Química Orgânica
Cursos: Farmácia, Análises Clínicas e
Saúde Pública, Dietética e Nutrição
Programa
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
Ligação covalente e formas de moléculas
Ácidos e Bases;
Alcanos e Cicloalcanos;
Alcenos e Alcinos
Reacções de alcenos e alcinos
Estereoquímica;
Haletos de alquilo
Álcoois, Éteres, e Tióis
Benzenos e seus derivados
Aminas
Cetonas e aldeidos
Ácidos Carboxílicos
Derivados funcionais de ácidos carboxilicos
Infravermelho e Espectrometria de Massa
Ressonância Magnética Nuclear
Bibliografia

W. Brown, T. Poon, Organic Chemistry, 4th Edition, John Wiley & Sons,
Ásia, 1976.

L. G. Wade Jr, Organic Chemistry, 5th Edition, Pearson Education Inc, New
Jersey, 2003.

K. P. C. Volhart, Organic Chemistry, 3rd Ed, McGraw-Hill, 1999.

S. H. Pine, Organic Chemistry, 5th Ed, McGraw-Hill, New York,1988.

J. Clayden, N. Greeves, S. Warren, P. Wothers, Organic Chemistry, 1st Ed,
Oxford University press, 2001.

D. G. Morris, Stereochemistry, 1st Ed, Royal Society of Chemistry, 2001.

F. D. Gunstone, Guia de Estereoquímica, 1st Ed, Escolar Editora, 1985
Avaliação

A avaliação de conhecimentos das aulas teóricas será feita através de duas
frequências (70% no total). A avaliação dos conhecimentos das aulas práticas será
feita através de um teste escrito que conta com 30% para a nota final.

Só serão admitidos a exame final os alunos que tenham tido nota igual ou superior a
10 no teste prático e tenham frequência de prática (2/3 do número de aulas práticas
= 8 presenças)..

A nota final por frequência = (1ª+2ª notas de frequência)x0,7 + nota das práticas 0,3

A nota final do exame = nota do exame x 0,7 + nota das práticas 0,3.

É condição essencial para concluir a cadeira que a nota final seja superior ou igual a
10 e tenha frequência das aulas práticas correspondente a 2/3 do número de aulas
dadas.
1- Ligação covalente e
formas de moléculas
O que é a Química Orgânica?

É a química dos compostos de carbono.
Contudo os compostos orgânicos podem
conter também hidrogénio, oxigénio, azoto,
fósforo, enxofre ou halogéneos.
Perspectiva Histórica

Compostos orgânicos sempre foram utilizados na antiguidade: para fazer chás e poções
medicinais; combustão de óleos e gorduras para aquecer ou fazer luz é uma conversão
química.

1814 Berzelius determinou o a percentagem de carbono e hidrogénio por combustão de
uma quantidade exacta de ácido acético.

1828 Wöhler sintetizou a ureia apartir de cianato de amónio; NH4CNO → H2NCONH2

1832 Wöhler and Liebig usaram o conceito de radical orgânico (C6H5CO-, o benzoil
permanece inalterável em numerosas reacções orgânicas).

1895 Kekulé publicou a estrutura do benzeno.

A quimica orgânica tornou-se importante economicamente nos fins do sec XIX começo do
sec XX com a produção de corantes e explosivos.

O começo da era da quimica orgânica ocorreu em meados do sec XX com a produção em
larga escala de polímeros, o desenvolvimento da industria farmacêutica, na agricultura os
fertilizantes, etc [Pine, p2]
Uso de Compostos Orgânicos
O
N
H
H
N
X
O
acrilatos
estireno
O
Cl
cloreto de vinilo
indigo; côr dos jeans
O
OEt
N
N
N
Me
NH
H3 CO
N Me
S N
O O
HO
baunilha
O
Viagra
OH
H
O
cis- jasmone: componente principal do perfume jasmin
mentol
Como podemos descrever a
estrutura electrónica do átomo

Figura esquemática do
átomo:

Um
pequeno
núcleo
de
diâmetro 10-14 - 10-15 m, que
contém a carga positiva dos
protões, os neutrões, e a
maioria da massa do átomo.

