Unidade 1 - Teoria Estrutural

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Química Orgânica I 
 
Unidade 1 
 
Teoria Estrutural 
2 
 Introdução 
 Química Orgânica 
A química dos compostos de carbono 
O corpo humado é principalmente formado por compostos 
orgânicos 
Está presente em ciências da saúde, ciências agrárias, ciências 
exatas e da terra, … 
 Vitalismo 
Originalmente era pensado que compostos orgânicos só podia 
ser produzidos por seres vivos devido a intervenção da “força 
vital”. 
Fredrich Wöhler, em 1828, provou que a “força vital” não existe 
quando produziu uréia a partir de cianato de amônia. 
Unidade 1 
Unidade 1 3 
 
 
 Teoria Estrutural 
 Premisas Centrais 
Valência: átomos em compostos orgânicos formam um número 
fixo de ligações 
 
 
 
 
 
O carbono pode formar uma ou mais ligações com outros 
carbonos. 
C N OH X
X = F, Cl, Br, I
C C C C C C
Unidade 1 4 
 Teoria Estrutural 
 Isômeros 
Isômeros são moléculas diferentes com a mesma fórmula 
molecular 
Exemplo 
 Considerando dois compostos com mesma fórmula molecular C2H6O, é possível 
diferí-los através da conectividade de seus átomos. 
 
 
 
 
 
 
Isômeros constitucionais 
 Diferentes propriedades físicas (ponto de ebulição, ponto de fusão, densidade, …) 
e químicas. 
Unidade 1 5 
 Teoria Estrutural 
 A forma 3D das moléculas 
Praticamente todas as moléculas possuem uma forma 3D. 
Van´t Hoff e le Bel propuseram, em 1874, que as quatro ligações 
ao redor do carbono não se dispunham num plano, mas em um 
arranjo tetraédrico. 
Unidade 1 6 
 Ligações Químicas 
 Eletronegatividade 
A habilidade de um átomo atrair elétrons 
 
Unidade 1 7 
 Ligações Químicas 
 Ligações iônicas 
Átomos ganham ou perdem elétrons para alcançar a configuração 
eletrônica de um gás nobre, ionizando os átomos 
O íons carregado em oposição se atraem e formam uma ligação 
iônica. 
Geralmente ocorre entre átomos com grande diferença de 
eletronegatividade 
Exemplo 
 Lítio perde um elétron para ter a configuração eletrônica do hélio, e torna-se 
positivamente carregado. 
 Fluor ganha eletrons para ter a configuração eletrônica do Neônio e torna-se 
negativamente carregado. 
 As cargas positiva do lítio e negativa do fluor se atraem, formando uma forte 
ligação iônica, em uma rede cristalina. 
 
EN 1,0 4,0 
Unidade 1 8 
 Ligações Químicas 
 Ligação Covalente 
Ocorrem entre átomos de eletronegatividades similares, próximos 
na tabela periódica. 
EN 3,0 3,0 
EN 2,5 2,1 
Unidade 1 9 
 Ligações Químicas 
 Ligação Covalente 
Dipolo da Ligação: momento de dipolo (μ) = e x d 
 e: carga do átomo; d: distância entre os átomos 
Quando a diferença do momento dipolar entre os átomos é grande 
dizemos que a ligação é polar. 
 
 
 
 
 
 
Quando a diferença do momento dipolar entre os átomos é 
pequena dizemos que a ligação é apolar. 
Unidade 1 10 
 Ligações Químicas 
 Regra do octeto 
Átomos formam ligações para produzirem um configuração 
eletrônica de gás nobre, que é mais estável. 
Na maioria das vezes isso significa completar 8 elétrons na 
camada de valência do átomo. 
Átomos podem formar ligações iônicas ou covalentes para 
satisfazer essa regra. 
 Desenhando Estruturas de Lewis 
Uma estrutura de Lewis é a representação das ligações dos 
átomos por pontos que por sua vez representam os elétrons de 
valência. 
Para se desenhar uma estrutura de Lewis para um determinado 
composto, primeiro precisamos saber quantos elétrons de 
valência estão disponíveis por átomo no composto. Cada átomo 
tem um número igual ao número do grupo ao qual pertence. 
 Carbono: group 4A  4 elétrons de valência 
 Hydrogênio: 1A  1 elétron de valência 
 Oxigênio: 6A  6 elétrons de valência 
 Nitrogênio: 5A  5 elétrons de valência 
 
