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GUIA DE ESTUDO E MANUAL DE SOLUÇÕES PARA ACOMPANHAR A Química Orgânica 12a Edição VOLUME I T.W. GRAHAM SOLOMONS University of South Florida CRAIG B. FRYHLE Pacific Lutheran University SCOTT A. SNYDER University of Chicago ROBERT G. JOHNSON Xavier University JON ANTILLA University of South Florida Tradução e Revisão Técnica OSWALDO ESTEVES BARCIA, D.Sc. Instituto de Química – UFRJ Os autores e a editora empenharam-se para citar adequadamente e dar o devido crédito a todos os detentores dos direitos autorais de qualquer material utilizado neste guia, dispondo-se a possíveis acertos caso, inadvertidamente, a identificação de algum deles tenha sido omitida. Não é responsabilidade da editora nem dos autores a ocorrência de eventuais perdas ou danos a pessoas ou bens que tenham origem no uso desta publicação. Apesar dos melhores esforços dos autores, do tradutor, do editor e dos revisores, é inevitável que surjam erros no texto. Assim, são bem-vindas as comunicações de usuários sobre correções ou sugestões referentes ao conteúdo ou ao nível pedagógico que auxiliem o aprimoramento de edições futuras. Os comentários dos leitores podem ser encaminhados à LTC — Livros Técnicos e Científicos Editora pelo e-mail faleconosco@grupogen.com.br. Traduzido de STUDY GUIDE AND SOLUTIONS MANUAL TO ACCOMPANY ORGANIC CHEMISTRY, TWELFTH EDITION Copyright © 2016, 2014, 2011, 2008 by John Wiley & Sons, Inc. All Rights Reserved. This translation published under license with the original publisher John Wiley & Sons, Inc. ISBN: 978-1-119-07732-9 Direitos exclusivos para a língua portuguesa Copyright © 2019 by LTC — Livros Técnicos e Científicos Editora Ltda. Uma editora integrante do GEN | Grupo Editorial Nacional Reservados todos os direitos. É proibida a duplicação ou reprodução deste volume, no todo ou em parte, sob quaisquer formas ou por quaisquer meios (eletrônico, mecânico, gravação, fotocópia, distribuição na internet ou outros), sem permissão expressa da editora. Travessa do Ouvidor, 11 Rio de Janeiro, RJ – CEP 20040-040 Tels.: 21-3543-0770 / 11-5080-0770 Fax: 21-3543-0896 faleconosco@grupogen.com.br www.grupogen.com.br Designer de capa: Maureen Eide Imagens de capa: © Onfokus | iStockphoto.com © Grafissimo | iStockphoto.com © RidvanArda | iStockphoto.com Editoração Eletrônica: Somos gratos às pessoas que apresentaram muitas sugestões úteis para as várias edições deste guia de estudo. Essas pessoas incluem: George R. Jurch, George R. Wenzinger e J. E. Fernandez, Universidade do Sul da Flórida; Darell Berlin, Universidade Estadual de Oklahoma; John Mangravite, Faculdade Estadual West Chester; J. G. Traynham, Universidade Estadual de Louisiana; Desmond M. S. Wheeler, Universidade de Nebraska; Chris Callam, Universidade Estadual de Ohio; Sean Hickey, Universidade de Nova Orleans; e Neal Tonks, Faculdade de Charleston. Somos especialmente gratos a R. G. (Bob) Johnson (Universidade Xavier) por sua amizade, dedicação e muitas contribuições durante muitos anos para este Guia de Estudo. T. W. Graham Solomons; Craig B. Fryhle; Scott A. Snyder; Jon Antilla Agradecimentos Ao Estudante vi INTRODUÇÃO vii “Resolvendo o Quebra-Cabeça” ou “Estrutura É (Quase) Tudo” vii CAPíTULO 1 O Básico LIGAÇãO E ESTRUTURA MOLECULAR, 1 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 1 TESTES, 14 CAPíTULO 2 Famílias de Compostos de Carbono GRUPOS FUNCIONAIS, FORÇAS INTERMOLECULARES E ESPECTROSCOPIA NO INFRAVERMELHO (IV), 17 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 17 TESTES, 28 CAPíTULO 3 Ácidos e Bases UMA INTRODUÇãO ÀS REAÇÕES ORGÂNICAS E SEUS MECANISMOS, 31 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 31 TESTES, 41 CAPíTULO 4 Nomenclatura e Conformações de Alcanos e Cicloalcanos, 43 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 43 TESTES, 56 CAPíTULO 5 Estereoquímica MOLÉCULAS QUIRAIS, 59 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 59 TESTES, 73 CAPíTULO 6 Reações Nucleofílicas PROPRIEDADES E REAÇÕES DE SUBSTITUIÇãO DE HALETOS DE ALQUILA, 75 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 75 TESTES, 87 CAPíTULO 7 Alquenos e Alquinos I PROPRIEDADES E SíNTESE. REAÇÕES DE ELIMINAÇãO DOS HALETOS DE ALQUILA, 89 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 89 TESTES, 110 CAPíTULO 8 Alquenos e Alquinos II REAÇÕES DE ADIÇãO, 113 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 113 TESTES, 134 CAPíTULO 9 Ressonância Magnética Nuclear e Espectrometria de Massa FERRAMENTAS PARA DETERMINAÇãO ESTRUTURAL, 136 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 136 TESTES, 154 CAPíTULO 10 Reações Radicalares, 156 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 156 TESTES, 173 Sumário sumário v CAPíTULO 11 Álcoois e Éteres SíNTESE E REAÇÕES, 175 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 175 TESTES, 197 CAPíTULO 12 Álcoois a Partir de Compostos Carbonílicos OXIDAÇãO-REDUÇãO E COMPOSTOS ORGANOMETÁLICOS, 198 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS, 198 TESTES, 221 TóPICO ESPECIAL A Espectroscopia de RMN de 13C, 244 TóPICO ESPECIAL B Teoria e Instrumentação de RMN, 245 TóPICO ESPECIAL C Polímeros de Crescimento de Cadeia, 246 TóPICO ESPECIAL D Reações Eletrocíclicas e de Cicloadição, 247 TóPICO ESPECIAL E Polímeros de Crescimento em Etapas, 251 TóPICO ESPECIAL F Tióis, Ilídeos de Enxofre e Dissulfetos, 256 TóPICO ESPECIAL G Tiol Ésteres e Biossíntese de Lipídeos, 258 TóPICO ESPECIAL H Alcaloides, 259 APêNDICE A Fórmulas Empírica e Molecular, 264 PROBLEMAS, 266 PROBLEMAS ADICIONAIS, 266 SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS DO APêNDICE A, 267 APêNDICE B Respostas dos Testes, 271 APêNDICE C Exercícios com Modelos Moleculares, 276 Ao contrário do que você possa ter ouvido falar, a química orgânica não precisa ser uma disciplina difícil. Ela será um curso rigoroso e oferecerá desafios. Todavia, você vai aprender mais nessa disciplina do que em qualquer outro curso que fizer – e o que aprender terá relevância especial para a vida e para o mundo à sua volta. No entanto, como a química orgânica pode ser abordada de forma lógica e sistemática, você descobrirá que, mediante a adoção de hábitos de estudo apropriados, dominá-la pode ser uma experiência profundamente gratificante. Assim, eis algumas sugestões a respeito de como estudar: 1. Mantenha seus estudos em dia – nunca deixe acumular matéria. A química orgânica é uma disciplina na qual uma ideia quase sempre se baseia em outra que foi vista anteriormente. Portanto, é essencial que você se mantenha em dia ou, melhor ainda, que esteja um pouco adiantado em relação a seu professor. O ideal é ficar um dia à frente da aula do seu professor, preparando a sua própria aula. Assim, a aula teórica será muito mais útil porque você já terá algum entendimento da matéria em questão. Seu tempo em aula será aproveitado para esclarecer e expandir as ideias com as quais você já está familiarizado. 2. Estude a matéria em pequenas unidades e tenha certeza de que entendeu cada seção nova antes de passar para a seguinte. Novamente, por causa da natureza cumulativa da química orgânica, seus estudos serão muito mais efetivos se você assimilar cada ideia nova, à medida que ela apareça, e tentar entendê-la completamente antes de passar para o conceito seguinte. 3. Resolva todos os problemas do capítulo, inclusive os problemas selecionados. Uma das maneiras de verifi- car seu progresso é resolver cada um dos problemas do capítulo conforme eles vão aparecendo. Eles foram escritos exatamente com essa finalidade e foram elaborados para ajudá-lo a definir se entendeu ou não a matéria que acabou de ser explicada. Você ainda deverá estudar cuidadosamente os Problemas Resolvidos. Se você entender um Problema Resolvido e conseguir resolver o problema proposto correlato existente no capítulo, então poderá prosseguir; caso contrário, você deverá retornar e estudar a matéria precedente novamente. Resolva também todos os problemas do final do capítulo selecionados por seu professor. Resolva-os em um caderno de anotações e leve esse caderno com você ao encontrar seu professor para aulas de reforço. 4. Escreva enquanto estuda. Escreva reações, mecanismos, estruturas, e assim por diante, muitas e muitas vezes. A quími- ca orgânica é mais bem assimilada pela pontados dedos por meio da escrita, em vez da simples visualização do texto com canetas especiais, ou da consulta a fichas com resumos. Há boa razão para isso. Estruturas, mecanismos e reações orgânicas são complexos. Se você simplesmente examiná-los, pode achar que os compreendeu na íntegra, mas esta é uma percepção errônea. O mecanismo de reação pode fazer sentido para você de certa maneira, mas você precisa de um entendimento mais profundo do que esse. É necessário que você saiba a matéria integralmente, de modo a poder explicá-la para outra pessoa. Esse nível de entendimento só é acessível à maioria de nós (aqueles que não possuem memória fotográfica) por intermédio da escrita. Somente escrevendo o mecanismo de reação de fato atentamos para os seus detalhes, tais como que átomos estão interligados, que ligações se quebram em uma reação e que outras se formam, e os aspectos tridimensionais das estruturas. Quando escrevemos reações e mecanismos, nosso cérebro faz conexões de memória de longa duração necessárias ao êxito em química orgânica. Podemos garantir, com grande grau de certeza, que sua nota na disciplina será diretamente proporcional ao número de folhas de papel preenchidas enquanto você estuda durante o semestre. 