Professora Marta

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Química	
  Orgânica	
  I	
  
	
  
Aula	
  1	
  
Prof.	
  Marco	
  Antonio	
  B	
  Ferreira	
  
marcoantbf@gmail.com	
  
3351-­‐8075	
  
1	
  
UNIVERSIDADE	
  FEDERAL	
  DE	
  SÃO	
  CARLOS	
  
www.lqbo.ufscar.br	
  
Avaliação	
  
18/09	
  –	
  1ª	
  Avaliação	
  
30/10	
  –	
  2ª	
  Avaliação	
  
04/12	
  –	
  3ª	
  Avaliação	
  
Aprovado:	
  	
  (P1	
  +	
  P2	
  +	
  P3)/3	
  .	
  0,70	
  	
  +	
  Exercícios	
  .	
  0,30	
  	
  ≥	
  6	
  
Exercícios:	
   ao	
   fim	
   de	
   cada	
   aula	
   será	
   aplicado	
  
exercícios	
   que	
   deverão	
   ser	
   entregues	
   e	
  
corresponderão	
  a	
  30%	
  da	
  média	
  final.	
  
2	
  
Biografia	
  
•  BRUICE,	
  P.Y.,	
  Química	
  Orgânica,4ª	
  ed.,	
  vol.	
  1,	
  São	
  
Paulo,	
  Pearson	
  &	
  Prin^ce	
  Hall,	
  2006.	
  	
  
•  SOLOMONS,	
  T.W.G.	
  &	
  FRYHLE,	
  G.,	
  Química	
  
Orgânica,	
  LTC,	
  8ª	
  ed.,	
  Rio	
  de	
  Janeiro,	
  vol	
  1	
  e	
  2,	
  
2004.	
  	
  
•  CLAYDEN,	
  J.,	
  GREEVES,	
  N.,	
  WARREN,	
  S.	
  &	
  
WOTHERS,	
  P.,	
  Organic	
  Chemistry,	
  Oxford,	
  Oxford	
  
University,	
  2001.	
  
3	
  
O	
  que	
  é	
  a	
  Química	
  Orgânica?	
  
Início	
  da	
  Química	
  Moderna	
  
1743	
  –	
  1794:	
  Antoine	
  Laurent	
  de	
  Lavoisier	
  
“A	
  química	
  é	
  a	
  ciência	
  que	
  trata	
  da	
  matéria	
  em	
  
todas	
  as	
  suas	
  manifestações,	
  de	
  sua	
  estrutura,	
  
suas	
  transformações	
  e	
  trocas	
  de	
  energia.”	
  
•  Definição/Descoberta	
  de	
  elementos	
  Químicos.	
  
•  Princípio	
  da	
  conservação	
  da	
  matéria	
  
“Lavoisier:	
  O	
  Estabelecimento	
  da	
  Química	
  Moderna”	
  Carlos	
  A.	
  L.	
  Filgueiras.	
  
Coleção	
  Imortais	
  da	
  Ciência	
  
4	
  
O	
  que	
  é	
  a	
  Química	
  Orgânica?	
  
Jöns	
  Jakob	
  Berzelius	
  (1779–1848)	
  
1807:	
  Cunhou	
  o	
  termo	
  Química	
  Orgânica	
  
“Estudo	
  de	
  compostos	
  	
  derivados	
  de	
  fontes	
  
naturais	
  (COMPOSTOS	
  ORGÂNICOS	
  seriam	
  
derivados	
  destas	
  fontes).”	
  
VITALISMO:	
  “Força	
  Vital”	
  presente	
  em	
  organismos	
  vivos	
  
era	
  necessário	
  para	
  a	
   síntese	
  de	
  compostos	
  orgânicos.	
  
Compostos	
   inorgânicos	
   poderiam	
   ser	
   sinte^zados	
   em	
  
laboratório	
  e	
  a	
  par^r	
  de	
  compostos	
  inorgânicos.	
  
5	
  
O	
  que	
  é	
  a	
  Química	
  Orgânica?	
  
