Química Orgânica
4º Edição
Paula Yurkanis Bruice
Capítulo 1
Estrutura Eletrônica
e
Ligação
Ácidos e Bases
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Química Orgânica
• Substâncias orgânicas são substâncias que contêm
carbono
• O carbono não libera nem aceita elétrons
prontamente
• O carbono compartilha elétrons com outros átomos
de carbono bem como com diferentes tipos de
átomos
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A Estrutura de um Átomo
• Um átomo consiste de elétrons, prótons carregados positivamente e nêutrons neutros
• Os elétrons formam ligações químicas
• Número atômico: número de prótons em seu núcleo
• Número massa: a soma de prótons e nêutrons de um átomo
• Isótopos têm o mesmo número atômico mas diferente número
de massa.
• O peso atômico: a média da massa atômica dos seus átomos
• Peso molecular: a soma de todos os pesos atômicos de todos
os átomos da molécula
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A Distribuição de Elétrons em um
Átomo
• A mecânica quântica usa a equação matemática do
movimento de onda para caracterizar o movimento dos
elétrons em torno do núcleo.
• As funções de onda ou orbitais nos diz a energia de um
elétron e a região do espaço em torno do núcleo onde um
elétron é mais provavelmente encontrado.
• O orbital atômico mais perto do núcleo tem a menor energia.
• Orbitais degenerados têm a mesma energia.
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• O princípio de Aufbau: Primeiro os elétrons ocupam
os orbitais de menor energia.
• O princípio de exclusão de Pauli: somente dois
elétrons podem ocupar o mesmo orbital e os dois
elétrons têm que ter spins opostos..
• A regra de Hund: os elétrons ocuparão orbitais
degenerados vazios antes de ser emparelhado em um
mesmo orbital.
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• Substâncias iônicas são formadas quando um
elemento eletropositivo transfere elétron(s) para um
elemento eletronegativo
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Substâncias Covalentes
• Igual compartilhamento de elétrons: ligação covalente
não-polar (e.g., H2)
• Compartilhamento de elétrons entre átomos com
Eletronegatividade diferente: ligação covalente polar
(e.g., HF)
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Mapas de potencial eletrostático
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Um Dipolo
• Uma ligação polar tem uma extremidade positiva e
uma extremidade negativa
Momento de dipolo (D) = m = e x d
(e) : grandeza da carga no átomo
(d) : distância entre as duas cargas
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Estruturas de Lewis
Estruturas de Lewis
carga formal =
número de elétrons de valência –
(número de elétrons livres + 1/2 do número de elétrons em
ligantes)
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Números de Ligação Importantes
uma ligação
duas ligações
três ligações
H
F
Cl
Br
O
N
C
quatro ligações
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I
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Orbitais Moleculares
• Orbitais moleculares pertencem a molécula como
um todo.
• Ligação s: formada pela sobreposição de dois
orbitais s.
• Comprimento da ligação/dissociação da ligação:
energia necessária para quebrar uma ligação ou energia
liberada para formar uma ligação.
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Sobreposição em fase forma um OM ligante;
sobreposição fora de fase forma um OM antiligante
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Ligação sigma (s) é formada pela sobreposição fiminício de dois orbitais p
Uma ligação s é mais forte do que uma ligação p
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Ligação pi (p) é formada pela sobreposição lado-a-lado
de dois orbitais p paralelos
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Ligação em Metano e Etano:
Ligações Simples
Hibridização de orbitais:
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Os orbitais usados na formação de ligação determina
os ângulos de ligação
• Ângulos de ligação tetraédrico: 109,5°
• Os pares de elétrons se distribuem no espaço o mais
distante possível um do outro
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Orbitais Híbridos do Etano
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Ligação no Eteno: Uma Ligação Dupla
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Um carbono hibridizado em sp2
• O ângulo de ligação no carbono sp2 é120°.
• O carbono sp2 é o carbono trigonal planar.
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Ligação no Etino: Uma Ligação Tripla
• Uma ligação tripla consiste de uma ligação s duas
ligações p.
• Ângulo de ligação do carbono sp : 180°.
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Ligação no Radical Metila
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Ligação no Ânion Metila
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Ligação na Água
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Ligação na Amônia e no Íon Amônio
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Ligação em Haletos de Hidrogênio
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Resumo
• Uma ligação p é mais fraca do que uma ligação s.
• Quanto maior a densidade eletrônica na região de
sobreposição dos orbitais, mais forte é a ligação.
• Quanto maior o caráter s, menor e mais forte é a
ligação.
• Quanto maior o caráter s, maior é o ângulo de ligação.
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Momento de Dipolo de Moléculas
A soma vetorial da magnitude e direção do momento de
dipolo da ligação individual determinam o momento de dipolo
total da molécula.
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Ácidos e Bases de Brønsted–Lowry
• Um ácido doa um próton.
• Uma base aceita um próton.
• Forte reage para dar fraco.
• Quanto mais fraca é a base, mais forte é seu ácido
conjugado.
• Bases estáveis são bases fracas.
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Um Equilíbrio Ácido/Base
H2O + HA
H3O+ + A-
[H3O+][A-]
Ka =
[H2O][HA]
pKa = -log Ka
Ka: A constante de dissociação ácida.
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A Equação de Henderson–Hasselbalch
O pH indica a concentração de íons hidrogênio (H+)
pK a

HA
 pH  log
A 

• Uma substância existirá primariamente em sua forma
acídica em um pH < seu pKa
• Uma substância existirá primariamente em sua forma
básica em um pH > seu pKa
• Uma solução tampão mantém um pH aproximadamente constante na adição de pequena quantidade de
ácido ou base.
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• Quando os átomos são muito diferentes em
tamanho, o ácido mais forte terá seu próton ligado ao
maior átomo
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• Quando os átomos são similares em tamanho, o
ácido mais forte terá seu próton ligado ao átomo mais
eletronegativo
• A retirada indutiva de elétrons aumenta a acidez de
um ácido conjugado
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O ácido acético é mais ácido do que o etanol
Os elétrons deslocalizados no ácido acético são
compartilhados por mais de dois átomos, estabilizando
a base conjugada
O
O
CH3CO-
CH3CO-
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Ácidos e Bases de Lewis
• Ácido de Lewis: ácido não-doador de próton; aceitará
dois elétrons.
• Base de Lewis: doadores de pares de elétrons.
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