5. Aprenda ao ensinar e explicar. Estude com seus colegas e leve-os a praticar explicando os conceitos e mecanismos uns para os outros. Use os Problemas para Trabalho em Grupo e outros exercícios que seu professor possa escolher como adequados para ensinar e aprender interativamente com seus colegas de grupo. 6. Use corretamente as respostas dos problemas no Guia de Estudo. Consulte as respostas apenas em duas circunstâncias: (1) Quando tiver terminado um problema, use o Guia de Estudo para conferir sua resposta. (2) Quando você perceber, após fazer um esforço real para resolver o problema, que está completamente sem saída, então olhe a resposta para obter uma sugestão e volte a resolver o problema, sozinho. O valor de um problema é a sua solução. Se você simplesmente lê o problema e olha a resposta, vai privar-se de uma forma importante de aprender. 7. Use modelos moleculares quando estudar. Por causa da natureza tridimensional da maioria das moléculas orgânicas, os modelos moleculares podem ser de uma ajuda inestimável para a sua compreensão. Quando você precisar visualizar o aspecto tridimensional de um tópico em particular, compre um kit para a construção de modelos moleculares. Um apêndice do Guia de Estudo oferece um conjunto de exercícios muito útil envolvendo modelos moleculares. 8. Faça uso dos ricos recursos online de ensino e faça exercícios online que possam ser escolhidos por seu professor. Ao Estudante “Resolvendo o Quebra-Cabeça” ou “Estrutura É (Quase) Tudo” Introdução Assim que você começa a estudar química orgânica, ela pode parecer uma disciplina enigmática. De fato, em vários aspectos, a química orgânica é como um enigma – um quebra-cabeça. Mas é um quebra-cabeça com peças úteis e com menos peças do que você imagina. Para montar um quebra-cabeça, você deve considerar, basicamente, a forma das peças e como as peças se encaixam entre si. Em outras palavras, a resolução de um quebra-cabeça está relacionada com a estrutura. Na química orgânica, as moléculas são como peças de um quebra-cabeça. Boa parte da química orgânica, a própria vida, na verdade, depende do encaixe entre as peças do quebra- cabeça molecular. Por exemplo, quando um anticorpo do nosso sistema imunológico age sobre uma substância estranha, é o encaixe do anticorpo com a molécula invasora, em analogia ao encaixe de peças de um quebra-cabeça, que permite a “captura” da substância estranha. Quando sentimos o aroma doce de uma rosa, alguns dos impulsos neurais são iniciados pelo encaixe de uma molécula chamada geraniol em um sítio receptor olfativo em nosso nariz. Quando um adesivo une duas superfícies, ele o faz via bilhões de interações entre as moléculas dos dois materiais. A química realmente é um assunto fascinante. À medida que você faz a transição do estudo da química geral para a química orgânica, é importante solidificar os conceitos que vão ajudá-lo a compreender a estrutura das moléculas orgânicas. Diversos conceitos serão abordados a seguir usando vários exemplos. Como sugestão, estude os exemplos e as explicações apresentados e consulte as informações dos seus estudos de química geral quando precisar de explicações mais elaboradas. Ocasionalmente, há também citações de seções do seu livro, Química Orgânica, de Solomons, Fryhle e Snyder, porque parte do que segue é uma introdução a temas que você aprenderá durante o curso. ALGUNS PRINCÍPIOS FUNDAMENTAIS QUE DEVEM SER CONSIDERADOS O que é preciso saber para entender a estrutura das moléculas orgânicas? Primeiro, precisamos saber onde os elétrons estão localizados em torno de determinado átomo. Para entender isso, devemos recordar, da química geral, as ideias de configuração eletrônica e orbitais eletrônicos da camada de valência, especialmente no caso dos átomos de carbono, hidrogênio, oxigênio e nitrogênio. Precisamos também usar as estruturas de Lewis com os elétrons da camada de valência. Esses conceitos são úteis porque a forma de uma molécula é definida por seus átomos constituintes e a localização dos átomos segue a disposição dos elétrons que ligam os átomos entre si. A partir de uma estrutura de Lewis de uma molécula, podemos considerar a hibridização dos orbitais e a teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV) para gerar uma imagem tridimensional da molécula. Em segundo lugar, para compreender por que peças específicas do quebra-cabeça de moléculas orgânicas se encaixam, precisamos considerar as forças de atração e de repulsão entre elas. Para entender isso, precisamos saber como a carga eletrônica está distribuída em uma molécula. Devemos usar conceitos como carga formal e eletronegatividade. Isto é, precisamos saber quais as partes de uma molécula que são relativamente positivas e quais as que são relativamente negativas – em outras palavras, a polaridade delas. As associações entre moléculas dependem fortemente tanto da forma molecular quanto da complementaridade de suas cargas eletrostáticas (polaridade). viii introdução Quando se trata de química orgânica, será muito mais fácil entender por que as moléculas orgânicas têm certas propriedades e por que elas reagem de determinada maneira, se você tiver uma estimativa da estrutura das moléculas envolvidas. Na verdade, estrutura é quase tudo, pois, sempre que queremos saber por que ou como algo funciona, analisamos com mais cuidado a sua estrutura. Isto é verdade se estamos considerando uma torradeira, um motor a jato ou uma reação orgânica. Se você pode visualizar a forma das peças (moléculas) do quebra-cabeça de química orgânica, você verá mais facilmente como elas se encaixam (reação). ALGUNS EXEMPLOS Para revisar alguns dos conceitos que nos ajudarão a entender a estrutura das moléculas orgânicas, vamos usar como exemplo três moléculas muito importantes – água, metano e metanol (álcool metílico). Essas três moléculas, relativamente simples e pequenas, têm alguma semelhança entre si, mas apresentam diferenças nítidas que podem ser entendidas considerando suas estruturas. A água é um líquido com um ponto de ebulição moderadamente alto e que não dissolve bem compostos orgânicos. O metanol também é um líquido, com um ponto de ebulição mais baixo do que a água, mas um líquido que dissolve facilmente muitos compostos orgânicos. O metano é um gás que tem um ponto de ebulição bem abaixo da temperatura ambiente. Água e metanol dissolvem-se entre si, isto é, eles são miscíveis. Estudaremos as estruturas da água, do metanol e do metano porque os princípios que serão aprendidos com esses compostos podem ser estendidos para moléculas muito maiores. Água HOH Vamos considerar a estrutura da água, começando com o átomo de oxigênio central. Lembre queo número atômico (o número de prótons) do oxigênio é oito. Portanto, um átomo de oxigênio também tem oito elétrons. (Um íon pode ter mais ou menos elétrons que o número atômico para o elemento, dependendo da carga do íon.) Apenas os elétrons da camada de valência (nível mais externo) estão envolvidos na ligação. O oxigênio tem seis elétrons de valência – isto é, seis elétrons na segunda camada. (Lembre que o número de elétrons de valência é evidenciado pelo número do grupo do elemento na tabela periódica e o número do período para o elemento é o número da camada dos seus elétrons de valência.) Vamos considerar, agora, a configuração eletrônica do oxigênio. A sequência de orbitais atômicos para as três primeiras camadas de qualquer átomo é apresentada a seguir. O oxigênio usa apenas os dois primeiros níveis em seu estado de energia mais baixo. 1s , 2s , 2px , 2py , 2pz, 3s , 3px , 3py , 3pz Os orbitais p de qualquer determinada camada (segunda, terceira, etc.) têm a mesma energia. Lembre, também, que cada orbital pode acomodar, no máximo, dois elétrons e que cada orbital de igual energia acomoda um elétron apenas, antes de o segundo elétron ser alocado (regra de Hund). Portanto, no oxigênio, dois elétrons estão no orbital 1s, dois no orbital 2s e um em cada um dos orbitais 2p, considerando um subtotal de sete elétrons. O oitavo e último elétron é emparelhado com outro elétron em um dos orbitais 2p. Assim, a configuração do estado fundamental para os oito elétrons do oxigênio é 1s 2 2s 2 2px 2 2py 1 2pz1 em que os números sobrescritos indicam quantos elétrons há em cada orbital. Em termos de energia relativa desses orbitais, o seguinte diagrama pode ser desenhado. Observe que os três orbitais 2p estão representados no mesmo nível de energia. introdução ix Energia 2px 2s 1s 2py 2pz Vamos considerar, agora, a forma desses orbitais. Um orbital s apresenta a forma de uma esfera com o núcleo no centro. Cada orbital p apresenta a forma aproximada de um haltere ou de um objeto na forma de um lóbulo, com o núcleo entre os dois lóbulos. Existe um par de lóbulos para cada um dos três orbitais p ( px, py, pz ) e eles estão alinhados ao longo dos eixos das coordenadas x, y e z, com o núcleo na origem. Observe que isto implica que os três orbitais p formam ângulos de 90° entre si. um orbital s px, py, pzorbitais y x z Sendo assim, quando o oxigênio está ligado a dois hidrogênios, a ligação é realizada pelo com- par ti lha men to de um elétron de cada um dos hidrogênios com cada um dos dois elétrons de- sem pa re lha dos do oxigênio. Esse tipo de ligação, que envolve o compartilhamento de elétrons entre átomos, é chamado de ligação covalente. A formação de ligações covalentes entre o átomo de oxigênio e os dois átomos de hidrogênio é vantajosa porque cada átomo fica com sua camada de valência completa pelo compartilhamento desses elétrons. Para o oxigênio, em uma molécula de água, isto equivale a satisfazer à regra do octeto. Uma estrutura de Lewis para a molécula de água (que mostra somente os elétrons da camada de valência) é representada na estrutura vista