Unidade 01 - Teoria estrutural. Organica 1

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DQOI - UFC
Prof. Nunes
Teoria Estrutural
Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
Química Orgânica I
Prof. Dr. José Nunes da Silva Jr.
nunes.ufc@gmail.com
1
Mar/2017
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A Química Orgânica é a química do carbono.
Química Orgânica
2
115 átomos
Química Inorgânica
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O carbono está longe de ser um átomo abundante na crosta terrestre.
Então, por que damos essa atenção tão especial a apenas um elemento
entre 116?
Química Orgânica
3
49,5
25,7
7,4
4,7
3,4
2,6 2,4 1,9
0,9 0,6
0,9
Oxigênio
Silício
Alumínio
Ferro
Cálcio
Sódio
Potássio
Magnésio
Hidrogênio
Titânio
Outros
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� A Química, como ciência, teve início no final da idade média com o
nome de Alquimia.
� Os alquimistas foram os primeiros pesquisadores que surgiram, e
tinham como objetivos:
� transformar qualquer metal em ouro, através do princípio
chamado de “pedra filosofal”, e
� o “elixir da vida” para prolongar a vida.
Razões Históricas
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Razões Históricas
5
� O médico suíço Paracelso, que também
atuava no campo da alquimia,
� afirmou que o homem era um
composto químico cujas doenças
são decorrentes das alterações desta
estrutura,
� sendo necessários medicamentos
para combater as enfermidades.
� Foi o início do uso de medicamentos para
curar as enfermidades da época:
� séculos XVI e XVII.
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Porém, somente no século XVIII foram extraídas
�várias substâncias orgânicas a partir de produtos naturais,
� além daquelas anteriormente conhecidas como: vinho
(fermentação da uva) e os produtos obtidos por destilação de
outras substâncias.
6
� Em 1777, a química foi dividida em duas partes, de
acordo com Torbern Olof Bergmann:
� I) a química orgânica estudava os compostos
obtidos diretamente dos seres vivos e;
� II) a química inorgânica estudava os compostos
de origem mineral.
Razões Históricas
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Entretanto, o desenvolvimento da química orgânica era prejudicado
� pela crença de que, somente a partir dos organismos vivos –
animais e vegetais,
� era possível extrair as substâncias orgânicas.
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Razões Históricas
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Tratava-se de uma teoria, conhecida pelo nome de
“Teoria da Força Vital”, formulada por Jons Jacob
Berzelius, que afirmava:
�“A força vital é inerente da célula viva e
o homem não poderá criá-la em
laboratório”.
Em 1828, um dos discípulos de Berzelius,
Friedrich Wohler, conseguiu obter uma
substância encontrada na urina e no sangue,
conhecida pelo nome de uréia.
8
Razões Históricas
uréia
esperado
obtido
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Após o êxito da experiência de Wohler, vários cientistas também
tentaram a obtenção de outras substâncias orgânicas em
laboratório, e verificaram que o
�elemento fundamental em todos os compostos era o
carbono.
A partir de então, em 1858, Kekulé definiu a química orgânica como
sendo a química dos compostos do carbono.
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Razões Históricas
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A farmácia no século XIX era baseada em:
� poções
� espíritos
� extratos brutos de plantas e animais.
As doenças eram curadas
� sem o conhecimento das causas e dos princípios ativos das
medicações.
Moléculas Orgânicas
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A primeira participação da química orgânica no controle de doenças se
deu em 1856,
� síntese do corante “cor-de-malva” (mauveína) por Willian Perkin.
Moléculas Orgânicas
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2ª razão para estudar os compostos orgânicos:
� quantidade de compostos orgânicos
� os químicos descobriram ou sintetizaram mais de 10 milhões
compostos orgânicos e 1,7 milhão de compostos inorgânicos.
� 85% dos compostos conhecidos são orgânicos
� estima-se que a cada ano mais 10.000 sejam reportados.
Química Orgânica
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3ª razão: As substâncias bioquímicas são compostos orgânicos:
� carboidratos
� lipídios
� proteínas
� enzimas
� ácidos nucleicos (DNA e RNA)
� hormônios
� vitaminas
Química Orgânica
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Como são obtidos os compostos orgânicos?
Isolando da Natureza: os seres vivos (plantas, animais, bactérias,
fungos...) são verdadeiras “fábricas químicas” – Biossíntese.
