneto (nos capacetes de mineiros).
3) O etino é utilizado em maçaricos de soldadura porque queima a uma temperatura elevada.
3
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2. Alcinos que ocorrem naturalmente:
1) Capilin, um agente antifúngico.
2) Dactylyne, um produto natural marinho que é um inibidor do metabolismo do pentobarbital.
Capilin
Dactylyne
3. Alcinos sintéticos:
1) O etinil-estradiol, com as suas propriedades estrogénicas tem encontrado utilização em
contraceptivos orais.
O etinil-estradiol (17-etinil-1,3,5(10)-estratrieno-3,17-diol)
2.2D BENZENO: UM HIDROCARBONETO AROMÁTICO REPRESENTATIVO
1. O benzeno pode ser escrito como um anel de seis membros com alternância de ligações simples e
duplas (estrutura de Kekulé).
Estrutura de Kekulé
Representação de Ligação-linha
2. As ligações C-C de benzeno são todas do mesmo tamanho (1,39 Å).
3. Teoria de Ressonância (ligação de valência):
Duas estruturas contributoras de Kekulé
A representação do híbrido de ressonância
1) As ligações não são alternância de ligações simples e duplas, são um híbrido de ressonância
 todas as ligações C-C são o mesmo.
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4. Teoria orbital molecular (OM):
1) Deslocalização:
2.3 LIGAÇÕES COVALENTES POLARES
1. Eletronegatividade é a capacidade de um elemento para atrair os eletrões que são partilhados numa
ligação covalente.
1) Quando dois átomos de diferente eletronegatividade formam uma ligação covalente, os
eletrões não são compartilhados igualmente entre eles.
2) O átomo de cloro puxa os eletrões da ligação mais próximo dele e se torna um pouco mais
rico em eletrões  carrega uma carga parcial negativa ( -).
3) O átomo de hidrogénio torna-se um pouco eletrodeficiente  carrega uma carga parcial
positiva ( +).
2. Dipolo:

+
Um dipolo
Momento dipolar = carga (em esu) x distância (em cm)
 = e x d (Debye, 1 x 10-18 esu cm) esu – electrostatic units
1) As cargas são tipicamente da ordem de 10-10 esu, a distância 10-8 cm.
Figura 2.1 (a) Um modelo de pau-e-bola para o cloreto de hidrogénio. (b) Um mapa de potencial
eletrostático calculado para o cloreto de hidrogénio mostrando regiões de carga relativamente mais
negativa a vermelho e carga mais positiva a azul. A carga negativa está claramente localizada perto do
cloro, resultando num forte momento dipolar para a molécula.
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2) A direção da polaridade de uma ligação polar é simbolizado por uma grandeza vetorial:
(parte positiva)
(parte negativa)  H
Cl
3) O comprimento da seta pode ser usado para indicar a magnitude do momento dipolar.
2.4 AS MOLÉCULAS POLARES E APOLARES
1. A polaridade (momento dipolar) de uma molécula é a soma vetorial do momento dipolar de cada
ligação polar individual.
Tabela 2.1 Momentos dipolares de algumas moléculas simples
Fórmula
 (D)
Fórmula
 (D)
H2
Cl2
HF
HCl
HBr
HI
BF3
CO2
0
0
1,91
1,08
0,80
0,42
0
0
CH4
CH3Cl
CH2Cl2
CHCl3
CCl4
NH3
NF3
H2O
0
1,87
1,55
1,02
0
1,47
0,24
1,85
Figura 2.2 Distribuição de carga no tetracloreto de carbono.
6
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Figura 2.3 A orientação tetraédrica dos momentos de
ligação iguais faz com os efeitos sejam anulados.
Figura 2.4 O momento dipolar do clorometano
surge principalmente a partir da ligação carbonocloro altamente polar.
2. Pares não-compartilhados (pares solitários) de eletrões fazem grandes contribuições para o
momento dipolar. (Os momentos O-H e N-H são também apreciáveis.)
