Química Orgânica I
Estrutura e Ligações
Químicas
Ministrante: Prof. Sidney Lima
•
UFPI - Teresina
O que se propõe nesta aula?
1. Apresentar uma introdução da Química Orgânica, incluindo um
breve panorama histórico, que permite entender a origem da
expressão
QO e seu significado atual.
•
2. Entender que as propriedades das substância são determinadas
em grande parte pelas ligações químicas que mantêm seus átomos
unidos.
3. Determinar que tipo de ligação em cada substância e de que
forma as características dessas ligações dão origem a diferentes
propriedades físicas e químicas.
4. Aprender como as formas espaciais podem ser prevista usando
um modelo simples.
5. Estudar os fundamentos gerais das Teorias de Ligações.
Prof. Sidney Lima
Química Orgânica
Há mais de 200 anos surgiu a expressão compostos orgânicos para
designar as substâncias produzidas pelos organismos vivos, animais
ou vegetais.
Química Orgânica, ramo da Química que estuda os compostos que
contêm Carbono, seja ou não produzidos por organismos vivos.
O
OH
Casos Particulares
O
O
C
CH3
ácido acetilsalicílico
C
C
CO2
H2CO3
HCN
=
=
=
=
=
grafite
diamante
dióxido de carbono
ácido carbônico
ácido cianídrico
Química Orgânica: A química dos hidrocarbonetos e seus derivados
Histórico: Química Orgânica
Torbern Bergman, Sueco (1780):
• Diferença entre Orgânicos e Inorgânicos.
Jöns Jacob Berzelius (1780):
Criou a expressão Química Orgânica (livro -1807).
Teoria da Força Vital (TFV): Conseqüência?
Friedrich Wöller (1828): Abalo da TFV).
O
NH 4 CNO
cianato de am ônio
(Inorgânico)
∆
H2 N
C
NH 2
uréia
(O rgânicos)
Kekulé e Couper (1857):
• Tetravalência do Carbono.
• Proposição da Estrutura para o Benzeno (Kekulé).
• Cadeias Carbônicas (Química Bidimensional).
INTRODUÇÃO
Compostos Orgânicos
Há mais de 150 anos, os periódicos químicos têm reportado:
Organismos vivos: plantas e animais
Fósseis: carvão mineral, petróleo, gás natural, turfa e linhito.
Sínteses de laboratório.
Metade da década 1970
Mais de 5 milhões de compostos
Cada ano: milhares novos compostos
INDUSTRIALMENTE
Produzidos 6.000 a 10.000 compostos
•
Eastman Organic Chemicals: 4.000 compostos
•
•
Aldrich Chemical Company: 9.000 compostos
•
•
Outras companhias:
100 a 1.000 compostos
Aplicações!
REPRESENTAÇÃO DE FORMULAS ESTRUTURAIS
1. Fórmula Estrutural de traços e pontos
2. Fórmula Estrutural condensada e de linha de ligação
Exemplo: propanol
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3. Fórmulas Tridimensionais
CADEIAS CARBÔNICAS
1. Tipos de Carbono
Primário (P): se liga a no máximo 1 outro átomo de carbono.
Secundário (S): se liga a 2 outros átomos de carbono.
Terciário (T): se liga a 3 outros átomos de carbono.
Quaternário (Q): se liga a 4 outros átomos de carbono
Exemplos:
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2. Classificação das cadeias carbônicas
2.1. Quanto ao fechamento
Cadeia Aberta, Acíclica ou Alifática:
Cadeia Fechada ou Cíclica:
2.2. Quanto disposição dos átomos de carbono
Cadeia Normal:
Cadeia Ramificada:
2.3. Quanto à ligação entre os átomos de carbono
Cadeia Saturada:
Cadeia Insaturada:
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Quanto à natureza dos átomos de carbono
Cadeia Homogênea:
Cadeia Heterogênea:
Cadeia Homocíclica: é toda cadeia cíclica que não apresenta átomos
diferentes de carbono entre os carbonos do ciclo.
Cadeia Heterocíclica: é toda cadeia cíclica que apresenta o heteroátomo no
ciclo.
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Grupos Funcionais
?
Ciclopropano
butino
propeno
O
O
propanol
OH
metanoato de etila
O
CH3
O
H
ácido etanóico
NH2
CH3
2-propanona
etanaldeído
C O C
O
OH
OCH3
O
Anidrido
OR
C
OR
Acetal
etilamina
SO2H
SO3H
Sulfinila
Sulfonila
aromáticos
?