Compostos Orgânicos
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Como são obtidos os compostos orgânicos?
Isolando da Natureza: os seres vivos (plantas, animais, bactérias,
fungos...) são verdadeiras “fábricas químicas” – Biossíntese.
Compostos Orgânicos
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penicilinas
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Como são obtidos os compostos orgânicos?
Isolando da Natureza: os seres vivos (plantas, animais, bactérias,
fungos...) são verdadeiras “fábricas químicas” – Biossíntese.
Compostos Orgânicos
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Como são obtidos os compostos orgânicos?
Isolando da Natureza: Gás natural, petróleo e carvão.
Compostos Orgânicos
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Como são obtidos os compostos orgânicos?
Síntese em Laboratório: Síntese Orgânica – a maior parte dos mais de 10
milhões de compostos orgânicos conhecidos é puramente sintética e
não existe nos seres vivos.
- Fármacos modernos: Valium, Prozac, Zantac, Lasix, Viagra e Enovid.
Compostos Orgânicos
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Síntese de Medicamentos
19
19801889
19811923
19811934
19861935
19851942
19871952
19871953
19891954
19891958
19811962
19901963
19921964
19931968
19961970
19961970
19971975
19991976
19991976
19991977
19991980
AAS
ác. barbitúrico
cloroquina
sulfonamidas
penicilinas
nitrofuranos
progesterona
talidomida
haloperidol
verapramil
indometacina
propranolol
salbutamol
prostaglandinas
oxamniquina
nifedipina
cimetidina
atenolol
captopril
oxicams
praziquantel
aciclovir
ranitidina
misoprostol
mefloquina
azidovudina
iovastatina
ozagrel
mifepristona
fluoxetina
salmeterol
inibidores de proteases
tacrina
taxotere
zileuton
zafirlukast
sildenafil
orlistat
celecoxib
rofecoxib
C
R
O
N
O
L
O
G
I
A
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Agronomia
20
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Composição do Solo
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Ácido fúlvico
Ácido húmico
- Matéria Orgânica
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Química dos Agrotóxicos
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Os campos cultivados, entretanto, tornaram-se fontes de alimento para as
mais variadas espécies de insetos e roedores e também foram atacados por
fungos e bactérias.
� Essas espécies se multiplicaram rapidamente por causa
da grande quantidade de alimento e passaram a interferir no bem-
estar das pessoas, sendo, por isso, consideradas pragas.
O homem sempre buscou maneiras para combater as pragas que atacavam as 
plantações: desde rituais religiosos até o desenvolvimento de agrotóxicos. 
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Química dos Agrotóxicos
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O termo agrotóxico inclui:
� inseticidas (controle de insetos),
� fungicidas (controle de fungos),
� herbicidas (combate às plantas invasoras),
� fumigantes (combate às bactérias do solo),
� algicida (combate a algas),
� avicidas (combate a aves),
� nematicidas (combate aos nematoides,
� moluscicidas (combate aos moluscos),
� acaricidas (combate aos ácaros),
� além de reguladores de crescimento,
� desfoliantes (combate às folhas indesejadas), e
� dissecantes
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Por que usar Agrotóxicos?
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Contribuição de agroquímicos para 
as colheitas atuais e potenciais
Potencial residencialRendimento sem proteção
das plantas
Rendimento extra devido a proteção das plantas
%
 
m
á
x
i
m
a
t
e
o
r
i
c
a
m
e
n
t
e
Trigo Arroz Milho Batata Soja Algodão
Fonte: Journal of Agricultural Science (2006) 
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Por que NÃO usar Agrotóxicos?
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Casos de Intoxicação por Agroquímicos no Brasil
Fonte: Fiocuz
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Agrotóxicos Sintéticos
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Os inseticidas orgânicos sintéticos começaram a ser utilizados em grande
escala na década de 1940, durante a Segunda Guerra Mundial, a fim de
proteger os soldados das regiões tropicais e subtropicais da África e da Ásia,
das pragas transmissoras da doença-do-sono, malária, dentre outras.
Devido à necessidade de proteger o exército, as pesquisas de novos
inseticidas foram impulsionadas, o que resultou no desenvolvimento de vários
agrotóxicos que são usados ainda hoje.
As principais características dos organoclorados são:
insolubilidade em água; solubilidade em líquidos
apolares como éter, clorofórmio e, consequentemente,
em óleos e gorduras, o que ocasiona o acúmulo do
DDT no tecido adiposo dos organismos vivos; e alta
estabilidade, pois demora muitos anos para ser
degradado na natureza devido à baixa reatividade das
ligações químicas presentes no composto em
condições normais.