Figura 2.5 Momentos de ligação e os momentos dipolares resultantes da água e amoníaco.
2.4A MOMENTOS DIPOLARES EM ALCENOS
1. Alcenos cis-trans têm diferentes propriedades físicas: p.f., p.e., solubilidade, etc.
1) O isómero cis- tem geralmente maior momento dipolar e, portanto, maior ponto de ebulição.
Tabela 2.2 Propriedades físicas de alguns isómeros cis-trans
Composto
Ponto de Fusão (°C) Ponto de ebulição (°C) Momento Dipolar (D)
cis-1,2-Dicloroeteno
-80
60
1,90
trans-1,2-Dicloroeteno
-50
48
0
cis-1,2-Dibromoeteno
-53
112,5
1,35
trans-1,2-Dibromoeteno
-6
108
0
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2.5 GRUPOS FUNCIONAIS
2.5A GRUPOS ALQUILO E O SÍMBOLO R
Alcano
Grupo alquilo
Abreviatura
CH4
Metano
CH3–
Grupo metilo
Me–
CH3CH3
Etano
CH3CH2– ou C2H5–
Grupo etilo
Et–
CH3CH2CH3
Propano
CH3CH2CH2–
Grupo propilo
Pr–
CH3CH2CH3
Propano
ou
i-Pr–
Grupo isopropilo
Todos estes grupos alquilo podem ser designados por R.
2.5B FENILO E GRUPOS BENZILO
1. Grupo fenilo:
ou C6H5- ou  - ou Phou Ar- (se estiverem presentes substituintes no anel)
2. Grupo benzilo:
ou C6H5CH2- ou -Bn
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2.6 OS HALOGENETOS DE ALQUILO OU HALOALCANOS
2.6A HALOALCANO
1. Haletos de alquilo primários (1 °), secundários (2 º) ou terciários (3 °):
2. Átomos de carbono primário (1 °), secundário (2 °), ou terciário (3 °):
2.7 ÁLCOOIS
1. Grupo hidroxilo
2. Os álcoois podem estruturalmente ser vistos em duas formas: (1) como derivados de hidroxilo de
alcanos e (2) como derivados de alquilo de água.
3. Álcool primário (1 °), secundário (2 º) ou terciário (3 °):
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2.8 ÉTERES
1. Os éteres podem ser pensados como derivados dialquilo de água.
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2.9 AMINAS
1. As aminas podem ser pensadas como derivados de alquilo de amoníaco.
2. Aminas primárias (1 ª), secundárias (2 ª) ou terciárias (3 ª):
2.10 ALDEÍDOS E CETONAS
2.10A GRUPO CARBONILO
Aldeído
Cetona
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1.
Exemplos de aldeídos e cetonas:
Aldeídos:
Cetonas:
2. Os aldeídos e cetonas têm um arranjo planar trigonal dos grupos em torno do átomo de carbono
carbonílico. O átomo de carbono possui hibridação sp2.
2.11 ÁCIDOS CARBOXÍLICOS, AMIDAS E ÉSTERES
2.11A ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
Um ácido carboxílico
O grupo carboxilo
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2.11B AMIDAS
1. Amidas possuem fórmulas RCONH2, RCONHR', ou RCONR'R":
2.11C ÉSTERES
1. Os ésteres possuem fórmula geral RCO2R '(ou RCOOR'):
Fórmula geral para um éster
Um éster específico chamado acetato de etilo
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(reação de esterificação)
2.12 NITRILOS
1. O carbono e o azoto de um nitrilo são sp hibridados.
1) Na nomenclatura sistemática IUPAC, nitrilos acíclicos são nomeados pela adição do sufixo
nitrilo ao nome do hidrocarboneto correspondente.
2) Os nitrilos cíclicos são nomeados pela adição do sufixo carbonitrilo ao nome do sistema de
anel ao qual o grupo -CN está ligado.