Friedrich	
  Wöhler	
  (1800–1882)	
  
Aluno	
  de	
  Berzelius	
  	
  
1828:	
  Síntese	
  da	
  Ureia.	
  
INORGÂNICO	
   ORGÂNICO	
  
Wöhler	
   e	
   Berzelius	
   estavam	
   mais	
   interessados	
   no	
   conceito	
   de	
   isomerismo	
  
desta	
  reação.	
  ORIGEM	
  DA	
  TEORIA	
  ESTRUTURAL	
  (Arranjo	
  dos	
  átomos	
  define	
  
uma	
  substância)	
  
6	
  
A	
  Química	
  Orgânica	
  Moderna	
  
Compostos	
   Orgânicos:	
   Compostos	
   que	
   contém	
   átomos	
   de	
  
carbono.	
  
VIVEMOS	
  NA	
  ERA	
  DA	
  QUÍMICA	
  ORGÂNICA	
  
•  >90	
  %	
  de	
  todos	
  os	
  compostos	
  conhecidos	
  são	
  compostos	
  
por	
  carbono.	
  
•  Química	
  Orgânica	
  é	
  crucial	
  para	
  nosso	
  modo	
  de	
  vida:	
  
Agricultura,	
  Roupas,	
  Polímeros/Materiais,	
  Medicina,	
  
CombusHvel.	
  
7	
  
A	
  Química	
  Orgânica	
  Moderna	
  
ÁREAS	
  DA	
  QUÍMICA	
  ORGÂNICA	
  
Mecanismo	
  
Síntese	
  
Estrutura	
  
Como	
  e	
  porque	
  os	
  
átomos	
  são	
  
dispostos	
  para	
  
formar	
  moléculas.	
  	
  
Como	
  e	
  por	
  que	
  as	
  
reações	
  químicas	
  
acontecem.	
  
Preparação	
  de	
  
moléculas	
  complexas	
  a	
  
parOr	
  de	
  moléculas	
  
mais	
  simples	
  usando	
  
reações	
  químicas.	
  8	
  
Por	
  que	
  o	
  carbono	
  é	
  tão	
  especial?	
  
Eletroposilvos	
  
Eletronegalvos	
  
•  Carbono	
   pode	
   fazer	
   até	
   4	
   ligações	
   covalentes	
   (estável),	
  
com	
  outros	
  átomos	
  de	
  carbono	
  ou	
  com	
  outros	
  elementos	
  
da	
  tabela	
  (GRANDE	
  DIVERSIDADE	
  ESTURTURAL).	
  
>	
  16	
  milhões	
  de	
  compostos	
  conhecidos!!!!	
  
9	
  
Por	
  que	
  o	
  carbono	
  é	
  tão	
  especial?	
  
Produtos	
  Naturais	
  =>	
  Produzido	
  por	
  organismos	
  vivo.	
  
10	
  
Produtos	
  Naturais	
  
Por	
  que	
  o	
  carbono	
  é	
  tão	
  especial?	
  
Maitotoxin	
  
C164H256O68S2Na2	
  
11	
  
Produtos	
  Naturais	
  
Por	
  que	
  o	
  carbono	
  é	
  tão	
  especial?	
  
E	
  as	
  proteínas?	
  	
  	
  	
  =>	
  	
  	
  BIOQUÍMICA	
  
12	
  
Por	
  que	
  o	
  carbono	
  é	
  tão	
  especial?	
  
Produtos	
  derivados	
  do	
  petróleo	
  
CH4	
  
Gás	
  natural	
  
Polímeros	
  
Corantes	
  
13	
  
Por	
  que	
  o	
  carbono	
  é	
  tão	
  especial?	
  
Medicina	
  
Flavorizantes	
  
abacaxi	
  
tamiflu	
  
14	
  
Estrutura	
  Atômica	
  
	
  
Quem	
  não	
  viu/lembra,	
  fazer	
  uma	
  revisão	
  
usando	
  o	
  livro	
  do	
  Atkins,	
  capítulo	
  1.	
  	