DDT
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Agrotóxicos Sintéticos
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Agrotóxicos Sintéticos
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Quadro - Dois exemplos dos principais princípios ativos de dois agrotóxicos. 
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Agrotóxicos Naturais
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Exemplos de inseticidas naturais orgânicos são a nicotina e a rotenona.
� A nicotina, extraída das folhas de fumo (Nicotiana tabacum), começou a ser
utilizada no século XVII para controlar insetos em jardins, prática feita até
hoje.
� A rotenona é isolada de raízes de Derris elliptica, planta comum na Malásia
e na Indonésia, e de espécies de Lonchocarpus, existentes na África e
América do Sul e, desde o final do século XIX, é utilizada para o controle de
lagartas.
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Sugestão de Leitura
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Engenheiros Agrônomos Top
� Investigação da degradação
física e metabólica de um
potencial produto em
sistemas de plantas,
animais, solo e água.
� Identificação e avaliação
dos resíduos do composto e
dos seus produtos de
degradação nesses
sistemas.
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Sugestão de Leitura
http://www.ecpa.eu/sites/default/files/R-and-D_report_2016_FINAL_revised_2016-04-13.pdf
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Engenheiros Agrônomos Top
Há 60 anos, a química agrícola e farmacêutica parecia estar caminhos
divergentes.
� No cena agrícola, as empresas industriais concentraram-se na síntese de
várias classes de compostos e quando um composto químico era
descoberto, havia muita alegria entre os químicos sintéticos.
� Dizíamos que devido a química, a vida seria melhor, e era.
Armado com agroquímicos sintéticos, os agricultores americanos tornaram-
se a inveja do mundo.
� Essencialmente, com uma vasta uma série de
permutações químicas, o químico sintético tinha
domesticado a natureza.
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Agroquímicos e Farmacêuticos: A Conexão
Ambos os agroquímicos e produtos farmacêuticos são dois dos pilares
sobre os quais se situa a civilização moderna.
“Mente sã em um corpo são” 
é certamente o produto ideal desse casamento interdisciplinar.
� Os agroquímicos dão origem ao fornecimento de alimentos.
� Os produtos farmacêuticos mantêm o corpo e a mente em um estado
saudável, em funcionamento.
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Agroquímicos e Farmacêuticos: A Conexão
Do ponto de vista econômico, os produtos farmacêuticos são produtos lucrativos
de valor agregado.
Os agroquímicos, por outro lado, embora possam gerar um sólido retorno, não
geram tanto rendimento se considerarmos a proporção "peso para a venda“.
Ou seja, alguns miligramas de um medicamento pode ser vendido por muitos
dólares, enquanto vários quilos de um agroquímico podem ser vendidos pelo
mesmo preço.
Cl
N
N
H OH
OH
O
OH
ABAMECTIN DVA 18 EC - GL
5 LITROS R$ 17,40
tratamento de ansiedade
acaricida e inseticida
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Agroquímicos e Farmacêuticos: A Conexão
Como veremos, há uma série de modelos químicos que têm encontrado uso em
ambas as disciplinas.
� Mas certamente, na infinidade de fármacos que foram descobertos como
produtos naturais, seus derivados sintéticos e a sequência lógica pela
qual um chega a um produto ativo que já não se assemelha a seu
progenitor, deve haver compostos que têm usos alternativos.
De especial interesse na agricultura são aqueles produtos naturais
� que não afetam negativamente o meio ambiente, porque são alvos
específicos com alta especificidade; e
� são biodegradáveis,
Todos os atributos dos produtos naturais e, até certo ponto, seus produtos
sinteticamente modificados.
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Resumindo.... A Química Orgânica é a química do carbono.
Estuda os compostos orgânicos:
� alimentos, codimentos e fragrâncias;
� remédios e cosméticos;
� plásticos, filmes, fibras e resinas;
� tintas, verniz e colas;
� “seres vivos”
� agroquímicos
Dividida em duas partes:
Q. orgânica I: estrutura
Q. orgânica II: reatividade
Química Orgânica
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Questionamentos ????
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� Por que as substâncias ao nosso redor se comportam diferentemente?