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2.13 RESUMO DAS FAMÍLIAS DE COMPOSTOS ORGÂNICOS MAIS IMPORTANTES
Tabela 2.3 Famílias importantes de compostos orgânicos
Família
Exemplo
específico
nome
IUPAC
Nome comum
Fórmula geral
Grupo funcional
Alcano
CH3CH3
Etano
Etano
RH
Ligação C–H e
C–C
Alceno
Alcino
CH2=CH2
HC
CH
Aromático
RCH=CH2
RCH=CHR
R2C=CHR
R2C=CR2
HC≡CR
RC≡CR
Eteno
Etileno
Etino
Acetileno
Benzeno
Benzeno
ArH
C
C
C
C
Anel Aromático
Haloalcano
CH3CH2Cl
Cloroetano
Cloreto de etilo
RX
C
X
Álcool
CH3CH2OH
Etanol
Álcool etílico
ROH
C
OH
Éter
CH3OCH3
Metoxi-metano
Éter Dimetílico
ROR
Metanamina
Metilamina
RNH2
R2NH
R3N
Etanal
Acetaldeído
Amina
CH3NH2
O
Aldeído
CH3CH
O
Cetona
Ácido
Carboxílico
CH3CCH3
O
Éster
CH3COCH3
Nitrilo
CH3CNH2
H3CC
N
C
O
O
RCH
C
O
O
Ácido etanóico
Ácido acético
Etanoato de
metilo
Acetato de
metilo
Etanamida
Acetamida
CH3CONH2
CH3CONHR’
CH3CONR’R”
O
Etanonitrilo
Acetonitrilo
RCN
C
15
RCR'
C
O
RCOR'
H
C
C
O
C
RCOH
O
C
N
Acetona
O
Amida
O
Propanona
O
CH3COH
C
OH
O
C
O
C
C
N
N
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2.14 PROPRIEDADES FÍSICAS E ESTRUTURA MOLECULAR
1. As propriedades físicas são importantes para a identificação de compostos conhecidos.
2. O isolamento adequado de um novo composto obtido numa síntese depende das estimativas
razoavelmente precisas das propriedades físicas do seu ponto de fusão, ponto de ebulição e
solubilidades.
Tabela 2.4 Propriedades físicas de compostos representativos
Composto
Estrutura
p.f. (°C)
p.e. (°C) (1 atm)
Metano
CH4
-182,6
-162
Etano
CH3CH3
-183
-88,2
Eteno
CH2=CH2
-169
-102
-82
-84 subla
Etino
a
Clorometano
CH3Cl
-97
-23,7
Cloroetano
CH3CH2Cl
-138,7
13,1
Etanol
CH3CH2OH
-115
78,5
Acetaldeído
CH3CHO
-121
20
Ácido acético
CH3CO2H
16,6
118
Acetato de sódio
CH3CO2Na
324
deca
Etilamina
CH3CH2NH2
-80
17
Éter dietílico
(CH3CH2)2O
-116
34,6
Acetato de etilo
CH3CO2CH2CH3
-84
77
Nesta tabela uma dec = decompõe-se e subl = sublima.
Um instrumento usado para medir o ponto de fusão.
16
Um aparelho de microdestilação.
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2.14A FORÇAS IÃO-IÃO
1. As fortes forças eletrostáticas dos compostos iónicos dão-lhes elevados pontos de fusão.
2. Os pontos de ebulição dos compostos iónicos são mais elevados, tão elevados que a maioria dos
compostos iónicos orgânicos se decompõe antes de entrar em ebulição.
Figura 2.6 A fusão do acetato de sódio.
2.14B FORÇAS DIPOLO-DIPOLO
1. Atrações dipolo-dipolo entre as moléculas de um composto polar:
Figura 2.7 Modelos de potencial eletrostático para moléculas de acetona que mostram como as
moléculas de acetona podem alinhar de acordo com atrações das suas regiões parcialmente positivas e
regiões parcialmente negativas (interações dipolo-dipolo).