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Estrutura Atômica:
Experiências de Rutherford: Descoberta do Próton 1904
O átomo seria uma esfera de raio aproximadamente 10-8
cm e o núcleo estaria no centro com raio em torno de 10-12
cm.
núcleo 10-14 a 10-15 m
Elétrons
Concluiu que se o átomo é formado por
duas regiões e é descontínua, a
matéria é descontínua Prof. Sidney Lima
Descrição do Átomo:
A
Número atômico, Z.
Número de massa, A = Z + N
X
Z
Todos os átomos de dado elemento tem mesmo Z,
mas podem diferentes números de massa.
partículas
massa
relativa (u)
carga
relativa
elétrons
0
-1
próton
1
+1
neutron
1
0
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Distribuição Eletrônica:
Foi proposta por Linus Pauling e denominada configuração
eletrônica
Princípio de Exclusão de Linus Pauli: um elétron não pode ter
os quatros números quânticos exatamente iguais a nenhum
outro.
Regra de Hund: quando os átomos se encontram em seus
estados fundamentais, os elétrons ocupam os níveis de
energia mais baixo possível.
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Diagrama de Linus Pauling
1º camada = 2
2º camada = 8
3º camada = 18
1s2 ; 3p6 ; 3d10 ; 4f14
Nível de energia
Números máximo
de elétrons
subnível
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Distribuição Eletrônica:
2p
2p
2p
2s
2s
2s
1s
1s
1s
Boron
Carbon
Nitrogen
2p
2p
2p
2s
2s
2s
1s
1s
1s
Oxygen
Fluorine
Neon
•Princípio de Exclusão de Pauli: 2 e- por orbital e de spins opostos ?????.
•Regra de Hund: elétron ocupa um orbital vazio antes de ser emparelhado.
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Identificação de Cada elétrons e um Átomo
Princípio de Exclusão de Linus Pauli: um elétron não pode ter
os quatros números quânticos exatamente iguais a nenhum
outro.
n=2
5B
2
1s
2
1
2s 2p
l=1
m=
-1
0 +1
m = -1
s = -1/2
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Ligações Químicas: Modelo do Octeto
Nas condições ambientes os gases nobres apresentam átomos estáveis
isolados
Gás
nobre
K
He
2
L
M
N
O
Ne
2
8
Ar
2
8
8
Kr
2
8
18
8
Xe
2
8
18
18
8
Rn
2
8
18
32
18
O
8
Natureza da Ligação Química: Ligação Iônica
Teoria da Ligação Iônica (Lewis, 1875-1946) e
Ligação Covalente Kossel (1916):
23
11Na
1s2 2s2 2p6 3s1
35
Cl
17
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
+
-
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H
2.1
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
K
0.8
Br
2.8
Natureza da Ligação Química: Ligação Iônica
Li
+
F
Li+
+
F−
Exemplos: CaF2 ; Al2O3 ;
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Natureza da Ligação Química: Ligação Covalente
Lewis e Kossel (1916): uma das primeiras explicação de
uma ligação química, fundamentada no compartilhamento
de elétrons (Regra do octeto).
Estrutura de Lewis: Cl2
H C H
H
or
H
methane
H
H
C
H
Cl
Cl
O
H
C
H
ethylene
double bond
H
C
H
N
H
or
H
C
N
N
H
or
H
or
N
H
C
H
N
N2
H
or
H
or
Cl Cl
H
C
H
C
Cl
H
H
C
Cl +
O
H
formaldehyde
C
H
N
H
formaldimine
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Natureza da Ligação Química: Ligação Covalente
- Átomos com 2 ou 3 elétrons de valência forma até 3 ligações.
B no BF3
1s2 2s2 2p1
C no CH4
1s2 2s2 2p2
- Átomos com 4 ou mais elétrons forma quantas ligações forem
necessária para Atingirem a regra do octeto.
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Estrutura de Lewis: Ligação Covalente
−
O
O
−
O
Cl
O
O
O
O
C
C
1
O−
−
O
2−
O
2
−
O
O
O
C
C
O
−
O
−
3
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Escala de Eletronegatividade de Linus Pauling
H
2.1
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
K
0.8
Br
2.8
Características dos Compostos iônicos:
em condições ambientes, são sólidos, cristalinos, duros,
elevados pontos de fusão e ebulição.
no estado sólido, não conduzem eletricidade
quando fundidos ou em solução aquosa, são bons condutores
duros, quebradiços e transparentes
Características dos compostos moleculares ou covalentes
Sólidos, gasosos ou líquidos.
PF e PE baixos.
Formam moléculas.
Quando apolares, não conduzem eletricidade.
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Carga formal (CF)
CF = nº elétrons de valência - (nº e- livres + 1/2 nº elétrons ligantes)
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Estrutura de Lewis: Ligação Covalente
Ligação covalente apolar – entre átomos iguais.