O
espaço
extranuclear
de
diâmetro 10-10 m, que contém
a
carga
electrões.
negativa
dos
Electrões são confinados a regiões do espaço
chamados níveis principais de energia (camadas)
Cada camada pode ter 2n2 electrões (n = 1, 2, 3, 4......).

Camadas são divididas em subcamadas chamadas
orbitais, as quais são designadas por letras s, p, d,........

s (uma por camada)

p (três por camada com inicio na camada 2)

d ( cinco por camada com inicio na 3) ...
Configurações Electrónicas

Principio de energia
minima:
colocar os
electrões de mais baixa
energia primeiro.

Regra
de
Hund:
Orbitais de igual energia
primeiro
são
semipreenchidas e só depois
são preenchidas.
Configuração Electrónica dos elementos da
primeira e segunda linha da Tabela Periódica
Ligações Químicas


Ligação iónica: electrões são transferidos.
Ligação covalente: o par de electrões é
partilhado.
Estrutura de Lewis

Gilbert N. Lewis

Camada de valência: a última camada de um átomo.

Electrões de valência: Electrões na camada de valência de um
átomo. Estes electrões são usados para formar as ligações
químicas.

Estrutura de Lewis de um átomo

O símbolo de um átomo representa o núcleo e todas as camadas
internas dos electrões.

Os pontos representam os electrões de valência.
Estrutura de Lewis para os
elementos 1-18 da Tabela Periódica
Modelo de ligação de Lewis

Atoms bond together so that each atom in the bond acquires the
electron configuration of the noble gas nearest it in atomic number.

Aum átomo que ganha electrões torna-se um anião.

Um átomo que perde electrões torna-se um catião.

Ligação iónica: é a ligação química que resulta de uma atracção
electrostática entre anião e catião.

Ligação covalente: é ligação química que resulta de dois átomos
partilharem um ou mais pares de electrões.

Classificamos uma ligação química como iónica, covalente polar, e
covalente não polar baseada na diferença de electronegatividade entre
os átomos ligados.
Electronegatividade e Polaridade da Ligação
Electronegatividade: a medida da força de atracção pelos electrões partilhados
na ligação química com outro átomo.
Escala de Pauling
Aumenta da esquerda para a direita no periodo.
Aumenta de baixo para cima no grupo.
Classificação das ligações químicas
Ligações iónicas
Uma ligação iónica forma-se por transferência de electrões de uma camada de
valência de um átomo de electronegatividade baixa para a camada de valência
para um átomo de mais alta electronegatividade.
Na(1s22s 22p 63s1 ) + F(1s 22s2 2p5 )
Na+(1s2 2s22p 6) + F-(1s2 2s2 2p6 )
Mostramos a transferência de um electrão por uma meia seta curva
Ligações covalentes
A ligação covalente forma-se quando os pares de electrões são partilhados
entre dois átomos, cuja diferença de electronegatividades é 1,9 ou inferior.
Um exemplo de ligação covalente entre dois átomos de hidrogénio.
O par de electrões partilhados completa a camada de valência de
cada hidrogénio.
Ligações covalentes polares
Estruturas de Lewis
H
O
H
H 2O (8)
Wate r
H
Cl
HCl (8)
Hydroge n ch loride
H
H
C
H
H
CH 4 (8)
Me th an e
H
N
H
H
N H 3 (8)
Amm oni a
Estruturas de Lewis
H
C
C
H
C 2H 2 (10)
Acetylen e
H
H
C
C
C
H
H
C 2H 4 (12)
Ethylene
O
H
O
H
CH 2O (12)
Methanal
H
C
O
O
H
H 2CO 3 (24)
Carbonic acid
Estruturas de Lewis
Em moléculas contêm C, H, N, O, e halogénio
Hidrogénio tem uma ligação.
Carbono tem 4 ligações electrões não partilhados.
Azoto tem 3 ligações e 1 par de electrões não partilhados.
Oxigénio tem 2 ligações e 2 pares de electrões não partilhados.
Halogénio tem 1 ligação e 3 pares de electrões não partilhados.
Carga formal dos átomos
Carga formal : é a carga no átomo de uma molécula ou ião poliatómico.
Escreva a estrutura de Lewis
Determine para cada átomo todos os electrões não partilhados e
metade dos electrões partilhados (na ligação).
Compare este numero com com o número de electrões de valência
em neutro, no átomo não ligado.
Se o número é inferior ao determinado ao átomo não ligado, o átomo
terá a carga formal positiva.
Se o número é maior, o átomo tem carga formal negativa.
# of valen ce
Fo rmal = electro ns in
charge
unb ond ed atom
on e-half
all
unshared + of all shared
electrons
electrons
Teoria do VSEPR (Valence-shell Electron-Pair
Repulsion)
VSEPR é baseada em dois conceitos
Átomos são rodeados por regiões de densidade electrónica
Regiões de densidade elctrónica repelem-se entre si.
Moléculas polares e não polares