Unidade 1 11 
 Ligações Químicas 
 Desenhando Estruturas de Lewis 
 
AaBb…Zz 
aA + bB + … + zZ – carga = total de elétrons de valência 
 
Se a molécula é iônica, o valor da carga deve ser utilizado. 
A estrutura é escrita para satisfazer a regra do octeto para cada 
átomo, fornecendo a carga correta. Se necessário, multiplas 
ligações pode ser usadas para isso. 
Exemplo: Dióxido de carbono (CO2) 
 
 
 Adiciona-se os pares de elétrons usados para as ligações do carbono com os 
oxigênios. Os 12 elétrons restantes são adicionados a cada átomo para completar 
o octeto. Ligações duplas e triplas são adicionadas se necessário. 
 
 
 
C + 2O – 0 = 4 + 2(6) – 0 = 16 
O – C – O => O=C=O 
: : 
: : => 
O – C – O 
: : 
: : : 
: 
Unidade 1 12 
 Ligações Químicas 
 Exceções à Regra do Octeto 
A regra do octeto se aplica facilmente aos átomos mais comuns 
em compostos orgânicos (C, O, N, F). Para compostos 
inorgânicos exceções são encontradas. 
Exemplo de exceção: 
 Boro: 3 elétrons de valência 
 Fluor: 7 elétrons de valência 
 Total: 24 elétrons de valência. 
 Boro não tem seu octeto completo. 
 
Exemplo de exceção: PCl5 and SF6 
Unidade 1 13 
 Ligações Químicas 
 Deslocalização eletrônica e híbridos de ressonância 
Algumas vezes não basta uma única estrutura de Lewis para 
representar corretamente uma molécula orgânica. 
Exemplo: É conhecido experimentalmente que todas as ligações 
no íon carbonato são de mesmo comprimento e a carga está 
espalhada igualmente sobre os oxigênios, e nenhuma das 3 três 
estruturas de Lewis abaixo explica isso. 
 
Unidade 1 14 
 Ligações Químicas 
 Deslocalização eletrônica e híbridos de ressonância 
A real representação do íon carboxilato passa por um híbrido das 
três formas anteriores denominado híbrido de ressonância. 
 
 
 
 
 
Esse híbrido de ressonância ocorre devido a deslocalização 
eletrônica dos elétrons das ligações, e é uma mistura das três 
formas de Lewis, que contribuem igualmente para o híbrido. 
Unidade 1 15 
 Ligações Químicas 
 Deslocalização eletrônica e híbridos de ressonância 
Regras para obtenção de híbridos de ressonância: 
 Estruturas individuais somente existem no papel. A molécula real é um híbrido de todas as 
moléculas contribuintes. Híbridos de ressonância são indicados separados por setas duplas. 
 Somente elétrons em multiplas ligações e elétrons não ligantes podem ser movidos. Os núcleos 
permanecem em suas posições originais. 
 Exemplo: 3 não é um híbrido de ressonância por que um átomo foi movido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Todas as formas de ressonância precisam ter uma estrutura de Lewis correta. 
Unidade 1 16 
 Ligações Químicas 
 Deslocalização eletrônica e híbridos de ressonância 
Regras para obtenção de híbridos de ressonância: 
 Moléculas têm menor energia que seus híbridos de ressonãncia individuais, devido a estabilização 
por ressonância. 
 Híbridos de ressonância contribuem diferentemente para a estrutura real da molécula, dependendo 
de suas estabilidades relativas. 
 Híbridos mais estáveis contribuem mais. 
 Híbridos de ressonância equivalentes contribuem igualmente para a estrutura real da molécula e 
aumentam sua estabilidade. 
 Exemplo: Os dois híbridos de ressonância do benzeno contribuem 
igualmente estabilizando-o. 
Unidade 1 17 
 Ligações Químicas 
 Deslocalização eletrônica e híbridos de ressonância 
Regras para assinalar a importância relativa dos híbridos de 
ressonância: 
 Quanto maior o número de ligações covalentes, maior a importância do híbrido de 
ressonância para a molécula real. 
Exemplo: A estrutura 6 possue mais ligações covalente, logo é 
mais estável. 
 