  
15	
  
Estrutura	
  Eletrônica	
  dos	
  átomos	
  
função	
  
de	
  onda	
   Ψ	
​𝐻 Ψ = E  Ψ	
Equação	
  de	
  Schrödinger	
  
Operador	
  Hamiltoniano	
  
16	
  
Estrutura	
  Eletrônica	
  dos	
  átomos	
  
O	
  que	
  aprendemos	
  da	
  Mecânica	
  Quânlca?	
  
•  Dualidade	
  onda-­‐parucula	
  da	
  matéria:	
  
Prof.	
  Marco:	
  	
  	
  115	
  kg	
  andando	
  a	
  5	
  m/s.	
  
λ	
  =	
  1,15	
  x	
  10-­‐36	
  m	
  
ℎ	
  =	
  6,62606957	
  ×	
  10-­‐34	
  m2	
  kg	
  /	
  s	
  
Elétron:	
  	
  9,10938291(40)×10−31	
  kg	
  	
  
andando	
  a	
  1/1000	
  da	
  velocidade	
  da	
  luz.	
  
λ	
  =	
  2,43	
  x	
  10-­‐9	
  m	
  
17	
  
Estrutura	
  Eletrônica	
  dos	
  átomos	
  
Difração	
  de	
  elétrons	
  
•  Orbitais	
  Atômicos	
  
18	
  
Estrutura	
  Eletrônica	
  dos	
  átomos	
  
Átomo	
  de	
  hidrogênio	
  =>	
  Solução	
  exata	
  da	
  equação	
  de	
  Schrödinger	
  
H	
  (Z	
  =	
  1),	
  onde	
  Z	
  =	
  número	
  atômico	
  
Ψ	
   (função	
   de	
   onda)	
   =	
   função	
   matemá^ca	
   que	
   descreve	
   a	
   região	
   de	
   maior	
  
probabilidade	
  em	
  encontrar	
  os	
  elétrons	
  de	
  um	
  átomo.	
  	
  
Cada	
  elétron	
  em	
  um	
  átomo	
  é	
  descrito	
  por	
  4	
  números	
  quânlcos....	
  	
  
energia	
  QUANTIZADA	
  
19	
  
Estrutura	
  Eletrônica	
  dos	
  átomos	
  
Camada	
   Sub-­‐camada	
   orbitais	
  
20	
  
Estrutura	
  Eletrônica	
  dos	
  átomos	
  
21	
  
Estrutura	
  Eletrônica	
  dos	
  átomos	
  
22	
  
Estrutura	
  Eletrônica	
  dos	
  átomos	
  
23	
  
Estrutura	
  Eletrônica	
  dos	
  átomos	
  
Energia	
  dos	
  orbitais	
  
1s	
  
2s	
  
3s	
  
2p	
  
3p	
  
3d	
  
Penetração	
  radial	
  
quanto	
  mais	
  próximo	
  do	
  
núcleo,	
  menor	
  a	
  energia	
  
do	
  orbital.	
  	
  
Orbitais	
  degenerados:	
  	
  (2px,	
  2py,	
  2pz),	
  (3px,	
  3py,	
  3pz),	
  (3dxy,	
  3dxz,	
  3dyz,	
  3dx2-­‐y2,	
  3dz2)	
   24	
  
Princípio	
   de	
   au{au:	
   Elétron	
   sempre	
   ocupa	
   o	
   orbital	
   de	
   menor	
   energia	
   em	
   um	
  
átomo	
  no	
  seu	
  estado	
  fundamental.	
  
Princípio	
  de	
  exclusão	
  de	
  Pauling:	
  Dois	
  elétrons	
  não	
  podem	
  ocupar	
  o	
  mesmo	
  estado	
  
quân^co	
  simultaneamente.	
  	
  
C	
  	
  Z	
  =	
  6	
  
1s2	
  2s2	
  2p2	
  
1s	
  
2s	
  
2px	
   2py	
   2pz	
  
spins	
  anH-­‐paralelos	
  
spins	
  paralelos	
  
Estrutura	
  Eletrônica	
  dos	
  átomos	
  
Regra	
   de	
   Hund:	
   Elétrons	
   numa	
   mesma	
   subcamada	
   tendem	
   a	
   permanecer	
  
desemparelhados	
  (em	
  orbitais	
  separados),	
  com	
  spins	
  paralelos.	
  
