Aula 1

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<p>AULA 1: INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA, LIGAÇÃO IÔNICA,</p><p>LIGAÇÃO COVALENTE E HIBRIDIZAÇÃO</p><p>DAYANE SOUZA</p><p>Em todos os momentos a química orgânica é parte de nossas vidas. As moléculas</p><p>orgânicas compõem o tecido das plantas, algumas tão imponentes, como a</p><p>transmissão de sinais de um neurônio para o próximo neurônio em animais,</p><p>armazenam a informação genética da vida e são os alimentos que comemos todos</p><p>os dias.</p><p>O crescimento dos seres vivos, da microbiota aos elefantes, repousa sobre reações</p><p>orgânicas e as reações orgânicas fornecem a energia que impulsiona nossos</p><p>músculos e processos que nos permitem pensar.</p><p>Introdução a Química Orgânica</p><p>A química orgânica é a química dos compostos que contêm o elemento carbono.</p><p>Claramente, os compostos de carbono são fundamentais para a vida no nosso</p><p>planeta.</p><p>O Desenvolvimento da Ciência da Química Orgânica começou a florescer com a queda</p><p>de uma teoria do século XIX, chamada de vitalismo. De acordo com o vitalismo, os</p><p>compostos orgânicos eram somente aqueles provenientes de organismos vivos e</p><p>apenas seres vivos poderiam sintetizar compostos orgânicos através da intervenção</p><p>de uma força vital. Friedrich Wõhler, no entanto, descobriu em 1828 que um</p><p>composto orgânico chamado de ureia (um constituinte da urina) poderia ser</p><p>produzido através da evaporação de uma solução aquosa de um composto inorgânico,</p><p>o cianato de amônia. Com esta descoberta, a síntese de um composto orgânico,</p><p>começou a evolução da química orgânica como uma disciplina científica.</p><p>Elétrons de Valência</p><p>Neste momento, precisamos somente assinalar que os elétrons que circundam o</p><p>núcleo se encontram em camadas de energia crescente e em distâncias</p><p>crescentes do núcleo a camada mais importante, chamada de camada de</p><p>valência, é a camada mais externa, pois os elétrons desta camada são aqueles que</p><p>o átomo utiliza para estabelecer ligações químicas com outros átomos para</p><p>formar compostos.</p><p>Como sabemos quantos elétrons um átomo possui na sua camada de valência?</p><p>Olhamos a tabela periódica. O número de elétrons na camada de valência</p><p>(chamados de elétrons de valência) é igual ao número do grupo do átomo. Por</p><p>exemplo, o carbono está no grupo IVA, logo o carbono tem quatro elétrons de</p><p>valência; o oxigênio está no grupo VIA e o oxigênio tem seis elétrons de valência.</p><p>Todos os halogênios do grupo VII.A possuem sete elétrons de valência.</p><p>As primeiras explicações sobre a natureza das ligações químicas foram desenvolvidas</p><p>por Lewis (da Universidade da Califórnia) e na Universidade de Munique em 1916.</p><p>Foram propostos dois tipos principais de ligações químicas:</p><p>1. As ligações iônicas (ou eletrovalentes) que são formadas pela transferência de</p><p>um ou mais elétrons de um átomo para outro criando íons.</p><p>2. As ligações covalentes que são formadas quando átomos compartilham elétrons.</p><p>A ideia central em seus trabalhos sobre ligações é que os átomos sem a configuração</p><p>eletrônica de um gás nobre geralmente reagem para produzir tal configuração, uma</p><p>vez que estas configurações são conhecidas como altamente estáveis.</p><p>Para todos os gases nobres, com exceção do hélio, isto significa alcançar um octeto</p><p>de elétrons na camada de valência. A tendência para um átomo atingir a</p><p>configuração onde sua camada de valência contém oito elétrons é chamada de regra</p><p>do octeto.