A molécula é polar se

Tiver ligações polares e

Se o centro da carga positiva é diferente do centro da carga negativa.
Insert elpot of
carbon d ioxid e
(page 19)
+ O
C
O
Carbon d ioxid e
(n on polar)
O
H + H
Water
(polar)
Insert elpot
of w ater
(page 19)
Ressonância
Ressonância

É a forma de descrever moléculas ou iões para as quais não existe
uma estrutura única de Lewis com representação adequada.

Setas curvas: Um símbolo usado para mostrar a redistribuição de
electrões de valência.

No uso de setas curvas , há apenas dois tipos de redistribuição
electrónica:


Apartir de uma ligação para o átomo adjacente.

Apartir de um átomo para uma ligação adjacente
As setas curvas indicam movimento de electrões
Exemplo de ressonância
N itrite ion
(equivalent
contributing
stru ctures)
O
O
N
N
O
O
Ethan oate ion
(equivalent
CH3 C
contributing
stru ctures)
O
O
O
CH3 C

A estrutura verdadeira é um híbrido de ressonância

Todos os comprimentos da ligação são iguais.
O
Forma de ressonância mais contributiva
Todas as estruturas contributivas têm que ter:
1. O mesmo número de electrões de valência.
2. Obedecer às regras da ligação covalente.
Não mais de 2 electrões na camada de valência do átomo de H.
Não mais de 8 electrões na camada de valência de elementos do
segundo periodo.
Elementos do 3º periodo podem ter mais de 12 electrões na camada de
valência.
3. Diferem sómente na distribuição electrónica dos electrões de valência.
4. Têm o mesmo número de pares de electrões electrões partilhados e não
partilhados.
Formas das orbitais atómicas

Todas as orbitais s têm a forma de uma esfera, com o
seu centro no núcleo.

Das orbitais s, a orbital 1s é a mais pequena, a orbital
2s é maior, e a orbital 3s ainda é maior.
Formas das orbitais átomicas

A orbital p consiste em dois lobos dispostos em linha
reta com o núcleo.
Ligação segundo a teoria das orbitais
moleculares

A ligação covalente forma-se quando uma porção da orbital átomica de
um átomo se sobrepõe à orbital átomica de outro átomo.

Na formação da ligação covalente H-H, por exemplo, há a
sobreposição de orbitais 1s de cada hidrogénio.
Orbitais híbridas

O problema:

Sobreposição de orbitais atómicas 2s e 2p dará ângulos de ligação
de 90º.

Em vez disso os ângulos de ligação são aproximadamente de
109.5°, 120°, e 180°.

A solução

Hibridização de orbitais atómicas.

Elementos do 2º periodo usam orbitais hibridas sp3, sp2, e sp para
formar ligação.
Orbitais híbridas

Estudamos 3 tipos de orbitais atomicas hibridas:
sp3 (uma orbital s + três orbitais p orbitals dão quatro orbitais sp3).
sp2 (uma orbital s + duas orbitais p dão três orbitais sp2).
sp (uma orbital s + uma orbital p dão duas orbitais sp).