a seguir. Existem dois pares de elétrons não ligantes em torno do oxigênio, bem como dois pares ligantes. H H O H H O x x Na estrutura à esquerda, os seis elétrons de valência do oxigênio são mostrados como pontos, enquanto aqueles do hidrogênio são mostrados como x. Isto é feito apenas para fins de contabilidade. É óbvio que todos os elétrons são idênticos. A estrutura da direita usa a convenção de que um par de elétrons ligantes pode ser representado por uma única linha entre os átomos ligados. Esse modelo estrutural para a água é, no entanto, apenas uma primeira aproximação. Embora seja uma estrutura de Lewis apropriada para a molécula de água, ela não é uma estrutura tridimensional correta. Pode parecer que o ângulo entre os átomos de hidrogênio (ou entre quaisquer dois pares de elétrons em uma molécula de água) seja de 90°, mas isto não corresponde aos ângulos reais em uma molécula de água. O ângulo entre os dois hidrogênios é, de fato, em torno de 105° e os pares de elétrons não ligantes estão em um plano diferente daquele dos x introdução átomos de hidrogênio. O motivo para esse arranjo é que grupos de elétrons ligantes e não ligantes tendem a se repelir devido às cargas negativas dos elétrons. Portanto, os ângulos ideais entre os grupos de elétrons ligantes e não ligantes são aqueles que permitem uma separação máxima no espaço tridimensional. Esse princípio e a teoria construída em torno dele são chamados de teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV). A teoria RPECV prediz que a separação ideal entre quatro grupos de elétrons em torno de um átomo é de 109,5°, o assim chamado ângulo tetraédrico. Em um ângulo de 109,5° todos os quatro grupos de elétrons estão igualmente separados entre si, orientados na direção dos vértices de um tetraedro regular. O ângulo tetraédrico exato de 109,5° é encontrado em estruturas em que os quatro grupos de elétrons e grupos ligados são idênticos. Na água, existem dois tipos diferentes de grupos de elétrons – pares ligando os hidrogênios com o oxigênio e pares não ligantes. Os pares de elétrons não ligantes se repelem entre si com uma força maior do que os pares ligantes; dessa forma, a separação entre eles é maior. Portanto, o ângulo entre os pares ligando os hidrogênios ao oxigênio em uma molécula de água é um pouco menor do que 109,5°, sendo, de fato, em torno de 105°. Como veremos mais adiante, o ângulo entre os quatro grupos de elétrons ligantes no metano (CH4) é o ângulo tetraédrico ideal de 109,5°. Isto porque os quatro grupos de elétrons e os átomos ligados são idênticos na molécula de metano. OH H105° A hibridização de orbitais é a razão pela qual 109,5° é o ângulo tetraédrico ideal. Como observado anteriormente, um orbital s é esférico e cada orbital p é semelhante a dois lóbulos alinhados ao longo dos eixos das coordenadas x, y e z. A hibridização de orbitais envolve tomar uma média ponderada dos orbitais eletrônicos de valência do átomo, resultando no mesmo número de orbitais hibridizados novos. Com quatro grupos de elétrons de valência, como na estrutura da água, um orbital s e três orbitais p da segunda camada no oxigênio são hibridizados (o orbital 2s e os orbitais 2px, 2py e 2pz). O resultado são quatro orbitais híbridos novos de mesma energia, designados como orbitais sp3 (em vez dos quatro orbitais originais, um s e três p). Cada um dos quatro orbitais sp3 tem ∼25% de caráter s e ∼75% de caráter p. O resultado geométrico é que os lóbulos maiores dos quatro orbitais sp3 são orientados em direção aos vértices de um tetraedro com um ângulo de 109,5° entre eles. orbitais híbridos sp3 (ângulo entre os lóbulos de 109,5°) No caso do oxigênio em uma molécula de água, em que dois dos quatro orbitais sp3 estão ocupados por pares não ligantes, o ângulo de separação entre eles é maior do que 109,5° devido à repulsão eletrostática adicional dos pares não ligantes. Logo, o ângulo entre os elétrons ligantes é ligeiramente menor, em torno de 105°. Mais detalhes sobre hibridização de orbitais, além dos apresentados aqui, são dados nas Seções 1.9-1.15 do livro Química Orgânica. Com esses detalhes adicionais sobre hibridização de orbitais, será evidente que, para três grupos de elétrons de valência, a separação ideal é de 120° (plana triangular) e, para dois grupos de elétrons de valência, a separação ideal é de 180° (linear). A teoria RPECV nos permite chegar, essencialmente, à mesma conclusão obtida pela hibridização matemática dos orbitais e, no momento, ela nos servirá para predizer a forma tridimensional das moléculas. introdução xi Metano CH4 Vamos considerar, agora, a estrutura do metano (CH4). No metano existe um átomo de carbono central ligado a quatro átomos de hidrogênio. O carbono tem um total de seis elétrons, em que quatro são elétrons de valência. (O carbonoestá no grupo IVA da tabela periódica.) No metano, cada elétron de valência do carbono e um elétron de cada um dos quatro átomos de hidrogênio são compartilhados, formando quatro ligações covalentes. Esta informação nos permite desenhar uma estrutura de Lewis para o metano (veja a figura a seguir). Com quatro grupos de elétrons de valência, a teoria RPECV nos permite predizer que a forma tridimensional de uma molécula de metano deve ser tetraédrica, com um ângulo de 109,5° entre cada dois hidrogênios ligados. De fato, isso é a realidade. O raciocínio da hibridização de orbitais também pode ser usado para mostrar que existem quatro orbitais híbridos sp3 equivalentes em torno do átomo de carbono, separados por um ângulo de 109,5°. H H HH C H H HH Cx x x x . . . . H H Todos os ângulos H-C-H são de 109,5° H H C A estrutura anterior mais à direita, em notação de cunha cheia-cunha tracejada, é usada para mostrar a estrutura em três dimensões. Uma ligação representada por uma cunha cheia indica que a ligação se projeta para a frente do papel, na direção do leitor. Uma ligação representada por uma cunha tracejada indica que a ligação se projeta para trás do papel, para longe do observador. As linhas comuns representam ligações no plano do papel. A notação de cunha cheia-cunha tracejada é uma ferramenta importante e amplamente usada para representar a estrutura tridimensional das moléculas. Metanol CH3OH Vamos considerar, agora, uma molécula que incorpora aspectos estruturais das moléculas de água e de metano. O metanol (CH3OH), ou álcool metílico, é essa molécula. No metanol, o átomo de carbono central está ligado a três hidrogênios e ao grupo O}H. Três dos quatro elétrons de valência do carbono e um elétron de cada um dos três átomos de hidrogênio são compartilhados, formando três ligações C}H. O quarto elétron de valência do carbono e um elétron de valência do átomo de oxigênio são compartilhados, formando uma ligação C}O. O átomo de carbono tem agora um octeto de elétrons de valência pela formação de quatro ligações covalentes. Os ângulos entre essas quatro ligações covalentes estão muito próximos do ângulo tetraédrico ideal de 109,5°, permitindo uma separação máxima entre elas. (Os orbitais de valência do carbono têm hibridização sp3.) No átomo de oxigênio, a situação é muito parecida com aquela na água. Os dois elétrons de valência desemparelhados do oxigênio são usados para formar ligações covalentes. Um elétron de valência é usado na ligação com o átomo de carbono e o outro é emparelhado com um elétron do hidrogênio para formar a ligação O}H. Os elétrons de valência remanescentes do oxigênio estão presentes como dois pares não ligantes, exatamente como na água. Assim, os ângulos separando os quatro grupos de elétrons em torno do oxigênio são próximos do ângulo ideal de 109,5°, mas um pouco menores no ângulo C}O}H devido à repulsão pelos dois pares não ligantes no oxigênio. (Os orbitais de valência do oxigênio também têm hibridização sp3, visto que existem quatro grupos de elétrons de valência.) Uma estrutura de Lewis para o metanol é apresentada a seguir, juntamente com uma representação tridimensional em perspectiva. H H OH C H H H H C O H xii introdução O “CARÁTER” DAS PEÇAS DO QUEBRA-CABEÇA Com uma imagem mental das estruturas tridimensionais das moléculas de água, metano e metanol, podemos perguntar de que modo a estrutura de cada uma, como uma “peça de quebra-cabeça”, influencia na interação de cada molécula com moléculas idênticas e diferentes. Para responder a esta pergunta, temos que dar um passo além da forma tridimensional dessas moléculas. Precisamos considerar não apenas a localização dos grupos de elétrons (ligantes e não ligantes), mas também a distribuição da carga eletrônica nas moléculas. Primeiro, observamos que elétrons não ligantes representam uma região de carga negativa mais localizada do que elétrons envolvidos em ligação. Portanto, seria de se esperar que a água tivesse alguma carga parcial negativa localizada na região dos pares de elétrons não ligantes do oxigênio. O mesmo seria verdadeiro para uma molécula de metanol. A letra grega minúscula δ (delta) significa “parcial”. H H O δ−δ− H H H C O H δ−δ− Em segundo lugar, o fenômeno da eletronegatividade influencia a distribuição de elétrons e, portanto, a carga em uma molécula, especialmente em relação aos elétrons em li ga ções covalentes. Eletronegatividade é a tendência de um elemento a atrair elétrons em uma li ga- ção covalente. A tendência entre os elementos é o aumento da eletronegatividade em direção ao canto direito superior da tabela periódica. (O flúor é o elemento mais eletronegativo.) Observando as localizações relativas do carbono, oxigênio e hidrogênio na tabela periódica, podemos ver que o oxigênio é o mais eletronegativo dos três elementos. O carbono é um pouco mais eletronegativo