Quantos	
  
elétrons	
  na	
  
camada	
  de	
  
valência?	
  
25	
  
Estrutura	
  Eletrônica	
  dos	
  átomos	
  
26	
  
Ligações	
  Iônicas	
  e	
  Covalentes	
  
Átomos	
  perdem,	
  recebem	
  ou	
  comparllham	
  elétrons	
  a	
  fim	
  de	
  terem	
  sua	
  
camada	
  de	
  valência	
  completa.	
  Isso	
  confereestabilidade	
  ao	
  sistema.	
  (G.	
  N.	
  
Lewis)	
  
A.	
  Ligação	
  iônica:	
  Ocorre	
  entre	
  átomos	
  com	
  grande	
  diferença	
  de	
  
eletronega^vidade	
  (EN)	
  	
  ΔEN>2.	
  
Ex.:	
  NaCl	
  (EN:	
  Na	
  =	
  0,93	
  ;	
  Cl	
  =	
  3,16)	
  	
  
Na	
   	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  Na+	
  +	
  e-­‐	
  
1s2	
  2s2	
  2p6	
  3s1	
   1s2	
  2s2	
  2p6	
  =	
  [Ne]	
  
ΔE	
  =	
  119	
  kcal/mol	
  
Potencial	
  de	
  ionização	
  
Cl	
  +	
  e-­‐	
   	
   	
  	
  	
  	
  	
  Cl-­‐	
  
1s2	
  2s2	
  2p6	
  3s2	
  3p5	
   1s2	
  2s2	
  2p6	
  3s2	
  3p6	
  =	
  [Ar]	
  
ΔE	
  =	
  -­‐83,4	
  kcal/mol	
  
Afinidade	
  eletrônica	
  
Usando	
  estruturas	
  de	
  Lewis:	
  
ΔE	
  =	
  -­‐153	
  kcal/mol	
  	
  
Atração	
  eletrostáOca	
  
responsável	
  pela	
  manutenção	
  
da	
  ligação.	
  
27	
  
Ligações	
  Iônicas	
  e	
  Covalentes	
  
28	
  
Ligações	
  Iônicas	
  e	
  Covalentes	
  
B.	
  Ligação	
  covalente:	
  Ocorre	
  entre	
  átomos	
  com	
  eletronega^vidade	
  
similar.	
  
29	
  
Ligações	
  Iônicas	
  e	
  Covalentes	
  
Dois	
   átomos	
   podem	
   comparllhar	
   mais	
   do	
   que	
   um	
   par	
   de	
  
elétrons.	
  
30	
  
Ligações	
  Covalentes	
  Polares	
  	
  
31	
  
Ligações	
  Covalentes	
  Polares	
  	
  
Ligação	
   covalente	
   apolar	
   (átomos	
   de	
  
mesma	
  eletronega^vidade)	
  	
  
Ligação	
   covalente	
  
polar	
   (átomos	
   com	
  
eletronega^vidade	
  
diferente)	
  	
  
Dipolo	
  na	
  molécula	
  
32	
  
Ligações	
  Covalentes	
  Polares	
  	
  
Mapa	
   de	
   Potencial	
   eletrostálco	
   (mostra	
   como	
   a	
  
densidade	
   eletrônica	
   da	
   molécula	
   é	
   distribuída	
   entre	
   os	
  
átomos)	
  
EN:	
  H	
  =	
  2,1;	
  Li	
  =	
  1,0;	
  F	
  =	
  4,0	
   33	
  
Ligações	
  Covalentes	
  Polares	
  	
  
Polarizabilidade	
   (habilidade	
   de	
   distorção	
   da	
   densidade	
  
eletrônica)	
  
Família:	
  Aumenta	
  descendo	
  a	
  tabela.	
  
Período:	
  Aumenta	
  da	
  esquerda	
  pra	
  direita.	
  