A sobreposição de orbitais hibridas podem formar dois tipos de
ligações, dependendo da geometria de sobreposição:
Ligações  são formadas por sobreposição “directa”.
Ligações  são formadas por sobreposição “paralela”.
Orbitais híbridos
3
sp

Cada orbital hibrido sp3 tem dois lobos desiguais.

As quatro orbitais hibridas sp3 são direccionadas aos cantos de um
tetrahedro regular, em ângulos de 109.5°.

Figura mostra orbitais hibridas sp3.
Orbitais híbridas

3
sp
Figure mostra orbitais moleculares do metano,
amónia e água.
Orbitais híbridos

2
sp
Uma orbital hibrida sp2 tem dois lobos de tamanho desigual.

As três orbitais hibridas sp2 são direccionadas para os cantos de um
triângulo equilátero formando ângulos de 120°.

A orbital 2p é perpendicular ao plano de três orbitais sp2 .
Orbitais híbridos

2
sp
Figure mostra a ligação covalente no etileno. Etileno
é uma molécula planar.
Orbitais híbridos

2
sp
Figura mostra a ligação dupla de carbono-oxigénio que
consiste em uma ligação sigma () e uma ligação pi ().
Orbitais híbridos sp

Uma orbital hibrida sp hybrid orbital tem dois lobos de tamanho
desigual.

As duas orbitais hibridas sp alinham numa linha de ângulo de 180°.
Orbitais híbridos sp

Figura mostra ligação covalente no acetileno. A ligação
tripla carbono-carbono consiste em uma ligação sigma ()
e duas ligações pi ().
Orbitais híbridas

Table mostra a ligação covalente do carbono
Grupos funcionais

Grupo funcional: Um átomo ou grupo de átomos dentro
de uma molécula que mostra propriedades fisicoquímicas características.

Grupos funcionais são importantes por três razões, são
elas:

São
as
unidades
pelas
quais
dividimos
os
compostos orgânicos em classes.

São os sítios de reacções químicas caracteristicas.

A base para nomear os compostos orgânicos.
Grupos funcionais

Alcool:
composto que contém o grupo -OH (hydroxyl
group) ligado ao átomo de carbono tetraédrico.
HH
H- C-C- O- H
H H
An al coh ol
(Eth an ol )
Grupos funcionais

Amina: o composto que contém um grupo amina – o átomo
de azoto ligado a um, dois ou três átomos de carbono.

Aminas são classificadas como 1°, 2°, e 3° de acordo
com o número de carbonos ligados directamente ao
átomo de azoto.
CH3 N H
H
(a 1° amine)
CH3 N H
CH3 N CH3
CH3
(a 2° amin e)
CH3
(a 3° amine)
Grupos funcionais

Grupo Carbonilo (C=O) de aldeídos e cetonas.
O
CH3 -C-H
An aldeh yd e
O
CH3 -C-CH3
A ketone
Grupos funcionais

Grupo Carboxilo de ácidos carboxilicos.
O
CH3 -C-O-H
Acetic acid
or
CH3 COOH
or
CH3 CO2 H
Ácidos e Bases
Ácidos e Bases de Arrhenius

Ácidos dissociam-se em água para dar iões H3O+.

Bases dissociam-se em água para dar iões OH-.

Kw = [H3O+ ][OH- ] = 1.0 x 10-14 at 24°C

pH = -log [H3O+ ]

Ácidos and bases fortes dissociam-se 100%.

Com bases, a situação é ligeiramente diferente.

Muitas bases são hidróxidos de metal como KOH, NaOH,
Mg(OH)2, e Ca(OH)2.