do que o hidrogênio. O oxigênio é bem mais eletronegativo do que o hidrogênio. Assim, existe separação de carga significativa em uma molécula de água, não somente devido aos pares de elétrons não ligantes do oxigênio, mas também devido à maior eletronegatividade do oxigênio em relação aos hidrogênios. O oxigênio tem tendência a atrair densidade eletrônica na ligação com o hidrogênio, deixando o hidrogênio parcialmente positivo. A separação de carga resultante é chamada de polaridade. As ligações O}H são chamadas de ligações covalentes polares devido a essa separação de carga. Se considerarmos o efeito líquido dos pares de elétrons não ligantes em uma molécula de água, como uma região relativamente negativa, e os átomos de hidrogênio como uma região relativamente positiva, fica claro que uma molécula de água tem uma separação de carga significativa ou polaridade. H H O δ−δ− δ+δ+ Uma análise da polaridade para uma molécula de metanol seria semelhante àquela da molécula de água. No entanto, o metanol é menos polar do que a água porque ele apresenta apenas uma ligação O}H. Ainda assim, a região da molécula em torno dos dois pares de elétrons não ligantes do oxigênio é relativamente negativa e a região próxima ao hidrogênio é relativamente positiva. Entretanto, a diferença de eletronegatividade entre oxigênio e carbono não é tão grande quanto aquela entre oxigênio e hidrogênio; assim, existe menos polaridade associada com a ligação C}O. Uma vez que há ainda menos diferença de eletronegatividade entre hidrogênio e carbono nas três ligações C}H, essas ligações não contribuem para a polaridade da molécula. O efeito líquido para o metanol é torná-lo uma molécula polar, porém, menos do que a água, devido ao caráter apolar da região do grupo CH3 da molécula. introdução xiii δ−δ− δ+ H H H C O H Vamos considerar, agora, o metano. O metano é uma molécula apolar. Isso é evidente, primeiro, porque não há pares de elétrons não ligantes e, segundo, porque há relativamente pouca diferença de eletronegatividade entre os hidrogênios e o carbono central. Além disso, esta mínima diferença de eletronegatividade que existe entre os hidrogênios e o átomo de carbono central é anulada pelo arranjo simétrico das ligações C}H na forma tetraédrica do metano. A diminuta polaridade de cada ligação C}H é cancelada pela orientação simétrica das quatro ligações C}H. Se consideradas como vetores, a soma vetorial das quatro ligações covalentes, minimamente polares orientadas com ângulos de 109,5° entre si, seria zero. H H H C H O dipolo líquido é zero. A mesma análise seria verdadeira para uma molécula com átomos idênticos ligados, mas átomos tendo eletronegatividade significativamente diferente daquela do carbono, desde que houvesse distribuição simétrica dos átomos ligados. O tetraclorometano (tetracloreto de carbono) é uma molécula desse tipo e tem polaridade líquida nula. Cl Cl Cl C Cl O dipolo líquido é zero. INTERAÇÕES ENTRE AS PEÇAS DO QUEBRA-CABEÇA Agora que você tem uma estimativa da forma e da polaridade dessas moléculas,é possível ver como as moléculas podem interagir entre si. O caráter polar de uma molécula confere a ela forças atrativas ou repulsivas em relação a outras moléculas. A região negativa de uma molécula é atraída para a região positiva de outra. Inversamente, se o caráter polar de uma molécula é pequeno, as forças de atração que ela pode exercer são muito pequenas [apesar de não serem completamente inexistentes, devido às forças de van der Waals (Seção 2.13B do livro Química Orgânica)]. Esses efeitos são chamados de forças intermoleculares (forças entre moléculas) e dependem fortemente da polaridade de uma molécula ou de determinadas ligações nela (em especial O}H, N}H e outras ligações entre hidrogênio e átomos mais eletronegativos com pares não ligantes). As forças intermoleculares têm profundos efeitos nas propriedades físicas, como ponto de ebulição, solubilidade e reatividade. Uma manifestação importante destas propriedades é que a capacidade de isolar um composto puro após uma reação depende, em geral, das diferenças de ponto de ebulição, solubilidade e, algumas vezes, de reatividade entre os compostos em questão. Ponto de Ebulição Uma compreensão intuitiva de pontos de ebulição será útil quando se trabalha no laboratório. A polaridade das moléculas de água leva à atração intermolecular relativamente forte entre as moléculas de água. Uma consequência é o ponto de ebulição moderadamente alto da água (100 °C, quando comparado a 65 °C do metanol e 2162 °C do metano, que abordaremos mais adiante). A água tem o ponto de ebulição mais alto dessas três substâncias, porque suas xiv introdução moléculas se associam fortemente entre si, devido à atração dos hidrogênios parcialmente positivos (pela diferença de eletronegatividade entre O e H) de uma molécula com a região parcialmente negativa de outra molécula de água (onde estão localizados os pares não ligantes). O H H O H H H ligações de hidrogênio H O H H O δ+ δ+ δ+ δ− δ− δ− A atração específica entre um átomo de hidrogênio parcialmente positivo ligado a um heteroátomo (um átomo com elétrons de valência ligantes e não ligantes, como oxigênio ou nitrogênio) e os elétrons não ligantes de outro heteroátomo é chamada de ligação de hidrogênio. Ela é um tipo de atração dipolo-dipolo devido à natureza polar da ligação hidrogênio–heteroátomo. Como mostrado anteriormente, uma molécula de água pode se associar por ligação de hidrogênio com várias outras moléculas de água. Cada molécula de água tem dois hidrogênios que podem se associar com os pares não ligantes de outras moléculas de água e dois pares não ligantes que podem se associar com os hidrogênios de outras moléculas de água. Portanto, várias ligações de hidrogênio são possíveis para cada molécula de água. É preciso uma quantidade significativa de energia (fornecida pelo calor, por exemplo) para fornecer às moléculas energia cinética suficiente (movimento) para elas superarem as forças de atração induzidas pela polaridade entre elas e passarem para a fase vapor (evaporação ou ebulição). O metanol, por outro lado, tem um ponto de ebulição mais baixo (65 °C) do que a água, em grande parte devido à sua menor capacidade de interagir por ligação de hidrogênio do que a água. Cada molécula de metanol tem apenas um átomo de hidrogênio (em comparação com os dois que cada molécula de água possui) que pode participar de uma ligação de hidrogênio com os pares de elétrons não ligantes de outra molécula de metanol. O resultado é a redução da atração intermolecular entre as moléculas de metanol e um ponto de ebulição mais baixo, uma vez que menos energia é necessária para superar forças atrativas intermoleculares mais fracas. C H H H H H H H O δ+ δ+ δ− δ− C H O C H H H H O O grupo CH3 do metanol não participa das atrações dipolo–dipolo entre as moléculas porque não há polaridade suficiente em suas ligações para induzir cargas parciais positivas ou negativas. Isto é devido à pequena diferença de eletronegatividade entre o carbono e o hidrogênio em cada uma das ligações C}H. Agora é a vez do metano. O metano não tem hidrogênios aptos para ligação de hidrogê- nio, visto que nenhum hidrogênio está ligado a um heteroátomo, como o oxigênio. Devido à pequena diferença de eletronegatividade entre carbono e hidrogênio, não existem ligações com polaridade significativa. Além disso, a polaridade mínima que existe em cada ligação C}H é anulada em razão da simetria tetraédrica da molécula. [A atração mínima que existe entre as moléculas de metano se deve às forças de dispersão, mas estas são desprezíveis em relação às introdução xv interações dipolo–dipolo que ocorrem quando há diferenças significativas de eletronegatividade nas moléculas, como água e metanol.] Assim, porque há apenas uma força atrativa muito fraca entre moléculas de metano, o ponto de ebulição do metano é muito baixo (2162 °C) e ele é um gás a pressão e temperatura ambientes. C H H H H Solubilidade Uma estimativa das tendências de solubilidade é muito útil para ter uma compreensão geral de muitos aspectos práticos da química. A capacidade das moléculas de dissolver outras moléculas ou solutos é fortemente afetada pela polaridade. A polaridade da água é muito explorada durante o isolamento de um produto de uma reação orgânica porque a água não dissolverá a maioria dos compostos orgânicos, mas dissolverá sais, muitos compostos inorgânicos e outros subprodutos polares que podem estar presentes em uma mistura reacional. No caso das moléculas do nosso exemplo, água e metanol são miscíveis entre si porque suas moléculas são polares, interagindo entre si por interações dipolo–dipolo do tipo ligação de hidrogênio. Como o metano é um gás, sob condições usuais, vamos considerar o hexano para prosseguir esta discussão, visto que ele pertence à mesma família química do metano. O hexano (C6H14) é um líquido que tem apenas ligações carbono–carbono e carbono–hidrogênio. O hexano não é solúvel em água porque suas ligações são essencialmente apolares. O hexano é ligeiramente solúvel em metanol devido à compatibilidade da região CH3 apolar do metanol com o hexano. O antigo ditado “semelhante dissolve semelhante” de fato é verdadeiro. Isto também é válido para solutos. Substâncias muito polares, como os compostos iônicos, são em geral muito solúveis em água. Entretanto, a elevada polaridade dos sais geralmente impede que a maioria deles seja solúvel em metanol. E, claro, não há absolutamente nenhuma solubilidade de substâncias iônicas em hexano. Por sua vez, substâncias muito apolares, como os óleos, serão solúveis em hexano. Assim, a estrutura de cada uma das moléculas usadas