Estrutura e Propriedades dos Compostos Orgânicos

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Estrutura e propriedades      
dos compostos orgânicos  
  
Contexto Histórico  
No século XVIII, os cientistas acreditavam            
que as substâncias conhecidas eram          
divididas em:  
● Compostos Inorgânicos -> que        
seriam derivados dos minerais e não            
possuíam ”força vital”.  
● Compostos Orgânicos -> que        
seriam derivados de fontes vivas,          
pois continham “força vital        
incomensurável”- a essência da vida!  
Nota: Assim, como não era possível “criar vida                
em laboratório”, acreditava-se que também          
NÃO seria possível criar “compostos          
orgânicos”!  
  
No entanto, em 1828 o cientista alemão              
Friedrich Whöhler produziu acidentalmente        
ureia a partir do aquecimento de cianato de                
amônio.  
  
  
Assim, uma nova de�nição para os            
compostos orgânicos foi necessária:  
Substâncias orgânicas são aquelas formadas          
por átomos de carbono.  
Nota: Ureia é um composto orgânico cristalino,              
incolor, de fórmula (NH₂)₂CO, produzido          
naturalmente pelo fígado como resultado do            
metabolismo das proteínas provenientes da          
alimentação.  
  
Importância dos Compostos Orgânicos  
 ↪ C ombustíveis (geração de energia), tais              
como os derivados do petróleo (como a              
gasolina e o óleo diesel), o etanol, os                
biocombustíveis, o carvão e o gás natural.  
  
Carbono: O que o torna especial?  
Se olharmos a tabela periódica, o carbono,              
na família 14, está em uma posição em que à                    
esquerda dele se encontram átomos menos            
eletronegativos com tendência de receber          
elétrons e à direita, átomos mais            
eletronegativos com tendência de doar          
elétrons. E o carbono, que está no meio                
desta divisão, tem uma característica          
interessante, pois ele nem doa nem recebe,              
preferindo compartilhar os elétrons. É essa            
tendência de compartilhamento que faz com            
que ele seja útil na formação de milhões de                  
compostos estáveis  
  
Ligações Iônicas e Covalentes   
Ligações Iônicas são aquelas que partem da              
premissa de que temos que preencher a              
última camada de elétrons do átomo de              
maior energia ou que ela já está preenchida,                
que é o caso do hélio que só tem dois                    
elétrons, a �m de estabilizar o mesmo, e                
que todo átomo procura essa estabilidade,            
doando ou recebendo elétrons. Assim,          
átomos que são capazes apenas de            
compartilhar elétrons, são incapazes de          
realizar esse tipo de ligação, recorrendo à              
Ligação Covalente.  
Nota:   
Ligação Iônica  
↪ resulta da atração de íons de cargas opostas.   
  
Ligação Covalente  
↪ formada pelo compartilhamento de elétrons.  
  
Ligação Metálica  
↪ ligação entre átomos de metal - raramente                
ocorre na química orgânica.  
  
Ligações Covalentes Apolares e Polares  
O compartilhamento de elétrons entre os            
átomos na Ligação Covalente pode ser igual              
ou diferente, dependendo da polaridade dos            
átomos de ligação.  
● Átomos iguais ou com a mesma            
eletronegatividade vão compartilhar      
os elétrons de maneira igualitária,          
con�gurando a ligação apolar (sem          
pólos);  
● No caso de átomos com          
eletronegatividade diferente, eles      
vão compartilhar os elétrons de          
maneira desigual, ou seja, o átomo            
mais eletronegativo puxará os        
elétrons mais para perto dele,          
formando um dipolo (pólos positivo e            
negativo) na ligação, a ligação polar .  
  
A polaridade da molécula nem sempre é a                
polaridade da ligação da estrutura. Às vezes              
uma molécula tem ligações polares, mas a              
soma de todas as ligações vão gerar uma                
molécula apolar, pois medimos isso a partir              
da soma dos vetores dos momentos de              
dipolo de cada uma das ligações da              
estrutura.   
  
Polaridade das Moléculas  
● Molécula Apolar  
A soma total dos momentos dipolares é              
igual a zero ( total = 0 ). μ →  
  
  
  
  
● Molécula Polar  
A soma total dos momentos dipolares é              
diferente de zero ( total 0 ). μ → = /  
  
  
  
  
  
  
Nota: indica que é um vetor. → μ  
Formas Espaciais Moleculares  
As moléculas não estão dispostas          
espacialmente exatamente na forma como          
desenhamos.  
● Estrutura de Lewis  
Fornece a conectividade atômica, ou seja,            
nos mostra o número e os tipos de ligações                  
entre os átomos.  
Exemplo:  
  
● Forma Espacial  
É determinada por seus ângulos de ligações.  
Exemplo:  
  
  
  
  
  
  
  
↪ Geometria molecular piramidal trigonal.  
  