� Por exemplo, por que sal de cozinha (ou qualquer outra substância
iônica) é um sólido duro, frágil, de alto ponto de fusão e conduz uma
corrente elétrica somente quando fundidos ou dissolvidos na água?
Questionamentos
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Por que a cera da vela (junto com a maioria das substâncias covalentes)
apresenta baixo ponto de fusão, são macios, e não são condutores de
eletricidade,
� embora o diamante e outras poucas exceções possuem
pontos de fusão elevadíssimos e são extremamente duros.
40
Questionamentos
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E por que o cobre (e outras substâncias metálicas) são brilhantes,
maleáveis e capazes de conduzir uma corrente se fundido ou sólido?
41
Questionamentos
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� As respostas estão no tipo de ligação dentro da substância, as quais
são responsáveis pelo comportamento de substâncias.
� Em nível atômico, podemos distinguir um metal de um não-metal com
base em várias propriedades que se correlacionam com a posição na
tabela periódica.
Resposta
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Três tipos de ligação são resultantes de três formas de combinação entre
três diferentes tipos de átomos:
� metal + não-metal
� não-metal + não-metal
� metal + metal
Ligações Químicas
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metais
não-metais
semi-metais
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� A ligação iônica é caracterizada pela transferência de elétrons entre os
átomos com grandes diferenças de suas tendências para perder ou
ganhar elétrons.
Ligação Iônica
� O metal (energia de ionização baixa) perde um ou dois elétrons de
valência, e o átomo não-metal (eletroafinidade altamente negativa)
ganha elétron(s).
Metais Não- Metais
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� A transferência de elétrons de metal para não-metal ocorre, e cada
átomo forma um íon com configuração eletrônica de gás nobre .
� A atração eletrostática entre esses íons positivos e negativos constitui
uma matriz tridimensional de um sólido iônico, cuja fórmula química
representa a relação cátion-ânion.
Metal + Não-metal
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Ligações Covalentes
� Ligação iônica não pode resultar de uma
reação entredois não-metais, porque a
sua diferença de eletronegatividade não
é grande o suficiente para a
transferência de elétrons acontecer.
� Em vez disso, reações entre dois não-
metais resultam em ligação covalente.
� A ligação covalente é formada
quando dois átomos com diferença de
eletronegatividade muito pequena (ou
zero) compartilham um ou mais pares
de elétrons.
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O caso mais simples de ligação covalente ocorre na
� molécula diatômica H2.
Formação de Ligações Covalentes
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Aumentando a distância internuclear
A
u
m
e
n
t
a
n
d
o
 
a
 
e
n
e
r
g
i
a
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Teoria da Ligação de Valência
� Anteriormente, a ligação covalente foi descrita como um par de
elétrons compartilhados após a sobreposição de orbitais atômicos
de dois átomos.
� Esta é a idéia básica da Teoria de Ligação de Valência (TLV), a qual
descreve como ocorre a formação de uma ligação.
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Ligação no H2: Modelo Ligação de Valência
� A principal característica da teoria das ligações de valência é que ela
descreve uma ligação covalente entre dois átomos, em termos de uma
sobreposição em fase de um orbital semi-preenchido de um átomo
com um outro orbital semi-preenchido de outro átomo.
� Os dois átomos de hidrogênio, cada um contendo um elétron em um
orbital 1s, combina-se de modo que seus orbitais se sobreponham para
dar um novo orbital associado a ambos.
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Ligação no H2: Modelo Ligação de Valência
A aproximação dos dois orbitais atômicos 1s sobre um mesmo eixo, leva à
formação de uma ligação sigma (σ).
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� Outros pares de átomos não-metálicos compartilham seus pares de
elétrons para formar ligações covalentes.
� O resultado dessa partilha é que cada átomo atinge uma
configuração eletrônica mais estável, a mesma que do gás nobre
mais próximo.
� Isso resulta em um arranjo mais estável para os átomos ligados.
� A maioria das ligações covalentes envolvem o compartilhamento
de dois, quatro ou seis elétrons, isto é, um, dois ou três pares de
elétrons.
� ligação covalente simples: compartilham um par de
elétrons,
� ligação covalente dupla: compartilham dois pares de
elétrons, e
� ligação covalente tripla: compartilham três pares de
elétrons.51
Formação de Ligações Covalentes
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Ligações no Diclorometano
A estrutura de Lewis, falha com relação ao diclorometano.