como exemplo (água, metanol e metano) tem um profundo efeito nas respectivas propriedades físicas. A presença de pares de elétrons não ligantes e ligações covalentes polares na água e no metanol, contra a ausência completa dessas características na estrutura do metano, confere propriedades físicas nitidamente diferentes para esses três compostos. A água, uma molécula pequena com forças intermoleculares fortes, é um líquido com ponto de ebulição moderadamente alto. O metano, uma molécula pequena que apresenta apenas forças intermoleculares muito fracas, é um gás. O metanol, uma molécula que combina aspectos estruturais da água e do metano, é um líquido com ponto de ebulição relativamente baixo, tendo forças intermoleculares suficientes para manter as moléculas associadas como um líquido, mas não tão fortes que um pouco de calor não possa romper facilmente esta associação. Reatividade Embora a importância prática das propriedades físicas dos compostos orgânicos esteja apenas começando a se tornar evidente, uma forte influência da polaridade ocorre sobre a reatividade das moléculas. Muitas vezes, é possível compreender o princípio de determinada reação em química orgânica, considerando a polaridade relativa das moléculas e a propensão, ou a falta dela, para elas interagirementre si. Vamos discutir um exemplo de reatividade que inicialmente pode ser compreendido considerando estrutura e polaridade. Quando clorometano (CH3Cl) é exposto a íons hidróxido (HO2) em água, ocorre uma reação que produz metanol. Essa reação é mostrada a seguir. CH3Cl + HO − (a partir do NaOH dissolvido em água) → HOCH 3 + Cl − xvi introdução Essa reação é chamada de reação de substituição e é um tipo geral de reação que você passará um bom tempo estudando em química orgânica. A razão pela qual essa reação ocorre facilmente pode ser entendida considerando os princípios de estrutura e polaridade que temos discutido. O íon hidróxido possui uma carga formal negativa e, assim, deve ser atraído por uma espécie que tem carga positiva. Agora, recorde nossa discussão sobre eletronegatividade e ligações covalentes polares e aplique essas ideias à estrutura do clorometano. O cloro é significativamente mais eletronegativo do que o carbono (observe sua posição na tabela periódica). Portanto, a ligação covalente entre carbono e cloro é polarizada de tal forma que existe carga parcial negativa no cloro e carga parcial positiva no carbono. Isso proporciona um sítio positivo que atrai o ânion hidróxido! C H H H HO − δ+ C H H H HOδ− ++ Cl Cl − Esta reação será estudada mais detalhadamente no Capítulo 6 do seu livro. No momento, podemos adiantar que o íon hidróxido ataca o átomo de carbono usando um de seus pares de elétrons não ligantes para formar uma ligação com o carbono. Ao mesmo tempo, o átomo de cloro é afastado do átomo de carbono, carregando consigo o par de elétrons que o ligava ao carbono. O resultado é a substituição do grupo OH por Cl no átomo de carbono, formando metanol. Pelo cálculo das cargas formais (Seção 1.5 do livro), é possível mostrar que o oxigênio do ânion hidróxido tem uma carga formal negativa e este mesmo oxigênio, agora na molécula de metanol, tem carga formal zero. De modo análogo, o átomo de cloro tem carga formal zero no clorometano e, após a reação, passa a ter uma carga formal negativa no íon cloreto. O fato de a reação ocorrer é devido, em especial, à polaridade complementar das espécies que interagem. Esta é uma característica amplamente difundida em química orgânica. Reações ácido-base também são muito importantes em química orgânica. Muitas reações orgânicas envolvem, ao menos, uma etapa em que todo o processo é, essencialmente, uma reação ácido-base. As reações ácido-base de Brønsted-Lowry (aquelas envolvendo doadores e recepto- res de prótons) e de Lewis (aquelas envolvendo receptores e doadores de pares de elétrons) são importantes. De fato, a reação anterior pode ser classificada como uma reação ácido-base de Lewis, em que o íon hidróxido atua como uma base de Lewis, atacando o átomo de carbono com carga parcial positiva, que é um ácido de Lewis. É extremamente recomendável que você revise os conceitos já aprendidos sobre reações ácido-base. O Capítulo 3 do livro Química Orgânica ajudará nesse aspecto, mas é aconselhável que você comece a fazer uma revisão sobre ácidos e bases fundamentada em seus estudos anteriores. A química ácido-base é amplamente usada na compreensão das reações orgânicas. UNINDO AS PEÇAS Por fim, embora o que tenha sido discutido anteriormente estivesse relacionado com três compostos específicos (água, metanol e metano), os princípios envolvidos têm aplicação muito ampla na compreensão da estrutura e, portanto, da reatividade de moléculas orgânicas em geral. Nos seus estudos de química orgânica, você constatará que é muito útil considerar a estrutura eletrônica das moléculas que são apresentadas a você, a forma e a polaridade resultantes da distribuição de elétrons em uma molécula, e sua consequente reatividade em potencial. O que foi dito sobre essas moléculas diminutas (água, metanol e metano) pode ser estendido na discussão de moléculas com 10 a 100 vezes mais átomos. Você deve simplesmente aplicar esses princípios a fragmentos da molécula maior, um de cada vez. A estrutura a seguir, da estreptogramina A, serve como exemplo. introdução xvii NH O CH3 O OH N N OO O O CH3 CH H3C H3C Uma região com geometria tetraédrica δ+ δ− δ+ δ− Estreptogramina A Uma região com geometria plana triangular Um composto antibacteriano natural que bloqueia a síntese de proteínas nos ribossomos 70S de bactérias Gram-positivas. Algumas das regiões com cargas parciais positiva ou negativa são indicadas, assim como regiões de geometria tetraédrica ou plana triangular. Veja se você consegue identi�car mais alguma de cada tipo. Não foi muito discutido sobre como a forma global de uma molécula influencia sua capacidade de interagir com outra, em analogia ao encaixe chave-fechadura ou mão-luva. Esse tipo de reflexão, também extremamente importante, fluirá com relativa facilidade, se você tiver se esforçado para compreender os princípios gerais sobre estrutura resumidos aqui e expandidos nos capítulos iniciais do livro Química Orgânica. Um exemplo seria o seguinte: em analogia ao encaixe mão-luva, a estreptogramina A, mostrada anteriormente, interage com o ribossomo 70S na bactéria, impedindo a ligação do RNA de transferência ao ribossomo. O resultado dessa interação é o bloqueio da síntese de proteínas na bactéria, que é responsável pelo efeito antibacteriano da estreptogramina A. Outros exemplos de interações do tipo mão-luva incluem a resposta olfativa ao geraniol, mencionada anteriormente, e a ação de enzimas no aumento da velocidade de reações em sistemas bioquímicos. FINALIZANDO O QUEBRA-CABEÇA Em conclusão, se você prestar atenção à aprendizagem dos aspectos estruturais durante esta fase inicial de “calouro” em química orgânica, muitos dos aspectos tridimensionais das moléculas tornar-se-ão familiares a você. Você será capaz de identificar de imediato qual subunidade de uma molécula é tetraédrica, plana triangular, ou linear. Você perceberá a possibilidade de interação entre subunidades de duas moléculas com base na forma e na polaridade delas e compreenderá por que muitas reações ocorrem. Por fim, descobrirá que existe muito menos para decorar em química orgânica do que você pensou a princípio. Aprenderá como unir as peças do quebra- cabeça de química orgânica e perceberá que, de fato, estrutura é quase tudo, apenas aplicada em situações diferentes! D es lo ca m en to s q uí m ic os ap ro xi m ad os d e pr ót on s T IP O D E P R Ó T O N D ES LO C A M EN T O Q U ÍM IC O (d , p pm ) Al qu ila p rim ár ia , R C H 3 0, 8– 1, 2 Al qu ila se cu nd ár ia , R C H 2R 1, 2– 1, 5 Al qu ila te rc iá ria , R 3C H 1, 4– 1, 8 Al íli co , R 2C C H 3 C R 1, 6– 1, 9 C et on a, R C C H 3 O 2, 1– 2, 6 Be nz íli co , A rC H 3 2, 2– 2, 6 Ac et ilê ni co , R C C H 2, 5– 3, 1 Ét er , R O C H 2R 3, 3– 3, 9 Ál co ol , H O C H 2R 3, 3– 4, 0 Io de to d e al qu ila , R C H 2I 3, 1– 3, 3 Br om et o de a lq ui la , R C H 2B r 3, 4– 3, 6 C lo re to d e al qu ila , R C H 2C l 3, 6– 3, 8 V in íli co , R C C H 2 2 4, 6– 5, 0 V in íli co , R C C H 2 R 5, 2– 5, 7 Ar om át ic o, A rH 6, 0– 8, 5 Al de íd o, R C H O 9, 5– 10 ,5 H id ro xi la d e ál co ol , R O H 0, 5– 6, 0a Am in o, N H 2 R 1, 0– 5, 0a Fe nó lic o, A rO H 4, 5– 7, 7a C ar bo xí lic o, R C O H O 10 –1 3a a O s d es lo ca m en to s q uí m ic os d es se s p ró to ns v ar ia m e m so lv en te s d ife re nt es e c om te m pe ra tu ra s e c on ce nt ra çõ es d ife re nt es . D es lo ca m en to s q uí m ic os a pr ox im ad os d e ca rb on o T IP O D E P R Ó T O N D ES LO C A M EN T O Q U ÍM IC O (d , p pm ) Al qu ila p rim ár ia , R C H 3 0– 40 Al qu ila se cu nd ár ia , R C H 2R 10 –5 0 Al qu ila te rc iá ria , R C H R 2 15 –5 0 H al et o dea lq ui la o u am in a, C X X = C l, B r ou N Q R 10 –6 5 Ál co ol o u ét er , C O 50 –9 0 Al qu in o, C 60 –9 0 Al qu en o, C 10 0– 17 0 Ar ila , 10 0– 17 0 N itr ila s, C N 12 0– 13 0 Am id as , C N O 15 0– 18 0 Ác id os c ar bo xí lic os o u és te re s, C O O 16 0– 18 5 Al de íd os o u ce to na s, CO 18 2– 21 5 Absorções características de grupos funcionais no infravermelho GRUPO FAIXA DE FREQUÊNCIA APROXIMADA (cm21) INTENSIDADE (s 5 forte, m 5 médio, w 5 fraco, v 5 variável) A. Alquila CH (estiramento) Isopropila, CH(CH3)2 terc-Butila, C(CH3)3 2853–2962 1380–1385 e 1365–1370 1385–1395 e 1365 (m–s) (s) (s) (m) (s) B. Alquenila CH (estiramento) CC (estiramento) RCHCH2 R2CCH2 cis-RCHCHR trans-RCHCHR 3010–3095 1620–1680 985–1000 e 