Para prevermos a forma molecular,          
supomos que os elétrons de valência se              
repelem e, consequentemente, a molécula          
assume qualquer geometria 3D que          
minimize essa repulsão.  
Este processo é denominado “Teoria de            
R epulsão do P ar de E létrons no N ível de                
V alência” (RPENV).  
Existem cinco geometria mais comuns para            
a forma molecular dos compostos          
orgânicos:  
↪ Linear  
  
↪ Trigonal Plana  
  
↪ Tetraédrica  
  
↪ Bipiramidal Trigonal  
  
↪ Octaédrica  
  
  
  
  
  
Nota: Dentre essas, a estrutura tetraédrica,            
piramidal trigonal e a angular são as mais                
recorrentes.  
  
Modelo RPENV  
● Para se determinar a forma de uma              
molécula, fazemos a distinção entre          
pares de elétrons não-ligantes        
(aqueles fora de uma ligação), que            
�cam sob o átomo na iminência de              
fazer uma interação ou uma ligação            
com outro átomo e, até mesmo, uma              
molécula, e pares ligantes (aqueles          
encontrados entre dois átomos);  
  
● De�nimos o arranjo eletrônico pelas          
posições no espaço 3D de TODOS os              
pares de elétrons (ligantes ou não            
ligantes);  
  
● Os elétrons assumem um arranjo no            
espaço para minimizar a repulsão          
. ee − − −  
●  
↪ Para determinar o arranjo:  
1º. Desenhamos a Estrutura de Lewis, aquela              
onde colocamos o par de elétrons não-              
ligantes;   
  
  
  
  
2º. Contamos o número total de pares de                
elétrons ao redor do átomo central;  
3º. Ordenamos os pares de elétrons em uma                
das geometrias citadas para minimizar a            
repulsão e contamos as ligações   ee − − −          
múltiplas como um par de ligação.  
No caso da amônia, por exemplo, temos o                
arranjo tetraédrico, onde o par de elétrons              
não- ligantes poderá fazerligação com            
outro NH3 ou outra estrutura que esteja no                
meio e ávida ao par de elétrons.  
  
Elétrons Não- ligantes e Ligações  
Múltiplas nos Ângulos de Ligação  
O efeito dos elétrons não- ligantes nas              
ligações múltiplas, fará com que tenha            
redução ou aumento do ângulo de ligação              
entre os átomos.  
Modelo Experimental  
  
  
Neste modelo, o ângulo de ligação H-X-H              
diminui ao passarmos do C para o N e para o                      
O.  
Como os elétrons em uma ligação são              
atraídos por dois núcleos, eles não se              
repelem tanto quanto os pares solitários,            
consequentemente, os ângulos de ligação          
diminuem quando o número de pares de              
elétrons não- ligantes aumenta.  
Nota: Os elétrons nas ligações múltiplas se              
repelem mais do que os elétrons nas ligações                
simples.  
  
  
  
  
  
  
Nota: Ligação múltipla ocorre quando dois            
átomos compartilham dois ou mais pares de              
elétrons.  
↪ Um par de elétrons compartilhado = ligação                
simples;  
↪ Dois pares de elétrons compartilhados =              
ligação dupla;  
↪ Três pares de elétrons compartilhados =              
ligação tripla.  
  
Representação dos Compostos  
Orgânicos  
Os compostos orgânicos podem ser  
representados de muitas maneiras:  
↪ Fórmula de Lewis  
  
↪ Fórmula Estrutural  
  
Nota: a forma estrutural de traços pode ser  
expandida ou condensada (I e II).  
  
↪ Fórmula em Linhas.  
  
↪ Fórmula Molecular, Mínima e Percentual  
  
  
  
Orbitais Atômicos e Moleculares  
Orbital é a região tridimensional em torno              
do núcleo onde há a possibilidade de se                
encontrar um elétron. Eles precisam se            
aproximar, interagir, para que haja          
formação das ligações químicas.   
Nota: É uma função matemática que descreve o                
comportamento de onda de um elétron (ou um                
par de elétrons) em um átomo.  
  
Os orbitais S possuem formato esférico.  
  