2.14C PONTES DE HIDROGÉNIO
1. Pontes de hidrogénio: as fortes atrações dipolo-dipolo entre os átomos de hidrogénio ligados a
átomos de pequenos, fortemente eletronegativos (O, N ou F) e pares de electrões não-ligantes em
outros átomos eletronegativos.
1) A energia de dissociação da ligação é de cerca de 4-38 kJ mol-1 (0,96-9,08 kcal mol-1).
2) H-ligação é mais fraca que uma ligação covalente comum; muito mais forte do que as
interações dipolo-dipolo.
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Uma ponte de hidrogénio (indicado por tracejado vermelho)
Z é um elemento fortemente eletronegativo, normalmente oxigénio, azoto, ou flúor.
2. As pontes de hidrogénio fazem com que o ponto de ebulição do etanol (78,5 °C) seja muito mais
elevado do que o do éter dimetílico (-24,9 °C).
3. Um fator (para além da polaridade e pontes de hidrogénio) que afecta o ponto de fusão de muitos
compostos orgânicos é a compactação e a rigidez das suas moléculas individuais.
terc-Butanol
(p.f. 25 °C)
Butanol
(p.f. –90 °C)
Isobutanol
(p.f. –108 °C)
sec-Butanol
(p.f. –114 °C)
2.14D FORÇAS DE VAN DER WAALS
1. Forças de van der Waals (ou forças de London ou forças de dispersão):
1) As forças intermoleculares de atração entre as moléculas são responsáveis pela formação de
um líquido e um sólido de uma substância, não iónica não polar.
2) A distribuição média de carga numa molécula não polar ao longo de um período de tempo é
uniforme.
3) Em qualquer momento, porque os eletrões se movem, os eletrões e, portanto, a carga pode
não estar uniformemente distribuída  irá ocorrer um pequeno dipolo temporário.
4) Numa molécula este dipolo temporário pode induzir dipolos opostos (atraem-se) nas
moléculas vizinhas.
Figura 2.8 Dipolos temporários e dipolos induzidos em moléculas não-polares resultantes de
uma distribuição não uniforme de eletrões num dado instante.
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5) Estes dipolos temporários mudam constantemente, mas o resultado global da sua existência
é produzir forças atrativas entre moléculas não-polares.
2. Polarizabilidade:
1) A capacidade dos eletrões para responder às mudanças do campo elétrico.
2) Determina a magnitude das forças de van der Waals.
3) A polarizabilidade relativa depende de como fracamente ou firmemente são mantidos os
eletrões.
4) A polarizabilidade aumenta na ordem F <Cl <Br <I.
5) Os átomos com pares de eletrões não compartilhados são geralmente mais polarizáveis do
que os com apenas pares ligantes.
6) Com excepção das moléculas onde são possíveis fortes pontes de hidrogénio, as forças de
van der Waals são muito mais importantes do que as interações dipolo-dipolo.
3. O ponto de ebulição de um líquido é a temperatura à qual a pressão de vapor do líquido é igual à
pressão da atmosfera sobre ele.
1) Os pontos de ebulição dos líquidos são dependentes da pressão.
2) O p.e. normal para um dado líquido é o seu p.e. a 1 atm (760 torr).
3) As atrações intermoleculares de van der Waals aumentam com o aumento do tamanho da
molécula porque as áreas superficiais das moléculas mais pesadas são geralmente muito
maiores.
4) Por exemplo: o p.e. do metano (-162 °C), etano (-88,2 °C), e decano (174 °C) torna-se
superior, à medida que as moléculas aumentam.