905–920 880–900 675–730 960–975 (m) (v) (s) (s) (s) (s) (s) C. Alquinila CH (estiramento) CC (estiramento) 3300 2100–2260 (s) (v) D. Aromático ArH (estiramento) CC (estiramento) Tipo de substituição aromática (deformações angulares CH fora do plano) Monossubstituído o-Dissubstituído m-Dissubstituído p-Dissubstituído 3030 1450–1600 690–710 e 730–770 735–770 680–725 e 750–810 800–860 (v) (m) (muito s) (muito s) (s) (s) (muito s) (muito s) E. Álcoois, Fenóis e Ácidos Carboxílicos OH (estiramento) Álcoois, fenóis (soluções diluídas) Álcoois, fenóis (com ligações de hidrogênio) Ácidos carboxílicos (com ligações de hidrogênio) 3590–3650 3200–3550 2500–3000 (estreita, v) (larga, s) (larga, v) F. Éteres, Álcoois e Ésteres CO (estiramento) 1020–1275 (s) G. Aldeídos, Cetonas, Ésteres, Ácidos Carboxílicos e Amidas CO (estiramento) Aldeídos Cetonas Ésteres Ácidos carboxílicos Amidas 1630–1780 1690–1740 1680–1750 1735–1750 1710–1780 1630–1690 (s) (s) (s) (s) (s) (s) H. Aminas NH 3300–3500 (m) I. Nitrilas CN 2220–2260 (m) (deformações angulares CH fora do plano) SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS Outra Abordagem para Escrever Estruturas de Lewis Quando escrevemos estruturas de Lewis usando este método, montamos a molécula ou o íon a partir dos átomos constituintes, mostrando apenas os elétrons de valência (isto é, os elétrons da camada mais externa). Ao fazer com que os átomos compartilhem elétrons, tentamos fornecer a cada átomo a estrutura eletrônica de um gás nobre. Por exemplo, fornecemos dois elétrons ao átomo de hidrogênio porque isto dá a ele estrutura do hélio. Fornecemos oito elétrons aos átomos de carbono, nitrogênio, oxigênio e flúor para que eles assumam a estrutura eletrônica do neônio. O número de elétrons de valência de um átomo pode ser obtido a partir da tabela periódica porque ele é igual ao número do grupo do átomo. Por exemplo, o carbono está no grupo IVA e tem quatro elétrons de valência; o flúor, no grupo VIIA, tem sete; o hidrogênio, no grupo 1A, tem um. Como ilustração, vamos escrever a estrutura de Lewis para o CH3F. No exemplo a seguir, mostraremos primeiro o elétron do hidrogênio como “x”, os elétrons do carbono como “o” e os elétrons do flúor como pontos. Exemplo A C FH H H ou C F H H H 3 H , C e F são montados como Se a estrutura é um íon, adicionamos ou subtraímos elétrons para fornecer a carga apropriada. Como exemplo, considere o íon clorato, ClO3–. Exemplo B Cl e O e um elétron extra “x” são organizados como O O O Cl − O O OCl − ou 1 C A P Í T U L O 1 O Básico LIGAÇÃO E ESTRUTURA MOLECULAR 2 CapítulO 1 1.1 14N, 7 prótons e 7 nêutrons; 15N, 7 prótons e 8 nêutrons 1.2 (a) um (b) sete (c) quatro (d) três (e) oito (f ) cinco 1.3 (a) O (b) N (c) Cl (d) S 1.4 (a) iônica (b) covalente (c) covalente (d) covalente 1.5 (a) (b) F F Cl Cl ClH H C H C 1.6 O HH H H C 1.7 C HH H H C O 1.8 H(a) •• • • • • • • •• • • F •• • • • • F •• • • • • F •• • • • • F•• • • • • (b) (c) C H H H H(d) O •• • •O N O (f ) B H H – H H • • • • H(g) O • • • • O • • • • O • • • • • • O • •••O O H P H H H C (h)O O O H HS(e) 1.9 − O −O− O • •••O P 1.10 O O H C H H (a) H(b) N H CH C(f ) (e)(c) C N O O O H C − − − − − − C O H(d) 1.11 C H + H C H H H (b) + H O H H (a) (f ) (e) H N H H C H H H + H H H H O C H + (d) O H C H H − (c) H O C O − (g) H H C H C N (h) H H C H NN + 1.12 CH H H H H HC H H CO 1.13 CH3CHCHCHCH3 (CH3)2CHCH(CH3)CH(CH3)2ou CH3 CH3CH3 1.14 (a) CH3 CH CH3 CH3 CH2 = (b) CH3 CH CH2 CH3 CH2 OH = OH 3O BásiCO 1.10 O O H C H H (a) H(b) N H CH C(f ) (e)(c) C N O O O H C − − − − − − C O H(d) 1.11 C H + H C H H H (b) + H O H H (a) (f ) (e) H N H H C H H H + H H H H O C H + (d) O H C H H − (c) H O C O − (g) H H C H C N (h) H H C H NN + 1.12 CH H H H H HC H H CO 1.13 CH3CHCHCHCH3 (CH3)2CHCH(CH3)CH(CH3)2ou CH3 CH3CH3 1.14 (a) CH3 CH CH3 CH3 CH2 = (b) CH3 CH CH2 CH3 CH2 OH = OH (f ) (d) (c) (e) (g) (h) CH2 CH2 CH3 CH3CH2 = CH3 CH3 C C C H CH3 CH2 = CH3 CH2 CH2 CH OH CH3 = OH CH3 CH2 CH2 CH2 CH3 = CH3 CH3 C CH2 O CH2 CH3 CH2 = O CH CH Cl CH2 CH3 CH3 = Cl 4 CapítulO 1 (f ) (d) (c) (e) (g) (h) CH2 CH2 CH3 CH3CH2 = CH3 CH3 C C C H CH3 CH2 = CH3 CH2 CH2 CH OH CH3 = OH CH3 CH2 CH2 CH2 CH3 = CH3 CH3 C CH2 O CH2 CH3 CH2 = O CH CH Cl CH2 CH3 CH3 = Cl 1.15 (a) e (d) são isômeros constitucionais com fórmula molecular C5H12. (b) e (e) são isômeros constitucionais com fórmula molecular C5H12O. (c) e (f ) são isômeros constitucionais com fórmula molecular C6H12. 1.16 C HH H H C H H C H H C H H C O C H Cl (a) H (c) H H H H C C C C H HH C C C H HH C H (b) H O H H H H C H H H H H HC C C H HH H H H C C C CC H 1.17 (a) Cl (Note que o átomo de Cl e os três átomos de H podem ser escritos em qualquer uma das quatro posições.) C Cl H H H H H Cl H H C (c) Cl Br H H C (b) ou e assim por diante e outros (d) H CH e outros Cl Cl C Cl H C H H 1.18 C O O H C O O H − − (a) 5O BásiCO (b) e (c). Como as duas estruturas de ressonância são equivalentes, cada uma delas deve fazer uma contribuição igual para o híbrido global. As ligações C}O devem, portanto, ter comprimentos iguais (elas devem ter ordem de ligação de 1,5) e cada átomo de oxigênio deve suportar uma carga negativa de 0,5. 1.19 (a) H H C O C +H H C O − (b) H C −H C H O O − C C H HH (c) ++ H H NH C H C N H H H H (d) − C NC H H − C C N H H 1.20 O (a) H H H H H H C C C HC + O H H H H H H C C C HC + O H H H H H H C C C H C C HC + O H H H H H H C C C HC δ+ δ+ δ+ (b) H H H H H H C C C + C H C H H H H H H C C C + C H C H H H H H H C C C + δ+ δ+ δ+C H C H H H H H H C C C + + + + (c) (d) δ+ δ+ − δ+ H H H C C Br H H H C C Br δ− δ+ H H H C C Br (e) + + CH2 CH2 CH2 + CH2 CH2 δ+ δ+ δ+ δ+ + 6 CapítulO 1 1.20 O (a) H H H H H H C C C HC + O H H H H H H C C C HC + O H H H H H H C C C H C C HC + O H H H H H H C C C HC δ+ δ+ δ+ (b) H H H H H H C C C + C H C H H H H H H C C C + C H C H H H H H H C C C + δ+ δ+ δ+C H C H H H H H H C C C + + + + (c) (d) δ+ δ+ − δ+ H H H C C Br H H H C C Br δ− δ+ H H H C C Br (e) + + CH2 CH2 CH2 + CH2 CH2 δ+ δ+ δ+ δ+ + (f ) CH3H2C O C CH3H2C O − (g) S CH2CH3 S S CH2CH3 + C O CH3H2C C δ− − δ− CH2CH3 δ+ δ+ + (h) + − CH3 N O O + CH3 N O −O −O 2+ CH3 N −O (subproduto) NCH3 + O O δ− δ− 1.21 CH2 N(CH 3)2 +(a) H H C C N H H N CH3 CH3 CH3 CH3 + + porque todos os átomos têm um octeto completo (regra 3), e existem mais ligações covalentes (regra 1). C O H (b) CH3CH3 • •••O C H H CCH3 O+ OO O porque não há separação de cargas (regra2). NH2 C N(c) C NNH2 NH2 + −C N porque não há separação de cargas (regra 2). 7O BásiCO (f ) CH3H2C O C CH3H2C O − (g) S CH2CH3 S S CH2CH3 + C O CH3H2C C δ− − δ− CH2CH3 δ+ δ+ + (h) + − CH3 N O O + CH3 N O −O −O 2+ CH3 N −O (subproduto) NCH3 + O O δ− δ− 1.21 CH2 N(CH 3)2 +(a) H H C C N H H N CH3 CH3 CH3 CH3 + + porque todos os átomos têm um octeto completo (regra 3), e existem mais ligações covalentes (regra 1). C O H (b) CH3CH3 • •••O C H H CCH3 O+ OO O porque não há separação de cargas (regra 2). NH2 C N(c) C NNH2 NH2 + −C N porque não há separação de cargas (regra 2). 1.22 (a) Isômeros cis-trans não são possíveis. C C CH3 CH3H H C C CH3 CH3 H H e (b) (c) Isômeros cis-trans não são possíveis. C C CH3CH2 Cl H H C C CH3CH2 ClH H e (d) 1.23 sp3 1.24 sp3 1.25 sp2 1.26 sp 1.27 (a) B H H H H − Existem quatro pares ligantes. A geometria é tetraédrica. (b) F FBe Existem dois pares ligantes em torno do átomo central. A geometria é linear. (c) N H H H H + Existem quatro pares ligantes. A geometria é tetraédrica. (d) SH H Existem dois pares ligantes e dois pares não ligantes. A geometria é tetraédrica e a forma é angular. (e) B H HH Existem três pares ligantes. A geometria é plana triangular. (f) C F F F F Existem quatro pares ligantes em torno do átomo central. A geometria é tetraédrica. (g) Si F F F F Existem quatro pares ligantes em torno do átomo central. A geometria é tetraédrica. (h) − CCl ClCl Existem três pares ligantes e um par não ligante em torno do átomo central. A geometria é tetraédrica e a forma é piramidal triangular. 1.28 (a) C C F F F F )c()b( CH3 CH3CC 180° H NC 180° 120° 120° plana triangular em cada átomo de carbono linear linear 8 CapítulO 1 1.25 sp2 1.26 sp 1.27 (a) B H H H H − Existem quatro pares ligantes. A geometria é tetraédrica. (b) F FBe Existem dois pares ligantes em torno do átomo central. A geometria é linear. (c) N H H H H + Existem quatro pares ligantes. A geometria é tetraédrica. (d) SH H Existem dois pares ligantes e dois pares não ligantes. A geometria é tetraédrica e a forma é angular. (e) B H HH Existem três pares ligantes. A geometria é plana triangular. (f) C F F F F Existem quatro pares ligantes em torno do átomo central. A geometria é tetraédrica. (g) Si F F F F Existem quatro pares ligantes em torno do átomo central. A geometria é tetraédrica. (h) − CCl ClCl Existem três pares ligantes e um par não ligante em torno do átomo central. A geometria é tetraédrica e a forma é piramidal triangular. 