Já os orbitais P possuem formato de alter.  
  
Em Química Orgânica esses são os orbitais              
que mais utilizamos, pois são estruturas            
basicamente formadas por carbonos e          
hidrogênio.   
  
Teoria do Orbital Molecular  
A teoria do orbital molecular combina a              
tendência dos átomos em completar o            
octeto, através do compartilhamento de          
elétrons, com suas propriedades de onda,            
designando os elétrons para um volume do              
espaço chamado orbital.   
A Ligação Covalente resulta da combinação            
desses orbitais moleculares para formar os            
orbitais moleculares.  
  
Como as Ligações Covalentes são          
formadas?  
Os orbitais atômicos se aproximam até            
estarem em uma distância ideal e começam              
a se sobrepor, diminuindo a energia, pois há                
liberação da mesma com o aumento da              
estabilidade. Essa energia diminui até que os              
átomos estejam tão próximos, que seus            
núcleos comecem a se repelir, aumentando-            
a novamente.  
A atração entre os elétrons negativos e os                
núcleos positivos é o que mantém os átomos                
juntos, formando a Ligação Covalente.  
  
  
  
Nota: A Ligação Covalente formada é uma              
Sigma ( ); σ  
Nota: A distância ideal é o momento de menor                  
energia e repulsão, chamado comprimento  
da ligação.  
Nota: A energia liberada quando a ligação se                
forma é a mesma necessária para romper a                
ligação, chamada Força de Ligação ou Energia de                
Dissociação da Ligação.  
  
  
  
Orbitais Híbridos  
↪ Átomos se ligam através de orbitais com  
elétrons desemparelhados;  
↪ Orbitais atômicos se sobrepõem para  
formar a ligação;  
↪ Os orbitais moleculares resultantes são  
diferentes dos atômicos, portanto: Híbridos.  
  
Por exemplo, na ligação H - F ( s-p ) o               σ    
hidrogênio com um elétron tem o orbital s ,                
já o �úor, o orbital de�ciente é o p . Assim,                    
temos a aproximação de um orbital s com o                  
p , formando um orbital molecular híbrido, o              
sp3 .  
  
Em um exemplo F - F ( p-p ) com             σ    
distribuições eletrônicas iguais, o orbital          
de�ciente de um elétron em ambos é o p.                  
Eles irão se combinar e formar o orbital                
molecular híbrido, pp .  
  
Modelo Experimental  
  
  
  
  
  
  
  
  
No metano temos a distribuição eletrônica            
do carbono com dois elétrons sobrando nos              
orbitais 2p e um orbital completamente            
vazio. O que vai acontecer?   
Um elétron do orbital s será promovido              
para o orbital p , fazendo com que �que um                  
elétron para cada orbital ( s , p , p , p ),                  
compondo os orbitais hibridizados sp3 , onde            
cada um deles se ligará com outros para                
formar um substância.  
  
  
Essas ligações simples terão in�uência na            
estrutura do metano, onde teremos a forma              
tetraédrica com ângulo de ligação 109, 5°              
(apolar).  
  
Já no etano, notamos que a medida que se                  
aumenta o número de carbonos na molécula,              
aumentasse também o número de de            
orbitais hibridizados presentes, podendo ter          
tanto orbitais sp3 , quanto orbitais sp3 - sp3            
e sp3 - s , pois estarão interagindo com            
átomos de hidrogênio.   
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
As ligações simples formarão o ângulo de              
ligação 109, 6° e as ligações C - C com                    
tamanho de 1, 54 Å e C - H com 1, 10 Å.   
Veremos que a medida que ligações            
múltiplas são adicionadas aos compostos, o            
tamanho da ligação sofrerá alteração, assim            
como os ângulos de ligação.  
Nota: Å lê-se Ångström, unidade de medida de                
comprimento, onde 1 Å= metros. 01 
10−
 
  
Ligação Dupla  
  
  
  
  
  
Na ligação dupla teremos a promoção            
novamente de um elétron do orbital s para                
um orbital p para acontecer a hibridização              
de três orbitais: um s e dois p , formando                  
três orbitais sp2 e um orbital p que �ca                  
vazio, perpendicular ao plano.   
Os ângulos serão de 120° e a geometria                
triangular, onde tanto a ligação C C           ＝  
quanto a ligação C - H, diminuirão, tendo:                
1,33 Å e 1,08 Å, respectivamente.  
  