Tabela 2.5 Energias atratoras em compostos covalentes simples
Energias atratoras (kJ mol–1)
Molécula
Momento
dipolar (D)
Dipolo-Dipolo
van der
Waals
Ponto de fusão
(°C)
Ponto de
ebulição (°C)
H2O
1,85
36a
88
0
100
1,47
a
NH3
a
14
15
–78
–33
a
17
–115
–85
HCl
1,08
3
HBr
0,80
0,8
22
–88
–67
HI
0,42
0,03
28
–51
–35
Estas atrações dipolo-dipolo são chamados de pontes de hidrogénio.
4. Os fluorocarbonetos têm pontos de ebulição extraordinariamente baixos quando comparados com
os hidrocarbonetos com o mesmo peso molecular.
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1) O 1,1,1,2,2,3,3,4,4,5,5,5-Dodecafluoropentano (C5F12, mm 288,03, p.e. 28,85 °C) tem um p.e.
ligeiramente inferior ao pentano (C5H12, mm 72,15, p.e. 36,07 °C).
2) O átomo de flúor tem muito baixa polarizabilidade, originando forças de van der Waals muito
fracas.
3) O Teflon possui propriedades autolubrificantes que são utilizadas no fabrico de frigideiras
"antiaderentes" e rolamentos leves.
2.14E SOLUBILIDADES
1. Solubilidade
1) A energia necessária para superar as energias de rede e as atrações intermoleculares ou
interiónicas para a dissolução de um sólido num líquido vem da formação de novas atrações
entre o soluto e o solvente.
2) A dissolução de uma substância iónica: hidratação ou solvatação dos iões.
3) As moléculas de água, em virtude da sua grande polaridade e da sua forma muito pequena
e compacta, pode rodear de forma muito eficaz os iões individuais à medida que estes são
libertados a partir da superfície do cristal.
4) Como a água é altamente polar e é capaz de formar fortes pontes de H, também são
grandes as forças atrativas ião-dipolo.
Figura 2.9 A dissolução de um sólido iónico em água, mostrando a hidratação dos iões positivos e
negativos pelas moléculas de água muito polares. Os iões ficam rodeados por moléculas de água em
todas as três dimensões, não apenas nas duas mostradas aqui.
2. "Igual dissolve igual" - “Like dissolves like”
1) Os compostos polares e iónicos tendem a dissolver-se em solventes polares.
2) Os líquidos polares são geralmente miscíveis uns com os outros.
3) Os sólidos não polares são geralmente solúveis em solventes não polares.
4) Os sólidos não polares são insolúveis em solventes polares.
20
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5) Os líquidos não polares são geralmente mutualmente miscíveis.
6) Os líquidos não polares e líquidos polares não se misturam (imiscíveis).
3. Metanol (etanol e propanol) e água são miscíveis em todas as proporções.
1) Um álcool de cadeia carbonada longa é muito menos solúvel em água.
2) A longa cadeia carbonada do decanol é hidrofóbica (hidro, água, fobia, medo ou evitar "evita água".
3) O grupo OH é hidrofílico (fílico, gosta ou procura - "procura água".
2.14F ORIENTAÇÕES PARA A SOLUBILIDADE EM ÁGUA
1. Solúvel em água: pelo menos 3 g do composto orgânico dissolve-se em 100 mL de água.
1) Compostos contendo um grupo hidrofílico: 1-3 carbonos são solúveis em água; 4-5 carbonos
estão no limite; 6 carbonos ou mais são insolúveis.
2.14G FORÇAS INTERMOLECULARES EM BIOQUÍMICA
Pontes de hidrogénio (linhas tracejadas a vermelho) na estrutura em
-hélice de proteínas.