1.28 (a) C C F F F F )c()b( CH3 CH3CC 180° H NC 180° 120° 120° plana triangular em cada átomo de carbono linear linear prOBlemas Configuração ElEtrôniCa 1.29 (a) Na1 tem a configuração eletrônica, 1s22s22p6, do Ne. (b) Cl2 tem a configuração eletrônica, 1s22s22p63s23p6, do Ar. (c) F1 e (h) Br1 não têm a configuração eletrônica de um gás nobre. (d) H2 tem a configuração eletrônica, 1s2, do He. (e) Ca21 tem a configuração eletrônica, 1s22s22p63s23p6, do Ar. (f ) S22 tem a configuração eletrônica, 1s22s22p63s23p6, do Ar. (g) O22 tem a configuração eletrônica, 1s22s22p6, do Ne. Estruturas dE lEwis 1.30 ClCl S O Cl Cl ClP O Cl Cl Cl Cl Cl P O O − OH(a) (b) (c) (d) N + 1.31 CH3 O −S O O O CH3 CH3 − + S O O −O− S O O (a) (b) −CH3 S O O O (d) (c) 1.32 O H O S N N N N N H N H B O O S O Cl Br F N O + + + + − − − Cl Br O )c()b()a( )e()d( 9O BásiCO 1.30 ClCl S O Cl Cl ClP O Cl Cl Cl Cl Cl P O O − OH(a) (b) (c) (d) N + 1.31 CH3 O −S O O O CH3 CH3 − + S O O −O− S O O (a) (b) −CH3 S O O O (d) (c) 1.32 O H O S N N N N N H N H B O O S O Cl Br F N O + + + + − − − Cl Br O )c()b()a( )e()d( fórmulas Estruturais E isomErismo 1.33 (CH3)2CHCH2OH(a) (CH3)2CHCCH(CH3)2(b) O H2C CH2 CHHC (c) (CH3)2CHCH2CH2OH(d) 1.34 C4H10O(a) (c) C4H6 (b) C5H12O(d)C7H14O 1.35 (a) Compostos diferentes, não são isômeros (b) Mesmo composto (c) Mesmo composto (d) Mesmo composto (e) Mesmo composto (f ) Isômeros constitucionais (g) Compostos diferentes, não são isômeros (h) Mesmo composto (i) Compostos diferentes, não são isômeros (j) Mesmo composto (k) Isômeros constitucionais (l) Compostos diferentes, não são isômeros (m) Mesmo composto (n) Mesmo composto (o) Mesmo composto (p) Isômeros constitucionais 1.36 (a) O (d) O OH (b) (e) ou (c) OH (f ) O 1.37 10 CapítulO 1 1.36 (a) O (d) O OH (b) (e) ou (c) OH (f ) O 1.37 1.38 CH H H N CH H H O + − CH H H N + −O O CH O HN H NO O (São possíveis outras estruturas.) O O Estruturas dE rEssonânCia 1.39 O O − + H2NH2N 1.40 O − ON N N N + 1.41 (a) (b) (c) (d) O O O OO + + + + + − + O + − −− O − − − NH2 (e) O − − − −− (f ) O − O O − O O O+(g) O + O N N N O (h) + + O + + + NH2NH2 O O+ − + O O + O +(i) 11O BásiCO 1.39 O O − + H2NH2N 1.40 O − ON N N N + 1.41 (a) (b) (c) (d) O O O OO + + + + + − + O + − −− O − − − NH2 (e) O − − − −− (f ) O − O O − O O O+(g) O + O N N N O (h) + + O + + + NH2NH2 O O+ − + O O + O +(i) 1.42 (a) Apesar de as estruturas serem diferentes nas posições de seus elétrons, elas também diferem nas posições de seus núcleos e, por isso, elas não são estruturas de ressonância. (No ácido ciânico o núcleo de hidrogênio está ligado ao oxigênio; no ácido isociânico ele está ligado ao nitrogênio.) (b) O ânion obtido a partir de qualquer um dos ácidos é um híbrido de ressonância das seguintes estruturas: O NC C N −− O 1.43 CH H H (a) Uma carga +1. ( F 4 − 6 ∕ 2 − 2 = +1) (b) Uma carga +1. (Ele é chamado de cátion metila.) (c) Plana triangular, ou seja, H H H C + (d) sp2 1.44 H H H C (a) Uma carga −1. ( F = 4 − 6 ∕ 2 − 2 = −1) (b) Uma carga −1. (Ele é chamado de ânion metila.) (c) Piramidal triangular, ou seja, H C− H H (d) sp3 1.45 H H H C (a) Carga formal nula. (F = 4 − 6 ∕ 2 − 1 = 0) (b) Carga nula. (c) sp2, ou seja, H H HC 12 CapítulO 1 (b) O ânion obtido a partir de qualquer um dos ácidos é um híbrido de ressonância das seguintes estruturas: O NC C N −− O 1.43 CH H H (a) Uma carga +1. ( F 4 − 6 ∕ 2 − 2 = +1) (b) Uma carga +1. (Ele é chamado de cátion metila.) (c) Plana triangular, ou seja, H H H C + (d) sp2 1.44 H H H C (a) Uma carga −1. ( F = 4 − 6 ∕ 2 − 2 = −1) (b) Uma carga −1. (Ele é chamado de ânion metila.) (c) Piramidal triangular, ou seja, H C− H H (d) sp3 1.45 H H H C (a) Carga formal nula. (F = 4 − 6 ∕ 2 − 1 = 0) (b) Carga nula. (c) sp2, ou seja, H H HC 1.46 (a) H2CO ou CH2O C O H H sp2 (b) H2C CHCH CH2 C C C C H H H sp2 sp2 HH H (c) H2C C C CH2 C C H H C C H H sp sp2 1.47 (a) e (b) O + O O + O− − O OO (c) Visto que as duas estruturas de ressonância são equivalentes, elas devem contribuir igualmente para o híbrido e, portanto, as ligações devem ter o mesmo comprimento. (d) Sim. Consideramos que o átomo central possui dois grupos ou duas unidades de elétrons ligantes e um par não compartilhado. 1.48 2+ 2− +−−−N N N N N NN N N + A B C As estruturas A e C são equivalentes e, portanto, contribuem igualmente para o híbrido. As ligações no híbrido, consequentemente, têm o mesmo comprimento. 1.49 (a) O OOH O OH OH OH (b) (c) (d) (CH3)2NH CH3CH2NH 2 (CH3)3N CH3CH2NHCH3 CH3CHCH3 NH2 CH3CH2CH2NH2 13O BásiCO (b) (c) (d) (CH3)2NH CH3CH2NH 2 (CH3)3N CH3CH2NHCH3 CH3CHCH3 NH2 CH3CH2CH2NH2 1.50 (a) isômeros constitucionais (b) idênticos (c) formas de ressonância (d) isômeros constitucionais (e) formas de ressonância (f ) idênticos ProblEmas dE dEsafio 1.51 N O + O(a) (b) Linear (c) Dióxido de carbono 1.52 Conjunto C: [e as formas enólicas instáveis de a, b e c] Conjunto A: Br Br O H Conjunto B: Br BrO H Br H2N O O a b c O C H OH N H O N H O Br H2N OH NH2O N O OH Br Br NH2 OHOH OH N H H NH3 + − − − − Conjunto E: Conjunto D: + N H H (i.e., CH3CH2CH2 e CH3CHCH3) 1.53 (a) Não, um átomo de carbono em seu estado fundamental tem dois elétrons no orbital 1s, 2 elétrons no orbital 2s e apenas 2 elétrons não emparelhados nos orbitais degenerados 2px, 2py e 2pz. Portanto, os dois elétrons não emparelhados podem ser emparelhados com apenas 2 átomos de hidrogênio contendo o seu único elétron não emparelhado, respondendo pela formação do composto CH2, que seria divalente e apresentaria ângulos de ligação de 180º. (b) Nesse caso quatro elétrons não emparelhados podem combinar-se com quatro átomos de hidrogênio formando CH4, a ligação correta para o metano, um composto tetravalente. Entretanto, a geometria tetraédrica conhecida para o metano não resulta da ligação do orbital 2s e dos três orbitais 2p no estado excitado. Orbitais hibridizados sp3 são necessários para a geometria tetraédrica. 14 CapítulO 1 1.54 CH3 CH3 O (a) Dimetil éter CH3 CH3C C C C Cl Cl F F cis -1,2-Dicloro-1,2-di�uoreteno Cl Cl F F O(b) (c) C C Cl Cl F F ou C ClCl F F CCC C H H H H H HC O H C H H H H H C Dimetilacetileno 1.55 Os grandes lóbulos centrados acima e abaixo do átomo de boro representam o orbital 2p que não está envolvido na hibridização para formar os três orbitais híbridos 2sp2 necessários para as três ligações covalentes boro-flúor. Esse orbital não é um orbital atômico 2p puro, uma vez que não é um orbital atômico p isolado, mas, em vez disso, ele faz parte de um orbital molecular. Alguns dos outros lóbulos neste orbital molecular podem ser vistos próximos de cada átomo de flúor. 1.56 As duas formas de ressonância para este ânion são − CH OCH2 e −CH OCH2 . O MEP (potencial eletrostático molecular, do inglês Molecular Electrostatic Potential) indica que o contribuinte de ressonância em que a carga negativa do ânion está no oxigênio é o mais importante, o que poderia ser previsto com base no fato de que o oxigênio é mais eletronegativo do que o carbono. Híbrido de ressonância, CH O CH2 − − testes 1.1 Qual das representações vistas a seguir é uma fórmula de ponto de Lewis válida para o íon nitrito (NO22)? (a) O O OON− (c) (d) (e)O N −(b) ON − Duas das opções anteriores Nenhuma das opções anteriores 1.2 Qual é o estado de hibridização do átomo de boro no BF3? (a) s (b) p (c) sp (d) sp 2 (e) sp3 1.3 BF3 reage com NH3 para formar um composto, F B N H H H F F . O estado de hibridização do átomo de B é (a) s (b) p (c) sp (d) sp 2 (e) sp3 1.4 A carga formal no átomo de N no composto dado no Problema 1.3 é (a) −2 (b) −1 (c) 0 (d) +1 (e) +2 1.5 A estrutura em bastão correta do composto com a fórmula condensada CH3CHClCH2CH(CH3)CH(CH3)2 é (a) )e()d( )c()b( Cl Cl Cl Cl Cl 15O BásiCO 1.6 Escreva outra estrutura de ressonância para o íon acetato. O O íon acetato − 1.7 Escreva as fórmulas estruturais condensadas para os isômeros constitucionais do CH3(CH2)3CH3 nos espaços a seguir. 1.8 Escreva uma fórmula tridimensional para um isômero constitucional do composto A que é visto a seguir. Complete a estrutura parcial que é mostrada. C C H H H H Cl H3C A C CH H H H3C Isômero constitucional de A 1.9 Considere a molécula (CH3)3B e responda o seguinte: (a) Estado de hibridização do boro (b) Estado de hibridização dos átomos de carbono (c) Carga formal no boro (d) Orientação dos grupos em torno do boro (e) Momento de dipolo do (CH3)3B 1.10 Dê a carga formal no oxigênio em cada composto. (c) (a) CH3 CH3 CH3O (b) O O − 1.11 Escreva outra estrutura de ressonância na qual todos os átomos possuam carga formal igual a zero. H O − N + H H 16 CapítulO 1 1.12 Indique a direção do momento de dipolo resultante da molécula a seguir. C Cl FH3C H3C 1.13 Escreva as estruturas em bastão para todos os compostos com a fórmula C3H6O. SOLUÇÕES DOS PROBLEMAS 2.1 Embora a pergunta fosse para que você fornecesse dois isômeros constitucionais possíveis, apresentamos a seguir as estruturas de todos os produtos possíveis, incluindo as formas únicas de ligação de alqueno que você encontrará nas últimas seções do livro-texto. cis-1,3-pentadieno 1,4-pentadieno trans-1,3-pentadieno 1-pentino 2-pentino 1,2-pentadieno (compostos com ligações duplas adjacentes são chamados alenos: veja a Seção 5.18) 2,3-pentadieno (e seu estereoisômero cuja imagem especular é não sobreponível: veja a Seção 5.3 abordando enantiômeros e a Seção 5.18 abordando alenos) 2,3-pentadieno 2.2 FH(a) ou FH δ+ δ− BrI(b) ou BrI δ+ δ− BrBr(c) μ = 0 D FF(d) μ = 0 D 17 C A P Í T U L O 2 Famílias de Compostos de Carbono GRUPOS FUNCIONAIS, FORÇAS INTERMOLECULARES E ESPECTROSCOPIA NO INFRAVERMELHO (IV) 18 CapítulO 2 2.3 A teoria da RPECV prevê uma estrutura plana triangular para o BF3. B F FF μ = 0 D A soma vetorial dos momentos de ligação de uma estrutura plana triangular seria zero, resultando em uma previsão de μ 5 0 D para o BF3. Isso se correlaciona com a observação experimental e confirma a previsão da teoria da RPECV. 2.4 O arranjo do CCl25CCl2 (veja a seguir) é tal que a soma vetorial de todos os momentos de ligação C}Cl é zero. CC Cl Cl Cl Cl 2.5 O fato de o SO2 ter um momento de dipolo indica que a molécula é angular, e não linear. OO S μ = 1,63 D μ = 0 D S OOnão Uma geometria angular é também o que esperaríamos pela teoria da RPECV. 