A estrutura de Lewis do dicloroetano sugere que:
� a estrutura fosse planar com ângulos de ligação iguais a 90º.
� haveria a possibilidade de haver dois isômeros, fato este não
comprovado.
52
C
Cl
Cl H
H
C
Cl
H H
Cl
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Ligações no Metano
Outro exemplo: Embora o metano tenha sua estrutura bem
representada pela estrutura de Lewis, tal estrutura dá a falsa
impressão de que a molécula do metano é planar com ângulos de
ligação iguais a 90º.
Além disso, como explicar a formação de 4 ligações se o carbono
possui apenas dois elétrons desemparelhados?
53
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Hibridização
Processo através do qual atómos misturam orbitais atômicos
� gerando novos orbitais atômicos
� com energias intermediárias em relação aos orbitais
puros que se misturaram.
Portanto, trata-se de um proceso termodinamicamente favorável, uma
vez que os a somatória da energia dos orbitais hibridizados é menor
que a somatória da energia dos orbitais puros.
H hibridizados < H puros
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Metano: Hibridização sp3
55
Estado 
fundamental
Estado 
excitado
Estado 
hibridizado
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Metano: Hibridização sp3
56 4 sp3
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Metano: Hibridização sp3
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Metano: Estrutura
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ligacão σ
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Metano: Estrutura
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Exercitando Hibridização sp3
Construa um diagrama de orbitais para o nitrogênio na amônia, supondo
hibridação sp3.
Em que tipo de orbital os pares de elétrons isolados estarão, e quais os
orbitais que se envolverão nas ligações?
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Exercitando Hibridização sp3
Construa um diagrama de orbitais para o oxigênio na água, supondo
hibridação sp3.
Em que tipo de orbital os pares de elétrons isolados estarão, e quais os
orbitais que se envolverão nas ligações?
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O esquema de hibridização é determinado pelo número de átomos com o qual
o carbono está diretamente ligado.
No eteno, cada carbono da dupla ligação está ligado a 3 diferentes átomos
através de 3 ligações σ e, portanto, 3 orbitais híbridos sp2 equivalentes são
necessários.
62
Eteno: Hibridização sp2
Estado 
fundamental
Estado 
excitado
Estado 
hibridizado
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Eteno: Hibridização sp2
3 sp2 + p
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Eteno: Estutura
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Hibridização sp2
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Exercitando Hibridização sp2
Construa um diagrama de orbitais para o nitrogênio na função iminia, e
para o oxigênio na cetona, supondo hibridação sp2.
Em que tipo de orbital os pares de elétrons isolados estarão, e quais os
orbitais que se envolverão nas ligações?
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Uma vez que cada carbono no acetileno está ligado a 2 outros átomos, a
hibridação do orbital modelo exige que cada carbono tenha 2 orbitais
equivalentes disponíveis para a formação das 2 ligações.
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Etino: Hibridização sp
Estado 
fundamental
Estado 
excitado
Estado 
hibridizado
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Etino: Hibridização sp
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Hibridização sp
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Exercitando Hibridização sp
Construa um diagrama de orbitais para o nitrogênio na nitrila, supondo
hibridação sp2.
Em que tipo de orbital os pares de elétrons isolados estarão, e quais os
orbitais que se envolverão nas ligações?
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Etano, Eteno e Etino
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Comp. ligação
Energia ligação
Etano Eteno Etino
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Predizendo a Geometria - TRPEV
TRPEV – Teoria de Repulsão dos Pares de Elétrons de Valência
Para prever a geometria de um pequeno composto, nós nos concentramos no
átomo central e contamos o número de ligações σ e pares livres.
� O total (ligações σ + os pares livres) é chamado o número
estérico que indica o número de pares de elétrons (ligando e
não ligando) que estão se repelindo.
� A repulsão faz com que os pares de elétrons se disponham no
espaço tridimensional de modo a obter distância máxima entre
si. Como resultado, a geometria do átomo central será
determinada pelo número estérico.
72
# ligações σ = 4
# pares pares livre = 0
número estérico = 4
# ligações σ = 3
# pares pares livre = 1
número estérico = 4
# ligações σ = 2
# pares pares livre = 2
número estérico = 4
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Geometrias Resultantes da Hibridização sp3
Número estérico = 4
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tetraédrica
pirâmide trigonal angular
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Geometrias Resultantes da Hibridização sp2
BF3 - Número estérico = 3
O boro tem três elétrons de valência, cada um deles usado para formar uma
ligação.