Estes compostos são sólidos iónicos e, quando se dissolvem em
água, os seus iões simplesmente se separam.
NaOH(s)

H2 O Na+ (aq)
+ OH (aq)
Outras bases não são hidróxido, estas bases produzem OH- por
reacção com moléculas de água.
NH3 ( aq) + H2 O(l)
NH4 + ( aq) + OH- (aq)
Usamos setas curvas para mostrar a transferência do
protão apartir da água para a amónia.
Ácidos e Bases segundo BrØnstedLowry

Ácidos podem dar um protão.

Bases podem aceitar um protão.

Pares de ácido-base conjugados.
con jugate acid-bas e pair
con jugate acid-bas e pair
HCl( aq)
Hydrogen
chloride
(acid )
+ H2 O(l)
Water
(b ase)
Cl-( aq) +
Chlorid e
ion
(conjugate
bas e of HCl)
H3 O+ (aq)
Hydron ium
ion
(conjugate
acid of H 2 O)
Força do ácido e da base

Constante de dissociação do ácido, Ka

Constante de dissociação da base, Kb

Pares conjugados, (Ka)(Kb) = Kw

Reacções de ácido e base ocorrem espontaneamente do forte para
o fraco.
O
CH3 COH
O
+
NH3
Acetic acid
Ammonia
pK a 4.76
(stron ger bas e)
(s tronger acid)
CH3 CO-
+
NH4
+
A cetate ion Ammon ium ion
(w eak er b ase)
pK a 9.24
(w eaker acid )
Estrutura e acidez
Factores que determinam a acidez relativa de um ácido orgânico têm a
ver com a estabilidade relativa de anião, A-, formado quando o ácido, HA,
transfere o protão para a base.
Consideramos 4 factores:

Electronegatividade do átomo ligado ao H no HA

Ressonância que estabiliza o A-

Efeito indutivo

O tamanho e deslocalização da carga no A-
Electronegatividade
À medida que a ligação de hidrogénio se torna mais polarizada, ou seja o
átomo (C, N, O, F) é mais electronegativo, o anião é mais estável logo o H
torna-se mais positivo e a ligação é mais fácil de quebrar.
Ressonância, deslocalização da carga no A-

Deslocalização da carga negativa na base conjugada estabiliza o
anião, portanto a substância é um ácido forte.

Mais estruturas de ressonância significa uma maior estabilidade.
Ressonância, deslocalização da carga no A
Compare a acidez do ácido carboxilico e do álcool, ambos contêm
o grupo hidroxilo.

Ácidos carboxilicos são ácidos fracos. Para maioria dos ácidos
carboxilicos não substituidos os valores de pKa estão entre 4 e 5.
CH3 COOH + H2 O

+
CH3 COO + H3 O
pKa = 4.76
Álcoois são ácidos muito fracos. Valores de pKa para a maioria
dos álccois estão entre 15 a 18.
CH3 CH 2 O-H + H2 O
An alcoh ol
CH3 CH2 O- + H3 O+
An alkoxid e
ion
pKa = 15.9
Ressonância, deslocalização da carga no A
Quanto maior a estabilização por ressonância do anião, maior a
acidez do composto.

Não há ressonância do anião alcóxido.

Podemos escrever duas estruturas equivalentes para o anião de
carboxilato; a carga negativa está espalhada pelos dois átomos de
oxigénio.
O
O
CH3 C
+
O H
H2 O
CH3 C
O
CH3 C
O
+
+
H3 O
O
The carboxylate an ion is stabilized
by delocalization of th e negative ch arge
Efeito indutivo

Efeito Indutivo polarização da densidade electrónica
transmitida através da ligação covalente, pela átomo
vizinho de elevada electronegatividade,.
Tamanho

À medida que o tamanho aumenta, o H é menos ligado e a ligação
é mais fácil de quebrar.

O tamanho maior estabiliza o anião, porque a carga negativa está
deslocalizada.
Ácidos e Bases de Lewis

Ácidos aceitam pares de electrões = electrófilo

Bases dão pares de electrões = nucleófilo
CH2
CH2
nucleófilo
+
BF3
electrófilo
_
BF3
CH2
+
CH2
FIM