2- Estrutura e propriedades das moléculas orgânicas

2- Estrutura e propriedades
das moléculas orgânicas
Propriedades ondulatórias dos electrões



A função matemática Ψ, descreve o
tamanho, a forma e a orientação
Amplitude pode ser positiva ou negativa
Nódulo: amplitude é zero
_
+
-
+
Interacções das ondas

Combinação de orbitais atómicas





Entre átomos diferentes e formação de ligações
No mesmo átomo é a hibridização
Conservação de orbitais
As ondas que estão na mesma fase a
amplitude aumenta
Ondas que estão fora de fase anulam-se
Ligação Sigma




A densidade electrónica fica entre o núcleo
Uma ligação pode ser formada por orbitais ss, p-p e s-p, ou sobreposição de orbitais
hibridas;
A orbital molecular é de energia mais baixa
do que as orbitais atómicas
A orbital molecular antiligante é de energia
superior às orbitais atómicas
Sobreposição s-s: H2
Sobreposição p-p: Cl2

Sobreposição construtiva ao longa do
mesmo eixo forma a ligação sigma
Ligação Pi


Ligação Pi forma-se depois da ligação sigma
Sobreposição lado a lado das orbitais
paralelas p
Ligações múltiplas


A ligação dupla (2 pares de electrões são
partilhados) consiste numa ligação sigma e
numa ligação pi.
Ligação tripla (3 pares de electrões
partilhados) consiste numa ligação sigma e
duas pi.
Forma Molecular



Ângulos da ligação não podem explicar com
orbitais simples s e p. Use a teoria VSEPR
(Valence shell electron pair repulsion theory).
As orbitais hibridadas são de mais baixa
energia porque os electrões
são mais
afastados.
Hibridização éitais atómicas combinação
linear das orb dentro de um átomo, antes do
formação da ligação.
Orbitais hibrídas sp



2 Pares de electrões
Geometria linear
Ângulo da ligação de
180º
Orbitais hibridas



2
sp
3 pares de electrões
Geometria Trigonal Planar
Ângulos de 120º
Orbitais hibridos



3
sp
4 Pares de electrões
Geometria tetraédrica
Ângulos de 109,5º
Rotação à volta das ligações


As ligações simples rodam livremente
As ligações duplas não podem rodar
livremente a não ser que uma se quebre
Isomerismo



Moléculas que têm a mesma formula
molecular, mas diferem no arranjo dos seus
átomos, são chamados Isómeros.
Isómeros constitucionais diferem na sua
sequência de ligação.
Estereoisómeros diferem sómente no
arranjo dos átomos do espaço.
Isómeros estruturais
CH3
O CH3
and
CH3
CH2
CH3
and
CH3
OH
Estereoisómeros
Br
Br
C
and
C
H3C
CH3
Cis - same side

Br
CH3
C
H3C
C
Br
Trans - across
Isómeros cis-trans também chamados isómeros
geométricos. Têm que ter dois grupos diferentes ligados
ao átomo de carbono sp2.
H
H3C
H
C C
H
No cis-trans isomers possible
=>
Momentos Dipolares
São devidos a diferenças de electronegatividade
 Depende da quantidade de carga e da distância de
separação
 Em debyes,
 = 4.8 x  (electron charge) x d(angstroms)

Momento Dipolar Molecular



Depende da polaridade da ligação e dos ângulos de
ligação
Vector soma dos momentos dipolares das ligações
Pares de electrões não ligantes contribuem para o
momento dipolar
Forças Intermoleculares


A força das atracções entre moléculas
influência o ponto de fusão, ponto de
ebulição e solubilidade para sólidos e
liquidos
Classificação depende da estrutura:



Interacções dipolo-dipolo
Dispersão London
Ligações de hidrogénio.
Forças Dipolo-Dipolo




Entre moléculas polares
O termino positivo de uma molécula alinha
com a parte negativa de outra molécula
A força atractiva baixa a energia
Dípolos maiores causam pontos de ebulição
elevados e calores de vaporização
igualmente elevados
Dipolo-Dipolo
Dispersão de London




Entre moléculas não polares
Interacções temporárias dipolo-dipolo
Átomos maiores são mais polarizáveis
Ramificação baixa o ponto de ebulição
porque a superfície de contacto entre as
moléculas diminui
CH3
CH3
CH2
CH2
CH2
n-pentane, b.p. = 36°C
CH3
CH3 CH CH2 CH3
isopentane, b.p. = 28°C
CH3
H3C
C CH3
CH3
neopentane, b.p. = 10°C
Dispersões
Ligação de hidrogénio




Forte atracção dípolo-dípolo
Moléculas orgânicas têm que ter N-H ou O-H
O hidrogénio de uma molécula é fortemente
atraído a um par de electrões de outra
molécula
O-H é mais polar que o N-H, pelo que
fortifica a ligação de hidrogénio
Ligações H
Pontos de ebulição e forças
Intermoleculares
CH3
CH2
ethanol, b.p. = 78°C
H3C N CH3
O CH3
dimethyl ether, b.p. = -25°C
CH3CH2
CH3CH2CH2
N CH3
H
CH3
trimethylamine, b.p. 3.5°C
CH3
CH3
OH
CH2
ethylmethylamine, b.p. 37°C
OH
ethanol, b.p. = 78°C
CH3
CH2
N H
H
propylamine, b.p. 49°C
NH2
ethyl amine, b.p. 17°C
Solubilidade




Semelhante dissolve semelhante
Soluto polar dissolve-se em solventes
polares
Solutos não polares dissolve-se em
solventes não polares
Moléculas com forças intermoleculares
semelhantes misturam-se livremente
Soluto iónico com solvente polar
Hidratação liberta energia .
Entropia aumenta.
Soluto iónico com solvente não polar
Soluto não polar com solvente não polar
Soluto não polar com solvente polar
Classes de compostos
Grupos funcionais: são os responsáveis pelas
propriedades dos compostos orgânicos. Ligações
múltiplas e ligações carbono-heteroátomo são
sitios de reactividade.
Hidrocarbonetos
saturados
Alifáticos
insaturados
Cicloalcanos
Alcenos
Alcinos
Arenos
Hidrocarbonetos






Alcano: C-C, carbonos sp3
Cicloalcano: carbonos formam um anel
Alceno: C=C, carbonos sp2
Cicloalcano: Dupla ligação no anel
Alcino: C≡C, carbonos sp
Aromáticos: contêm um anel benzénico
Grupos funcionais com heteroátomos
1.
Álcoois, fenois, tióis
2.
Éteres e tioeteres
3.
Aminas
4.
Compostos orgânicos halogenados
5.
Aldeídos e cetonas
6.
Ácidos carboxílicos
7.
Derivados de ácidos carboxílicos: haletos de acilo;
anidrido carboxilico; ester; amida
Fim T_2