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2.15 RESUMO DAS FORÇAS ELÉTRICAS ATRATIVAS
Tabela 2.6 Forças Elétricas Atrativas
Força Elétrica
Força Relativa
Catião-anião
(num cristal)
Muito forte
Ligações
covalentes
Forte (140-523
kJ mol–1)
Tipo
Exemplo
Fluoreto de lítio rede cristalina
Pares de eletrões
compartilhados
H–H (435 kJ mol–1)
CH3–CH3 (370 kJ mol–1)
I–I (150 kJ mol–1)
+

Ião-dipolo
Moderada
+ 
 +
Na+ em água (ver Fig. 2.9)

+
+ H
+
 O
Dipolo-dipolo
(incluindo pontes
de hidrogénio)
Moderada a
fraca (4-38 kJ
mol–1)

+
Z
H
Variável
 R
O
R
e
+
H3C
van der Waals
H

Cl
+
H3C

Cl
Dipolo transiente
Interações entre moléculas de
metano
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2.16 ESPECTROSCOPIA NO INFRAVERMELHO: UM MÉTODO INSTRUMENTAL
PARA DETEÇÃO DE GRUPOS FUNCIONAIS
2.16A Um espectrómetro de Infravermelho:
Figura 2.10 Diagrama de um espectrómetro infravermelho de feixe duplo. [De Skoog DA; Holler
FJ; Kieman AT, Principles of instrumental analysis, 5ª ed, Saunders: New York, 1998, p 398].
1. FONTE DE RADIAÇÃO:
2. ÁREA DE AMOSTRAGEM:
3. FOTÓMETRO:
4. MONOCROMADOR:
5. DETETOR (TERMOPAR):
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Os campos elétricos e magnéticos oscilantes de um feixe de luz ordinária num plano. As ondas aqui
representados ocorrem em todos os planos possíveis na luz ordinária.
2.16B: Teoria
1. Número de onda (  ):
 (cm–1) =
cm–1 =
1
 (cm)
1
( )
 (Hz) =  c (cm) =
x 10,000 e  =
c (cm/sec)
 (cm)
1
x 10,000
(cm-1 )
* Os números de onda (  ) são frequentemente chamados de "frequências".
2. OS MODOS DE VIBRAÇÃO E FLEXÃO (bending):
Graus de liberdade:
Moléculas Não-lineares:
Moléculas lineares:
3N–6
3N–5
Graus de liberdade vibracionais
(vibrações fundamentais)
* As vibrações fundamentais envolvem a não alteração no centro de gravidade da molécula.
3. "Vibração da ligação":
Uma vibração de alongamento
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4. "Alongamento":
Alongamento simétrico
Alongamento assimétrico
5. "Flexão":
Flexão simétrica
Flexão assimétrica
6. H2O: 3 modos vibracionais fundamentais 3N - 3 - 3 = 3
Alongamento simétrico
(s OH)
3652 cm–1 (2.74 m)
Alongamento assimétrico
(as OH)
3756 cm–1 (2.66 m)
Em tesoura
(s HOH)
1596 cm–1 (6.27 m)
Alongamento acoplado
7. CO2: 4 modos vibracionais fundamentais 3N - 3 - 2 = 4
Alongamento simétrico
(s CO)
1340 cm–1 (7.46 m)
Alongamento assimétrico
(as CO)
2350 cm–1 (4.26 m)
Alongamento acoplado
normal C=O 1715 cm–1
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Em tesoura (flexão)
(s CO)
666 cm–1 (15.0 m)
Em tesoura (flexão)
(s CO)
666 cm–1 (15.0 m)
componentes resolvidos do movimento de flexão
e
indicam movimento perpendicular em relação ao plano da página
8. AX2:
Vibrações de Alongamento
Alongamento simétrico
(s CH2)
Alongamento assimétrico
(as CH2)
Vibrações de flexão