Ligação covalente polar - ocorre quando há diferença de eletronegatividade
entre os átomos da ligação.
Ligação covalente dativa - Ocorre quando o par de elétrons de ligação é
“doado” só por um dos átomos envolvidos
Exemplo: CO2
;
SO2
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Ligação Covalente Polar
A formação de dipolos elétricos em moléculas, como no caso do
HCl, pode facilmente ser verificado experimentalmente. Ao aplicar
um campo elétrico, as moléculas irão girar de forma a alinhar-se
com este campo, conforme mostrado no esquema abaixo.
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Exceção a Regra do Octeto.
1. Molécula com número ímpar de elétrons.
NO; ClO2
2. Moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto,
ou seja, moléculas deficientes em elétrons.
BeF2; BF2
3. Moléculas nas quais um átomo tem mais de um octeto,
ou seja, moléculas com expansão do octeto.
PF5
4. Qualquer composto com mais de 4 ligações covalentes
estará em desacordo com a regra do octeto.
Cl
Cl
P
Cl
F
Cl
Cl
F
F
S
F
F
O
F
F
F
B
H
F
O
+
N
O
−
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Polaridade das Ligações Covalentes e
das Moléculas
Momento de dipolo (m)
Propriedades Físicas e
Forças Intermoleculares
dipolo induzido – dipolo induzido
Força de London ou Dispersão
Propriedades Físicas e Forças Intermoleculares
Ligação dipolo Instantâneo-dipolo induzido
Ligação de Hidrogênios
Ligação de Hidrogênios
Como conseqüência das fortes interações
intermoleculares, a água apresenta algumas
propriedades especiais. Alguns insetos, por
exemplo, podem andar sobre ela. Isto deve-se
à tensão superficial da água: uma propriedade
que faz com o líquido se comporte como se
tivesse uma membrana elástica em sua
superfície.
Lagartixa van der Waals
Todas as proteínas que compõe o nosso organismo são constituídas por
sequências de amino-ácidos, ligados covalentemente. Estes compostos
possuem grupos -OH e -NH capazes de formar uma forte rede de ligações
intermoleculares. É isto que confere a estrutura terciária das proteínas,
isto é, a sua forma característica de orientação espacial. Um outro exemlo é
o DNA de todos os humanos: sua forma de dupla-hélice - é mantida graças
às ligações hidrogênio entre os grupos dos -OH e -NH das bases
nitrogenadas heterocíclicas que o compõe: GCAT.
Solubilidade
Exercícios
1. Que tipo de íon um elemento químico 38X pode formar?
2. Qual a fórmula do composto resultante da união dos
elementos 16X e 20Y?
3. Como se classifica cada um dos elementos a seguir: 34X; 26Y;
12Z e 10W.
4. Determine a carga parcial negativa do O em uma ligação
C=O. Dados: comprimento ligação = 1,22 A (em cm ?)); µ =
2,3D; e = 4,8.10-10 ue. 10 = 10-10m.
5. Ligação covalente Dativa existe? Desenhe a estrutura de
Lewis para: SO2; CO2; NO3- ; NO2+; N2; N2H4
6. A tensão superficial é maior na água ou no éter etílico?
Justifique.
7. Explique o fenômeno spin.
Teoria de Repulsão dos Pares Eletrônicos da
Camada de Valência (VSEPR):
Ácido fórmico:
- Distribuição dos pares de elétrons = triângulo eqüilátero.
- Geometia molecular: trigonal plana.
H
C
H
O
N
H
H
H
Metano - tetraédrica
A. ligação: 109,5°
H
H
H
Amônia – pirâmide triangular
A. ligação: 107º
H
Água – angular ou deformada
A. ligação: 105°
F
Trifluoreto de boro – trigonal
A. ligação: 105°
B
F
F
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•Estrutura dos pares de eletrons: hibridização do átomo central
•Geometria molecular
Geometria Molecular
•Estrutura dos pares de eletrons: hibridização do átomo central
•Geometria molecular
CO2 = geometria linear
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Vollardt, K. P. C.; Schore, N. E. (1999). “Organic Chemistry.” Structure
and Function. Ed. Freeman and Company. USA.
Costa, P.; Pilli, R.; Pinheiro, S.; Vasconcellos, M. (2003). “Substâncias
Carboniladas e Derivados.” Artmed Editora S.A. Porto Alegre – RG, Brasil.
McMurray, J. (2005). “Organic Chemistry.” 6
USA.
o
edição. Brooks/Cole,
Solomons, G.; Fryhle, C. (2000). “Organic chemistry.” John Wiley &
Sons. USA.