</p><p>Ligações Químicas: A Regra do Octeto</p><p>Ligações Iônicas Os átomos podem ganhar ou perder elétrons e formar partículas carregadas</p><p>chamadas de íons. Uma ligação iônica é uma força de atração entre íons com cargas opostas.</p><p>Uma fonte de tais íons é uma reação entre átomos com eletronegatividades muito diferentes.</p><p>A eletronegatividade é uma medida da capacidade de um átomo em atrair elétrons.</p><p>O lítio, um metal típico, tem uma eletronegatividade muito baixa; o flúor, um não metal, é o</p><p>mais eletronegativo de todos os elementos;</p><p>A perda de um elétron (uma partícula carregada negativamente) pelo átomo de lítio produz</p><p>um cátion de lítio (Li•); o ganho de um elétron pelo átomo de flúor fornece um ãnion</p><p>fluoreto (F-).</p><p>Os íons se formam porque os átomos podem alcançar a configuração eletrônica de um</p><p>gás nobre através do ganho ou perda de elétrons.</p><p>Neste estado cristalino, os íons têm energias substancialmente mais baixas do que os</p><p>átomos a partir dos quais eles foram formados.</p><p>Assim, o lítio e o flúor são "estabilizados,, quando reagem para formar o fluoreto de lítio.</p><p>Representa-se a fórmula para o fluoreto de lítio como LiF, pois esta é a fórmula mais simples</p><p>para este composto iônico.</p><p>As substâncias iônicas, por causa de suas fortes forças eletrostáticas internas, são</p><p>usualmente sólidos de pontos de fusão elevados, frequentemente possuindo pontos de</p><p>fusão acima de lOOOºC. Em solventes polares, como a água, os íons estão solvatados e</p><p>tais soluções normalmente conduzem corrente elétrica.</p><p>Os compostos iônicos, frequentemente chamados de sais, formam-se apenas quando</p><p>átomos de elementos com eletronegatividades muito diferentes transferem elétrons para</p><p>tomarem-se íons.</p><p>Ligações Covalentes e Estruturas de Lewis</p><p>Quando dois ou mais átomos com eletronegatividades iguais ou similares reagem, não</p><p>ocorre uma transferência completa de elétrons.</p><p>Nesses casos, os átomos alcançam as configurações de gás nobre através do</p><p>compartilhamento de elétrons.</p><p>As ligações covalentes formam-se através do compartilhamento de elétrons entre</p><p>átomos com eletronegatividades similares de forma a alcançar a configuração de um gás</p><p>nobre.</p><p>As moléculas são constituídas de átomos unidos exclusiva ou predominantemente por</p><p>ligações covalentes.</p><p>Exceções à Regra do Octeto</p><p>Os átomos compartilham elétrons não apenas para obter a configuração de um gás</p><p>inerte, mas porque o compartilhamento de elétrons produz um aumento da densidade</p><p>eletrônica entre os núcleos positivos.</p><p>Os elementos do segundo período da tabela periódica podem ter um máximo de quatro</p><p>ligações (isto é, ter oito elétrons em tomo deles), pois estes elementos têm apenas um</p><p>orbital 2s e três orbitais 2p disponíveis para ligação. Cada orbital pode conter dois</p><p>elétrons e um total de oito elétrons preenche esses orbitais.</p><p>Os elementos do terceiro período em diante possuem orbitais d que podem ser utilizados</p><p>para ligação. Estes elementos podem acomodar mais do que oito elétrons em seus níveis</p><p>de valência e, consequentemente, podem formar mais de quatro ligações covalentes.</p><p>Um orbital é a região do espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron é alta.