Flexão no plano ou em tesoura (scissoring)
(s CH2)
Flexão fora do plano ou adanando (wagging)
( CH2)
Flexão no plano ou balançando (rocking)
(s CH2)
Flexão fora do plano ou torcendo (twisting)
( CH2)
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9. O número de vibrações fundamentais observadas no IV será influenciada:
(1) Overtones
(2) A combinação de tons
(3) Cai fora da região 2,5-15 m
Fraco demais para ser observado
Dois picos que estão muito próximos
Banda degenerada
A falta de alteração de dipolo
 aumenta o número de bandas
 reduzir o número de bandas
10. Cálculo das frequências de alongamento aproximadas:
 =
1 K
2c 
 = frequência em cm–1
=
m1m2
m1  m2
 (cm–1) = 4.12

K

c = velocidade da luz = 3 x 1010 cm/s

massas dos átomos em gramas ou
M 1M 2
( M 1  M 2 )(6.02 x 10 )
23

=
massas dos átomos em uma
K
K = constante de força em dynes/cm
M 1M 2
M1  M 2
onde M1 e M2 são pesos atómicos
= 5 x 105 dynes/cm (simples)
= 10 x 105 dynes/cm (dupla)
= 15 x 105 dynes/cm (tripla)
(1) Ligação C=C:
 = 4.12
K

K = 10 x 105 dynes/cm
10 x 105
= 1682 cm–1 (calculado)
 = 4.12
6
=
MCMC
(12)(12)
=
=6
12  12
MC  MC
 = 1650 cm–1 (experimental)
(2)
Ligação C–H
 = 4.12
Ligação C–D
K
 = 4.12

K= 5 x 105 dynes/cm
K

K= 5 x 105 dynes/cm
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=
MCM H
(12)(1)
=
= 0.923
12  1
MC  M H
=
5 x 10 5
= 3032 cm–1 (calculado);
 = 4.12
0.923
 = 3000 cm–1 (experimental)
MCM D
(12)(2)
=
= 1.71
12  2
MC  M D
5 x 10 5
= 2228 cm–1 (calculado);
 = 4.12
1.71
–1
 = 2206 cm (experimental)
(3)
C
C
C
2150 cm–1
C
H
C
3000 cm–1
C
1650 cm–1
C
C
1200 cm–1
O
C
1100 cm–1
C
C
C
Br
1200 cm–1
Cl
800 cm–1
550 cm–1
C
I
~500 cm–1
(4) A hibridação afecta a força da constante K:
sp2
sp
C
H
C
3300 cm–1
sp3
H
C
3100 cm–1
H
2900 cm–1
(5) K aumenta da esquerda para a direita através da tabela periódica:
C-H: 3040 cm-1
F-H: 4138 cm-1
(6) Os movimentos de flexão são mais fáceis do que os movimentos de alongamento:
C-H alongamento: ~ 3000 cm-1
C-H de flexão: ~ de 1340 cm-1
2.16C INTERAÇÕES ACOPLADAS:
1. CO2:
2.
simétricas 1340 cm-1
assimétricas 2350 cm-1
Alongamento simétrico
normais 1715 cm-1
Alongamento assimétrico
H
Metilo
C
H
H
C
H
H
~ 2872 cm
H
~ 2962 cm–1
–1
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O
C
Anidrido
O
O
C
C
O
C
O
O
~ 1760 cm–1
~ 1800 cm–1
H
H
N
Amina
C
H
H
~ 3300 cm–1
~3400 cm–1
O
O
N
Nitro
N
O
O
–1
~ 1550 cm–1
~ 1350 cm
As vibrações assimétricas de alongamento ocorrem a maior frequência do que as simétricas.
3.
H
H3C
CH2
CH2
OH :
C
1
O 1034 cm
OH :
C
1
C
C
O
O 1053 cm
2.16D HIDROCARBONETOS:
1. Alcanos:
Figura 2.11 O espectro de IV do octano.
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2. Compostos aromáticos:
Figura 2.12 O espectro de IV do metilbenzeno (tolueno).
3. Alcinos:
Figura 2.13 O espectro de IV do hex-1-ino.
4. Alcenos:
Figura 2.14 O espectro de IV de 1-hexeno.
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2.16E OUTROS GRUPOS FUNCIONAIS
1. Forma e intensidade dos picos de IV:
Figura 2.15 O espectro de IV do ciclo-hexanol.
2. Ácidos:
Figura 2.16 O espectro de infravermelho do ácido propanóico.
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COMO ABORDAR A ANÁLISE DE UM ESPECTRO
1. Está presente um grupo carbonilo?
O grupo C = O dá origem a uma forte absorção na região 1820-1660 cm-1 (5,5-6,1 ). O pico é
muitas vezes o mais forte do espectro e de largura média. Não o pode perder.
2. Se C = O está presente, verifique os seguintes tipos (se ausente, vá para 3).
ÁCIDOS
também está presente OH?
- Absorção larga perto de 3400-2400 cm-1 (geralmente sobrepõe-se C-H)
AMIDAS
também está presente NH?
- Absorção média perto de 3500 cm-1 (2,85 )
Às vezes, um pico duplo, com duas metades equivalentes.
ÉSTERES
também está presente C-O?
- Absorção de forte intensidade perto de 1300-1000 cm-1 (7,7-10 )
ANIDRIDOS tem duas absorções C = O perto de 1810 e 1760 cm-1 (5,5 e 5,7 )
ALDEÍDOS também está presente CH de aldeído?
- Duas absorções fracas perto de 2850 e 2750 cm-1 (3,50 e 3,65 ) sobre o lado direito das
absorções CH
CETONAS
As 5 opções anteriores foram eliminadas
3. Se C = O está ausente
ÁLCOOIS
Verificar OH
- absorção larga próxima de 3400-2400 cm-1 (2,8-3,0 )
- Confirma ao encontrar C-O próximo 1300-1000 cm-1 (7,7-10 )
FENÓIS
AMINAS
Verificar NH
- Absorção(s) média perto de 3500 cm-1 (2,85 )
ÉTERES
Verificar C-O (e ausência de OH) perto de 1300-1000 cm-1 (7,7-10 )
4. Ligações Duplas e / ou Anéis Aromáticos
- C = C é uma absorção fraca perto 1650 cm-1 (6,1 )
- Absorções médias a fortes na região de 1650-1450 cm-1 (6-7 ) muitas vezes implica um anel
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aromático
- Confirmar o anterior, consultando a região CH; CH aromático e vinílico ocorre para a esquerda
de 3000 cm-1 (3,33 ) (CH alifático ocorre para a direita deste valor)
5. Ligações Triplas
- C ≡ N é uma absorção média afiada perto 2250 cm-1 (4,5 )
- C ≡ C é uma absorção fraca e afiada perto de 2150 cm-1 (4,65 )
Verificar também se o CH acetilénico perto de 3300 cm-1 (3,0 )
6. Grupos Nitro
- Duas absorções fortes em 1600 - 1500 cm-1 (6,25-6,67 ) e 1390-1300 cm-1 (7,2-7,7 )
7. Hidrocarbonetos
- Nenhuma das opções acima são encontrados
- Absorções principais são CH na região perto de 3000 cm-1 (3,33 )
- Espectro muito simples, apenas outras absorções perto 1450 cm-1 (6,90 ) e 1375 cm-1 (7,27 )
Nota: Ao descrever as mudanças de absorção de picos ou as suas posições relativas, usamos os termos
"para a esquerda" e "para a direita." Isso foi feito para economizar espaço, utilizando os dois microns e
centímetros recíprocos. O significado é claro uma vez que todos os espectros são convencionalmente
apresentados da esquerda para a direita a partir de 4000 cm-1-600 cm-1 ou a partir de 2,5  a 16 .
"Para a direita" evita dizer cada vez que "a frequência mais baixa (cm -1) ou comprimento de onda ()",
que é confuso, uma vez cm-1 e  têm uma relação inversa, quando um sobe, o outro desce.
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