34	
  
Carga	
  Formal	
  (CF)	
  
CF	
  =	
  EV	
  –	
  (NL+EL/2)	
  	
  onde:	
  
EV	
  =	
  número	
  de	
  elétrons	
  de	
  valência,	
  NLP	
  =	
  número	
  de	
  elétrons	
  não	
  
ligantes,	
  NL	
  =	
  número	
  de	
  elétron	
  de	
  ligações	
  	
  
Carga	
  formal	
  não	
  
denota	
  que	
  a	
  carga	
  
esteja	
  toda	
  
concentrada	
  
naquele	
  átomo.	
  
SEMPRE	
  INDIQUE	
  A	
  CARGA	
  FORMAL	
  NOS	
  EXERCÍCIOS	
  E	
  PROVAS	
  
35	
  
Estrutura	
  Condensada	
  
Podemos	
  omi^r	
  uma	
  ou	
  mais	
  ligações	
  covalentes:	
  	
  
36	
  
Estrutura	
  Condensada	
  
37	
  
1)	
  Dê	
  as	
  estruturas	
  de	
  Lewis	
  de	
  cada	
  um	
  dos	
  seguintes	
  compostos: 
 
3)	
  Examinando	
  o	
  mapa	
  de	
  potencial	
  eletrostá^co	
  do	
  LiH,	
  HF	
  e	
  H2,	
  responda	
  as	
  
seguintes	
  questões: 
a)	
  Qual	
  destes	
  compostos	
  são	
  polares? 
b)	
  Por	
  que	
  o	
  LiH	
  tem	
  o	
  hidrogênio	
  com	
  maior	
  densidade	
  eletrônica? 
c)	
   Quais	
   destes	
   compostos	
   apresenta	
   o	
   hidrogênio	
   mais	
   carregado	
  
posi^vamente? 
Questões: 
38	
  
Section 1.4 Representation of Structure 17
Kekulé structure Condensed structures
Two or more identical groups considered bonded to the “first” atom on the left can be shown (in parentheses) to the left of that
atom, or hanging from the atom.
An oxygen doubly bonded to a carbon can be shown hanging off the carbon or to the right of the carbon.
O
or O)CH3CH3CH2CCH3 CH3CH2COCH3 or CH3CH2C(
O
or OCH3CH2CH2CH CH3CH2CH2CHO or CH3CH2CH2CH
O
orCH3CH2COH CH3CH2CO2H or CH3CH2COOH
O
orCH3CH2COCH3 CH3CH2CO2CH3 or CH3CH2COOCH3
H HC
H
(CH3)2NCH2CH2CH3 CH3NCH2CH2CH3or
CH3
C
HH
H
C
H
HH H H
H
C
C
H
N
H HC (CH3)2CHCH2CH2CH3 CH3CHCH2CH2CH3or
CH3
H
HH H H
H
C
C
HH
H
C
H
H
C
H
C
PROBLEM 10 SOLVED
Draw the Lewis structure for each of the following:
a. d. g. j. NaOH
b. e. h. k.
c. f. i. l.
SOLUTION TO 10a The only way we can arrange one N and three O’s and avoid
single bonds is to place the three O’s around the N. The total number of valence
electrons is 23 (5 for N, and 6 for each of the three O’s). Because the species has one neg-
ative charge, we must add 1 to the number of valence electrons, for a total of 24. We then
use the 24 electrons to form bonds and fill octets with lone-pair electrons.
When all 24 electrons have been assigned, we see that N does not have a complete octet. We
complete N’s octet by using one of oxygen’s lone pairs to from a double bond. (It doesn’t
make any difference which oxygen atom we choose.) When we check each atom to see
whether it has a formal charge, we find that two of the O’s are negatively charged and the N
is positively charged, for an overall charge of 
O
N
+O− O −
-1.
O
N
O O
O¬O
Na2CO3
-CH3N2NO2 
-
NH4Cl+C2H5HCO3 
-NO2 
+
CH3NH3 
+CO2NO3 
-
Table 1.5 (continued)
BRUI01-001_059r4 20-03-2003 2:58 PM Page 17
2)	
  Dê	
  as	
  estruturas	
  de	
  Lewis	
  de	
  cada	
  um	
  dos	
  seguintes	
  compostos: