Fundamentos de Química
Orgânica
Prof. Dr. Fábio Herbst Florenzano
Informações gerais
• Prof. Fábio
• Sala A-08, campus II
• Email: [email protected]
• Estrutura da disciplina
• Aulas Expositivas
• Estudos Dirigidos
• Exercícios
Cronograma tentativo
Data
2/8
Atividade
Apresentação da disciplina
Conceitos Fundamentais em Química Orgânica
Grupos Funcionais e Forças Intermoleculares
9/8
23/8
Introdução às Reações Orgânicas
Alcanos
Estereoquímica
30/8
13/9
Reações Iônicas: Substituição Nucleofílica
Reações Iônicas: Eliminação
Estudo Dirigido
20/9
Reações Iônicas: substituição ou eliminação?
Prova teórica I
27/9
4/10
11/10
18/10
Alcenos e Alcinos
Reações Radicalares
Álcoóis e Ésteres
Compostos insaturados conjugados e aromáticos I
Estudo Dirigido
25/10
Compostos insaturados conjugados e aromáticos II
Prova Teórica II
1/11
8/11
22/11
Reações de Compostos Aromáticos
Aldeídos e Cetonas
Ácidos Carboxúlicos
Enóis e Enolatos
29/11
Aminas
Estudo Dirigido
6/12
Prova Teórica III
Avaliação
• 3 provas teóricas (20/7, 25/10 e 6/12), com pesos iguais
• Média final= (P1+P2+P3)/3
Bibliografia Básica
• CAMPOS, M.M. Fundamentos de Química Orgânica. Editora Edgard
Blücher, 1997.
• McMURRY, J. Química Orgânica. Rio de Janeiro: LTC Editora, 1997.
• MORRISON, R.T. e BOYD, R.N. Qu[mica Orgänica. Lisboa: Fundacão
Calouste Gulbenkian, 1995.
• SOLOMONS, T.W.G., FRYHLE, C.B. Química Orgânica. Rio de Janeiro:
LTC Editora, 2005.
• QUINOÁ, E. e RIGUERA, R. Questões e Exercícios de Química Orgânica.
São Paulo: MAKRON Books, 1996.
A Química Orgânica
• Histórico
• Até o século XIX
• Síntese da uréia a partir do cianato de amônio - 1828
• Elementos Químicos
• Isótopos
• Elétrons de valência (famílias da tabela periódica)
• Teoria Estrutural
• Valência dos átomos (C, O, H, N, etc.)
• Representação das ligações (covalentes)
• Isomeria e fórmulas estruturais
Ligações Químicas
• A Regra do Octeto
• Ligações iônicas e covalentes
Ligações covalentes
• Compartilhamento de elétrons:
• Configuração de gás nobre (quase sempre 8 elétrons na camada de valência)
• Conceito de moléculas
• Estruturas de Lewis
• Cargas formais
• F=Z-(1/2)S-U
Teoria da Ressonância
• Mais de uma estrutura de Lewis pode ser escrita para algumas
moléculas
• Cada uma dessas estruturas de ressonância, que existe apenas no
papel, é uma estrutura válida e contribuirá parcialmente para a
estrutura da molécula real, que é um híbrido de todas as estruturas
de ressonância
• Estruturas de ressonância de uma mesma molécula diferem apenas
pelo posicionamento dos elétrons
• Contribuição relativa de cada estrutura de ressonância
• Exemplos: carbonato, grupo funcional amida
O íon carbonato
Teoria dos Orbitais
• De acordo com a mecânica quântica os elétrons podem ser descritos
também como ondas
• A função de onda (Ψ) corresponde a um estado de energia de um
elétron
• Esse estado de energia pode ser ocupado por um ou dois elétrons
• O quadrado da função de onda (Ψ2) expressa a probabilidade de se
encontrar um elétron no espaço tridimensional
• Um orbital é a região do espaço onde há alta probabilidade de se
encontrar o elétron
Configurações eletrônicas
• Os orbitais representam os níveis de energia atômicos 1s, 2s e assim
por diante
• De acordo com a energia, eles podem ser ordenados da seguinte
forma, para as duas primeiras camadas:
• 1s (1 orbital) < 2s (1 orbital) < 2p (três orbitais)
• O preenchimento desses orbitais com os elétrons deve ser feito
seguindo três princípios: Aufbau, exclusão de Pauli e regra de Hund.
Configurações eletrônicas de alguns átomos
Orbitais moleculares
• As funções de onda de elétrons de dois átomos separados podem ser
combinadas linearmente por adição ou subtração e gerar os
chamados orbitais moleculares
• Os orbitais moleculares pode ser ligantes ou antiligantes. No primeiro
caso os elétrons são compartilhados pelos átomos e compõe uma
ligação covalente, de comprimento definido
Hibridização de orbitais
• Para explicar fatos como a geometria de moléculas orgânicas, recorrese à teoria de hibridização dos orbitais
• Segundo essa teoria, orbitais da camada de valência do mesmo
átomo podem se combinar (soma ou subtração das funções de onda)
formando novos orbitais híbridos
• No caso do carbono há um orbital s e três p na camada de valência
Hibridização
3
sp
Hibridização
3
sp
– o metano
Ligação
3
sp -s:
exemplo de ligação sigma
Hibridização
2
sp
– o eteno
O carbono com hidridização
2
sp
O carbono com hidridização
2
sp :
o eteno
Ligação pi
Ligação dupla: a restrição rotacional
A ligação dupla: isomerismo cis-trans
• Devido ao impedimento rotacional, os grupos podem ser distribuídos
de duas maneiras diferentes nos carbonos de uma dupla ligação.
• Exemplo 1,2 dicloro eteno: duas substâncias diferentes! Cis e trans
• 1,1 dicloroeteno: apenas uma substância
• 1,1,2 tricloroeteno: apenas uma substância
Hibridização sp
Hibridização sp: o etino
Comparação entre etano, eteno e etino
Explicando a geometria molecular
• Repulsão dos pares de elétrons de valência (RPECV ou VSEPR):
• Os orbitais se repelem e a configuração de menor energia é aquela em que os
pares de elétrons estão afastados
• Devem ser levados em consideração os elétrons compartilhados e nãocompartilhados
• Os não-compartilhados tendem a repelir mais que os outros
• Exemplos significativos: água e amônia
As moléculas da água e da amônia
Fórmulas estruturais
Fórmulas tridimensionais
Famílias dos compostos de carbono
Famílias dos compostos de carbono
Famílias dos compostos de carbono:
propriedades físicas e estrutura
Forças intermoleculares
• São forças que existem entre moléculas como resultado da
atração/repulsão entre suas nuvens eletrônicas
• Propriedades das substâncias, como as propriedades físicas comuns
estão intimamente ligadas a essas forças
• Devido à variedade de grupos funcionais e famílias dos compostos
orgânicos, eles podem apresentar diversos tipos de forças e, por
conseguinte, apresentam propriedades também bastante diferentes
• A densidade eletrônica sobre os átomos e grupos é fundamental para
determinar quais forças intermoleculares ocorrem
A origem da polaridade: a ligação covalente
polar
• Quando dois átomos com certa diferença de eletronegatividade (p.ex.
C-O, C-N, O-H, N-H) se ligam por ligações covalentes, os elétrons se
distribuem de maneira não-homogênea sobre esses átomos, gerando
polaridade na ligação, um dipolo, onde há uma separação parcial de
carga e um pólo parcialmente positivo e outro parcialmente negativo
• A magnitude da polaridade da ligação pode ser medida pelo seu
momento de dipolo (carga x distância)
• A soma vetorial dos momentos de dipolo determina o momento de
dipolo da molécula
• Lembrando que, quando a diferença de eletronegatividade é muito
alta, a ligação é iônica, com separação total de cargas
Momentos de dipolo
Momentos de dipolo: água e amônia
Propriedades físicas e estrutura molecular
Exemplos de processos mediados por forças
intermoleculares
Forças intermoleculares e solubilidade
• A solubilidade de uma substância em um líquido dependo do balanço
entre as interações (soluto/soluto+solvente/solvente) x
soluto/solvente
• Sendo as interações soluto/solvente intensas, a substância será
solúvel naquele solvente específico
• Portanto, substâncias que interagem fortemente com o determinado
solvente por forças intermoleculares tendem a ser solúveis nele
• De uma maneira bastante genérica e com muitas exceções diz-se que
semelhante dissolve semelhante (polar dissolve polar...)