</p><p>Orbitais Atômicos e Configuração Eletrônica</p><p>Os orbitais atômicos são representações em três dimensões. Essas representações gráficas</p><p>produzem os formatos familiares dos orbitais s, p e d. Os volumes que mostramos são</p><p>aqueles que conteriam o elétron durante 90-95% do tempo.</p><p>Existe uma probabilidade finita, porém muito pequena, de se encontrar um elétron em</p><p>distâncias maiores em relação ao núcleo do que as mostradas nos gráficos.</p><p>Um plano nodal separa os dois lóbulos de um orbital p e os três orbitais p de um dado nível</p><p>de energia são distribuídos no espaço ao longo dos eixos x, y e z no sistema de coordenadas</p><p>cartesiano.</p><p>Os sinais + e - das funções de onda não significam cargas positiva e negativa, ou maior e</p><p>menor probabilidade de se encontrar um elétron.</p><p>Configurações Eletrônicas</p><p>Os elétrons nos orbitais Is possuem a menor energia, pois eles estão mais próximos ao</p><p>núcleo positivo. Os elétrons nos orbitais 2s vêm a seguir na ordem de energia crescente. Os</p><p>elétrons nos três orbitais 2p têm energias iguais, porém maior do que a energia do orbital</p><p>2s. Os orbitais com mesma energia (tais como os três orbitais 2p) são chamados de orbitais</p><p>degenerados.</p><p>Ex.: A Estrutura do Metano</p><p>Os orbitais atômicos hibridos que</p><p>exercem um papel na estrutura</p><p>do metano podem ser obtidos</p><p>pela combinação das funções de</p><p>onda dos orbitais s e p da</p><p>segunda camada do carbono da</p><p>seguinte maneira:</p><p>O símbolo sp3 significa que o</p><p>orbital possui uma parte do</p><p>caráter do orbital s e três partes</p><p>do caráter do orbital p.</p><p>A Estrutura do Eteno (Etileno): Hibridização sp2</p><p>Os átomos de carbono</p><p>de muitas das moléculas que consideramos até aqui utilizaram</p><p>seus quatro elétrons de valência para formar quatro ligações covalentes simples (sigma)</p><p>com outros quatro átomos. Entretanto, descobrimos que existem muitos compostos</p><p>orgânicos importantes nos quais os átomos de carbono compartilham mais do que dois</p><p>elétrons com outro átomo. Nas moléculas desses compostos, algumas ligações formadas</p><p>são ligações covalentes múltiplas. Quando dois átomos de carbono compartilham dois</p><p>pares de elétrons, por exemplo, o resultado é uma ligação dupla carbono-carbono:</p><p>A Estrutura do Etino (Acetileno): Hibridização sp</p><p>Processo para obter átomos de carbono com hibridização sp.</p><p>Os hidrocarbonetos nos quais dois átomos de carbono compartilham três pares de</p><p>elétrons entre si e estão, portanto, ligados através de uma ligação tripla, são chamados</p><p>de alquinos.</p><p>• SOLOMONS CAP.1;</p><p>• https://iupac.org/wp-</p><p>content/uploads/2022/05/IUPAC_Periodic_T</p><p>able_150-04May22.jpg;</p><p>• https://www.sbq.org.br/anexos/tabelaperiod</p><p>ica_SBQ_15fev2022.pdf.</p><p>REFERÊNCIAS</p><p>https://iupac.org/wp-content/uploads/2022/05/IUPAC_Periodic_Table_150-04May22.jpg</p><p>https://iupac.org/wp-content/uploads/2022/05/IUPAC_Periodic_Table_150-04May22.jpg</p><p>https://iupac.org/wp-content/uploads/2022/05/IUPAC_Periodic_Table_150-04May22.jpg</p><p>https://iupac.org/wp-content/uploads/2022/05/IUPAC_Periodic_Table_150-04May22.jpg</p><p>https://www.sbq.org.br/anexos/tabelaperiodica_SBQ_15fev2022.pdf</p><p>https://www.sbq.org.br/anexos/tabelaperiodica_SBQ_15fev2022.pdf</p><p>OBRIGADO</p><p>Slide 1</p><p>Slide 2</p><p>Slide 3</p><p>Slide 4</p><p>Slide 5</p><p>Slide 6</p><p>Slide 7</p><p>Slide 8</p><p>Slide 9</p><p>Slide 10</p><p>Slide 11</p><p>Slide 12</p><p>Slide 13</p><p>Slide 14</p><p>Slide 15</p><p>Slide 16</p><p>Slide 17</p><p>Slide 18</p><p>Slide 19</p><p>Slide 20</p><p>Slide 21</p><p>Slide 22</p>