 
 
 
 
 Quanto maior o número de átomos com o octeto completo, maior a importância 
do híbrido de ressonância para a molécula real. Na estrutura 10, todos os átomos 
possuem octeto completo, exceto hidrogênios. 
Unidade 1 18 
 Ligações Químicas 
 Deslocalização eletrônica e híbridos de ressonância 
Regras para assinalar a importância relativa dos híbridos de 
ressonância: 
 Híbridos de ressonância com separaçãode carga são menos importantes. Logo 
11 tem maior importância para determinação da estrutura real. 
 Além disso, híbridos de ressonância cuja carga positiva está em um átomo pouco 
eletronegativo ou cuja carga negativa está em um átomo muito eletronegativo são 
mais importantes. Assim, 12 é mais importante que 13 para determinar a molécula 
real. 
CH ClCH2 :::
11 12
CH
+
ClCH2
-
::: CH Cl+CH2 - :::
13
H2C CH Cl 
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 Ligações Químicas 
 Mecânica Quântica 
Modelo simplista de ligação química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Não leva em conta a impossibilidade de localização exata do 
elétron devido seu movimento constante. 
 Princípio de Heisenberg: A posição e momentum de um elétron não podem ser 
simultaneamente conhecidas. 
Unidade 1 
20 
 Ligações Químicas 
 Mecânica Quântica 
Equações de onda descrevem as ligações entre os átomos 
levando em conta a natureza ondulatória dos elétrons: funções de 
onda . 
Equações de onda fornecem: 
 O estado energético do elétron 
 A probabilidade de encontrar um elétron em um determinado estado 
2 descreve a localização do elétron em um determinado ponto no 
espaço: orbital atômico (OA). 
Gráficos 3D de 2 gera as formas dos OA s, p, d, f. 
Unidade 1 
21 
 Ligações Químicas 
 Mecânica Quântica 
Princípios e regras para preenchimento dos orbitais atômicos: 
 Aufbau: Orbitais de menor energia são preenchidos primeiro. 
 Exclusão de Pauli: No máximo dois spin pareados podem ser colocados em um 
orbital. 
 Hund: Um elétron é adicionado a cada orbitais degenerados antes que um 
segundo possa ser adicionado. 
 
Unidade 1 
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 Ligações Químicas 
 Mecânica Quântica 
Orbitais Moleculares (OM) 
 Quando dois átomos se aproximam seus orbitais atômicos (OA) se sobrepõem 
para tornarem-se orbitais molecures (OM). 
 O número de orbitais moleculares formados é sempre igual ao números de 
orbitais atômicos soprepostos (CLOA, adição e subtração de orbitais atômicos). 
 
 
Unidade 1 
1H1s 
1H1s 
1H 
1H* 
23 
 Ligações Químicas 
 Mecânica Quântica 
Orbitais Moleculares (OM) 
Unidade 1 
24 
 Ligações Químicas 
 Mecânica Quântica 
Hibridização 
 A estrutura do metano não pode ser explicada apenas usando a configuração 
eletrônica do carbono. 
Unidade 1 
25 
 Ligações Químicas 
 Mecânica Quântica 
Hibridização 
Unidade 1 
orbital hibrido sp3 
do carbono: s + 3 p 
26 
 Ligações Químicas 
 Mecânica Quântica 
Hibridização 
Unidade 1 
orbital hibrido sp3 
do carbono 
ligação  
27 
 Ligações Químicas 
 Mecânica Quântica 
Hibridização 
 O carbono também pode hibridrizar levando a orbitais sp2 e sp, permitindo outras 
interações de orbitais que levam a ligações multiplas. 
Unidade 1 
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 Ligações Químicas 
 Mecânica Quântica 
Hibridização 
 Superposição dos orbitais sp2 e p dos átomos de carbono no eteno. 
Unidade 1 
29 
 Ligações Químicas 
 Mecânica Quântica 
Hibridização 
 Superposição dos orbitais sp2 e p. 
Unidade 1 
30 
 Ligações Químicas 
 Mecânica Quântica 
Hibridização 
 Superposição dos orbitais sp e dos 2 orbitais p no etino. 
Unidade 1 
31 
 Ligações Químicas 
 Representações das Formulas Estruturais 
 
Unidade 1 
32 
 Ligações Químicas 
 Representações das Formulas Estruturais 
 
Unidade 1 
33 
 Ligações Químicas 
 Representações das Formulas Estruturais 
 
Unidade 1 
34 
 Ligações Químicas 
 Representações das Formulas Estruturais 
 
Unidade 1