↪ Ligação s C ＝ C: sp2-sp2 ;  
↪ Ligação s C - H: sp2s.  
↪ Ligação p formada pelo orbital p              
desemparelhado.  
↪ Ligações de tamanhos e forçasdiferentes.  
Ligação Tripla  
Na ligação tripla teremos também a            
promoção de um elétron do orbital s para                
um orbital p e a hibridização ocorrerá entre                
apenas um orbital s e um p , formando sp ,                  
constituídos 50% de cada um dos orbitais.              
Ficarão dois orbitais p livres na molécula.   
Os ângulos de ligação serão de 180° e a                  
geometria planar, onde a ligação C C e a           ≡      
ligação C - H, diminuirão mais ainda,              
�cando: 1,20 Å e 1,06 Å, respectivamente.  
  
↪ Ligação s C - C: sp-sp;  
↪ Ligação s C - H: sp-s.  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
↪ Duas Ligações formadas pelos dois       π      
orbitais p desemparelhados.  
  
  
  
  
  
  
  
  
↪ Ligações de tamanhos e forças            
diferentes  
  
Nota: Quanto menor o tamanho das ligações              
(mais curtas), mais forte serão, necessitando            
de mais força para separar os átomos.  
  
Resumo:  
  
  
Teoria da Ressonância   
A Teoria da Ressonância foi desenvolvida a              
partir de algumas observações feitas para            
estruturas que não tinham tamanho de            
ligação do jeito esperado.  
Por exemplo, o ânion carbonato ( ): O3C 2−  
  
  
  
  
  
  
  
  
A estrutura de Lewis prevê duas ligações              
simples e uma ligação dupla. Sabemos que,              
em uma ligação C = O, o comprimento da                  
ligação é de 1, 23 Å e que, em média, uma                      
ligação simples C - O tem comprimento de                
1, 43 Å. No entanto, dados experimentais              
mostram que as três ligações têm o mesmo                
tamanho de ligação: 1, 28 Å.  
  
● Conclusão: não é possível propor          
uma estrutura de Lewis que explique            
este dado experimental.  
● Solução: emprego da Teoria da          
Ressonância, onde, os pares de          
elétron irão transitar livremente        
sobre a molécula, con�gurando a          
deslocalização eletrônica.  
  
  
Observações  
Obs. 1: A teoria da Ressonância preconiza:              
estruturas de Lewis equivalentes umas às            
outras podem ser obtidas a partir do              
deslocamento de elétrons;  
  
Obs. 2: Chamamos estas estruturas          
equivalentes de contribuintes de        
ressonância e nenhum contribuinte de          
ressonância é uma representação correta da            
molécula;  
  
Obs. 3: A representação correta vem do              
híbrido de ressonância (uma “soma” ou            
“média” de todos os contribuintes de            
ressonância;  
  
Obs. 4: Os contribuintes de ressonância não              
dão, necessariamente, contribuições de        
mesmo peso na estrutura do híbrido (alguns              
podem ser mais relevantes que outros).  
  
Contribuintes de Ressonância  
Podemos representar os contribuintes de          
ressonância do ânion carbonato a partir da              
representação abaixo:  
↪ Os três contribuintes estão desenhados            
entre colchetes.  
↪ A única diferença entre as três              
estruturas está na movimentação dos          
elétrons (a conectividade dos átomos se            
mantém inalterada).  
↪ A seta entre os contribuintes é uma                
dupla seta (ou seta de ressonância).   
↪ É possível também notar que as cargas                
negativas nos átomos de oxigênio estão            
sendo passadas de um átomo para o outro                
(as cargas estão deslocalizadas).  
  
O híbrido de ressonância do ânion carbonato              
será representado assim:  
  
  
As ligações duplas pontilhadas estão          
indicando que elas estão sendo formadas e              
quebradas nos deslocamentos de elétrons e            
os átomos de oxigênio com cargas parciais,              
que as cargas negativas estão          
deslocalizadas nos três átomos de oxigênio .  
  
Regras para propor contribuintes de          
ressonância  
1. O contribuinte deve obedecer,sempre que            
possível, a regra do octeto.  
2. Apenas elétrons são deslocados (a            
conectividade da molécula permanece        
intacta, ou seja, a posição dos átomos é                
mantida).  
3. Contribuintes mais estáveis:  
● Contribuintes sem separação de        
carga são mais estáveis do que            
contribuintes com átomos      
carregados;  
● Contribuintes com octeto completo        
são mais estáveis que outros          
incompletos;  
● Contribuintes com maior número de          
Ligações Covalentes são mais        
estáveis que contribuintes com        
menor número de ligações.