2.6 A teoria da RPECV prevê o que é visto a seguir. dipolo resultante OH H3C δ+ δ+ δ− 2.7 No CFCl3 o grande momento da ligação C}F se opõe aos momentos C}Cl, levando a um momento de dipolo resultante na direção do flúor. Uma vez que o hidrogênio é bem menos eletronegativo do que o flúor, não ocorre esse efeito de oposição no CHCl3; portanto, ele tem um momento de dipolo resultante que é maior e na direção dos átomos de cloro. Menor momento de dipolo resultante F Cl Cl Maior momento de dipolo resultante H Cl Cl C Cl C Cl 2.8 (a) C HH F F C momento de dipolo resultante )d()c( momento de dipolo resultante C H H F F C (b) C HF H F C μ = 0 D C F F F F C μ = 0 D 2.9 (a) μ = 0 D momento de dipolo resultante C H H Br Br C Isômeros cis-trans momento de dipolo resultante cis C H H BrBr C trans C H H Br Br C (b) μ = 0 D momento de dipolo resultante C Cl ClBr Br C momento de dipolo resultante cis C ClCl BrBr C trans Cl Cl C Br Br C Isômeros cis-trans 2.10 e(a) )c()b( BrBr Br Br 2.11 (a) F (b) Cl (e) Iodeto de fenila 2.12 e(a) (b) OHOH (c) OH OH (c) Brometo de propila (d) Fluoreto de isopropila 19Famílias de COmpOstOs de CarBOnO 2.8 (a) C HH F F C momento de dipolo resultante )d()c( momento de dipolo resultante C H H F F C (b) C HF H F C μ = 0 D C F F F F C μ = 0 D 2.9 (a) μ = 0 D momento de dipolo resultante C H H Br Br C Isômeros cis-trans momento de dipolo resultante cis C H H BrBr C trans C H H Br Br C (b) μ = 0 D momento de dipolo resultante C Cl ClBr Br C momento de dipolo resultante cis C ClCl BrBr C trans Cl Cl C Br Br C Isômeros cis-trans 2.10 e(a) )c()b( BrBr Br Br 2.11 (a) F (b) Cl (e) Iodeto de fenila 2.12 e(a) (b) OHOH (c) OH OH (c) Brometo de propila (d) Fluoreto de isopropila 2.13 )b()a( OH OH 2.14 (a) O (b) O (c) O (d) Metil propil éter (e) Di-isopropil éter 2.15 OCH3 OH éter fenol alqueno (f ) Metil fenil éter 20 CapítulO 2 2.13 )b()a( OH OH 2.14 (a) O (b) O (c) O (d) Metil propil éter (e) Di-isopropil éter 2.15 OCH3 OH éter fenol alqueno (f ) Metil fenil éter 2.16 (a) Isopropilpropilamina (b) Tripropilamina (c) Metilfenilamina (d) Dimetilfenilamina (e) NH2 (f ) CH3 CH3 CH3 (CH3)3NouN (g) CH3 N 2.17 (a) (e) somente (b) (a, c) (c) (b, d, f, g) 2.18 (a) CH3 H Cl CH3 CH3 N CH3 CH3 CH3 N H ++ + −Cl(b) sp3 2.19 OO + − 2.20 (a) O H O H O H O H (b) O O O 2.21 O O O O O H O H O H O H 2.22 O O O O CH3 O O CH3 + outros 2.23 O CH2CH3 CH2CH3O+ CH3 CH3C C −OO 2.24 CH3 NH2 CH3 NH2 C C OO + − 21Famílias de COmpOstOs de CarBOnO 2.19 OO + − 2.20 (a) O H O H O H O H (b) O O O 2.21 O O O O O H O H O H O H 2.22 O O O O CH3 O O CH3 + outros 2.23 O CH2CH3 CH2CH3O+ CH3 CH3C C −OO 2.24 CH3 NH2 CH3 NH2 C C OO + − 2.25 (a) O OH teria ponto de ebulição mais elevado porque suas moléculas podem formar ligações de hidrogênio entre si por meio do grupo HO . (b) O CH3N H entraria em ebulição a uma temperatura mais alta porque suas moléculas podem formar ligações de hidrogênio entre si por meio do grupo HN . (c) O OHHO , uma vez que, por ter dois grupos HO , ele pode formar mais ligações de hidrogênio. 2.26 O ciclopropano teria o ponto de fusão mais alto porque sua estrutura cíclica proporciona a ele uma forma compacta rígida que permitiria forças de rede cristalina mais fortes. 2.27 d < a < b < c (c) tem o maior ponto de ebulição devido a ligações de hidrogênio envolvendo o grupo O}H. (b) é uma molécula polar devido ao seu grupo C5O, por isso possui ponto de ebulição mais elevado do que (a) e (d), essen- cialmente não polares. (a) tem o maior ponto de ebulição do que (d) porque sua estrutura não ramificada permite maior atração de van der Waals. 2.28 Se considerarmos que a faixa para o estiramento da ligação dupla carbono-oxigênio em um aldeído ou cetona seja típica de um grupo carbonila não substituído, encontramos que os grupos carbonila com um átomo de oxigênio ou outro átomo fortemente eletronegativo ligado ao grupo carbonila, como nos ácidos carboxílicos e ésteres, absorvem em frequências um pouco mais altas. Por outro lado, se um átomo de nitrogênio está ligado ao grupo carbonila, como em uma amida, então a frequência de estira- mento da carbonila é mais baixa do que aquela de um aldeído ou cetona comparável. A razão para essa tendência é que átomos fortemente eletronegativos aumentam o caráter de ligação dupla da carbonila, enquanto o par de elétrons não compartilhado de um átomo de nitrogênio de amida contribui para que o híbrido de ressonância da carbonila forneça a ele menor caráter de ligação dupla. gruPos funCionais E fórmulas Estruturais 2.29 (a) Cetona (b) Alquino (c) Álcool (d) Aldeído (e) Álcool (f ) Alqueno 2.30 (a) Três ligações duplas carbono-carbono (alqueno) e um álcool secundário (b) Fenila, ácido carboxílico, amida, éster e uma amina primária (c) Fenila e uma amina primária 22 CapítulO 2 (d) Ligação dupla carbono-carbono e um álcool secundário (e) Fenila, éster e uma amina terciária (f ) Ligação dupla carbono-carbono e um aldeído (g) Ligação dupla carbono-carbono e 2 dois grupos éster 2.31 Brometo de alquila primário Brometo de alquila secundário Brometo de alquila primário Brometo de alquila terciário BrBr Br Br 2.32 Álcool primário OH Álcool terciário OH Álcool secundário OH Álcool primário OH Éter O Éter O Éter O 2.33 (a) 1° (b) 2° (c) 3° (d) 3° (e) 2° 2.34 (a) 2° (b) 1° (c) 3° (d) 2° (e) 2° (f ) 3° 2.35 (a) O Me O Me O (b) OH OHOH OH (c) OH (d) OH (e) OH O O O Me (f ) Br Br Br Br (g) BrBr Br (h) Br (i) H O H O H O (j) O OO (k) NH2 NH2 23Famílias de COmpOstOs de CarBOnO 2.33 (a) 1° (b) 2° (c) 3° (d) 3° (e) 2° 2.34 (a) 2° (b) 1° (c) 3° (d) 2° (e) 2° (f ) 3° 2.35 (a) O Me O Me O (b) OH OHOH OH (c) OH (d) OH (e) OH O O O Me (f ) Br Br Br Br (g) BrBr Br (h) Br (i) H O H O H O (j) O OO (k) NH2 NH2 (l) Me N H (m) Me3N (n) O Me N H H O NH2 2.36 O Crixivan possui os seguintes grupos funcionais: N N NH N HN O C6H5 Amina terciária Amida Amina aromática Álcool secundário Fenila C(CH3)3 H O HOOHH H H 2.37 A fórmula mostrada a seguir é do Taxol, um composto natural com atividade anticancerígena. O Taxol apresenta os seguintes grupos funcionais: Fenila Fenila Fenila Amida Éster Alqueno Éster Álcool (secundário) Álcool (secundário) Álcool (terciário) Éter Éster Cetona Cetona N H OH HO O O O OH O O O O O O H O 24 CapítulO 2 ProPriEdadEs físiCas 2.38 (a) O grupo O}H da Vitamina A é a porção hidrofílica da molécula, mas o restante da molécula não apenas é hidrofóbica, mas também muito maior. As forças de dispersão atrativas entre as regiões hidrofóbicas de moléculas de Vitamina A superam o efeito das ligações de hidrogênio com a água por meio de um único grupo hidroxila. Por isso, não se espera que a Vitamina A seja solúvel em água. (b) Para a Vitamina B3, existem múltiplos sítios hidrofílicos. O oxigênio carbonílico e o O}H da função ácido, bem como o nitrogênio do anel, podem formar ligação de hidrogênio com a água. Uma vez que a porção hidrofóbica (o anel) da molécula é modesta em tamanho, é esperado que a molécula seja solúvel em água. 2.39 As forças atrativas entre as moléculas de fluoreto de hidrogênio são atrações dipolo-dipolo muito fortes a que chamamos liga- ções de hidrogênio. (A carga parcial positiva de uma molécula de fluoreto de hidrogênio está relativamente exposta porque ela reside no núcleo do hidrogênio. Em contraste, a carga positiva de uma molécula de fluoreto de etila está no interior do grupo etila e está blindada pelos elétrons vizinhos. Assim, a extremidade positiva de uma molécula de fluoreto de hidrogênio pode se aproximar bem mais da extremidade negativa de outra molécula de fluoreto de hidrogênio, tendo como resultado que a força atrativa entre elas é bem mais forte.) 2.40 O isômero cis é polar enquanto o isômero trans é apolar (μ 5 0 D). As forças atrativas intermoleculares são, consequentemente, maiores no caso do isômero cis e, assim, seu ponto de ebulição deve ser o mais elevado entre os dois. 2.41 Por causa de seu caráter iônico – ele é um sal – o composto é solúvel em água. O cátion orgânico e o íon brometo são bem solvatados pelas moléculas de água de modo similar ao brometo de sódio. O composto também é solúvel em solventes de baixa polaridade como o dietil éter (apesar de ser menos do que em água). Os grupos alquila hidrofóbicos podem agora ser considerados lipofílicos – grupos que buscam um ambiente apolar. As forças atrativas entre os grupos alquila de diferentes cátions podem ser substituídas, em parte, pelas forças atrativas de dispersão entre esses grupos alquila e as moléculas de éter. 2.42 (a) e (b) são polares e, por essa razão, podem dissolver compostos iônicos. (c) é apolar e não dissolve compostos iônicos. 2.43 (a) (b) (c) (d) H H H C F F H C F F F F C F F H H F F C (e) H H F Cl C (h) Momento de dipolo nulo Momento de dipolo nulo Momento de dipolo nulo (f ) (g) B Cl Cl Cl F Be F H3C H3C ( j) H H C O (i) H H3C O O 2.44 (a) Dimetil éter: Há quatro pares de elétrons em torno do oxigênio central: dois pares ligantes e dois pares não ligantes. Esperaríamos uma hibridização sp3 do oxigênio com um ângulo de ligação de aproximadamente 109,5° entre os grupos metila. H3C H3C O μ > 0 D 25Famílias de COmpOstOs de CarBOnO (b) Trimetilamina: Há quatro pares de elétrons em torno do nitrogênio central: três pares ligantes e um par não ligante. Esperaríamos uma hibridização sp3 do nitrogênio com um ângulo de ligação de aproximadamente 109,5° entre os grupos metila. H3C H3C CH3 N μ > 0 D (c) Trimetilborano: Há apenas três pares de elétrons ligantes em torno do boro central. Esperaríamos uma hibridização sp2 do boro com um ângulo de ligação de 120° entre os grupos metila. B CH3 H3C CH3 μ = 0 D (d) Dióxido de carbono: Há apenas quatro pares de elétrons ligantes em torno do átomo de carbono central. Esperaríamos uma hibridização sp do átomo de carbono com um ângulo de ligação de 180° entre os átomos de oxigênio. μ = 0 DCO O 2.45 Sem uma (ou mais) ligação(ões) polar(es), uma molécula não pode possuir
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