O resultado é três ligações σ e nenhum par livre, dando um número estérico de
3.
O átomo de boro central requer, portanto, três orbitais, em vez de quatro, e
deve ser hibridizado sp2, em uma disposição trigonal plana.
74
trigonal plana
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Geometrias Resultantes da Hibridização sp2
Imina - Número estérico = 3
O átomode nitrogênio deve ser hibridizado com sp2.
O estado de hibridação sp2 é sempre caracterizado por uma disposição trigonal
plana de pares de elétrons,
� mas quando descrevemos a geometria, nós focalizamos somente nos
átomos (ignorando pares livres).
� A geometria deste átomo de nitrogênio é, portanto, angular.
75
trigonal plana
# ligações σ = 2
# pares pares livre = 1
número estérico = 3
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Geometrias Resultantes da Hibridização sp
BH2 - Número estérico = 2
O átomo de berílio tem dois elétrons de valência, cada qual é utilizado para
formar uma ligação.
� O resultado são duas ligações σ e nenhum par livre, dando um
número estérico igual a 2.
� O átomo de berílio central requer, portanto, apenas dois orbitais e
deve ser hibridizado.
� Lembre-se que os orbitais hibridados sp alcançam a separação
máxima quando estão lineares.
76
linear
# ligações σ = 2
# pares pares livre = 0
número estérico = 2
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Ligações Covalentes Apolares e Polares
Ligações covalentes podem ser polares ou apolares.
Em uma ligação apolar, como na molécula de hidrogênio, H2, (HSH ou HXH) o
par de elétrons é igualmente compartilhado entre osdois núcleos de hidrogênio.
77
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Ligações Covalentes Apolares e Polares
Na molécula de H2, por exemplo, os átomos H têm a mesma eletronegatividade.
Isto significa que os elétrons compartilhados são igualmente atraídos por ambos os
núcleos dos átomos de hidrogênio e, portanto, “gastam” a mesma quantidade de
tempo próximo de cada núcleo.
Nas ligações covalentes apolares, a densidade de elétrons é simétrica em
relação a um plano que é perpendicular a uma linha entre os dois núcleos. Isto é
verdade para todas as moléculas diatômicas homonucleares, como H2, O2, N2, F2
e Cl2, porque os dois átomos idênticos têm eletronegatividades idênticas.
78
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Ligações Covalentes Apolares e Polares
Moléculas Diatômicas Heteronucleares
O fluoreto de hidrogênio (ácido fluorídrico), HF, é um composto covalente gasoso
à temperatura ambiente.
Sabemos também que a ligação H-F tem algum grau de polaridade, pois H e F
não são átomos idênticos e, portanto, não atraem os elétrons da mesma forma.
Mas quanto polar esta ligação será?
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Ligações Covalentes Apolares e Polares
A eletronegatividade do hidrogênio é 2,1, enquanto a do flúor é de 4,0.
Sendo assim, a densidade de elétrons é distorcida na direção do mais
eletronegativo (F). Esta pequena variação de densidade de elétrons deixa o
H parcialmente positivo (δ+).
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Ligações Covalentes Apolares e Polares
A separação de cargas em uma ligação covalente polar cria um dipolo.
Nós esperaríamos, portanto, dipolos diferentes nas moléculas covalentes HF,
HCl, HBr, HI, uma vez que os halogênios têm eletronegatividades diferentes.
Portanto, os átomos desses elementos têm tendências diferentes para atrair
um par de elétrons que compartilham com o hidrogênio.
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Representação das Moléculas
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Os químicos usam muitos estilos diferentes para desenhar moléculas.
Vamos considerar a estrutura do isopropanol, também chamado de álcool
de isopropílico.
A estrutura deste composto é mostrada abaixo numa variedade de estilos
de desenho:
Estrutura parcialmente
condensada
Estrutura
de Lewis
Estrutura 
condensada
Fórmula
molecular
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Representação das Moléculas
83
A vantagem das estruturas de Lewis é que todos os átomos e ligações são
explicitamente desenhados. No entanto, as estruturas de Lewis são mais
adequadas para moléculas muito pequenas. Para moléculas maiores, torna-se
extremamente cansativo desenhar a ligação de cada átomo.
Em estruturas parcialmente condensadas, as ligações C-H não são todas
desenhadas explicitamente. Por exemplo, no desenho acima, CH3 refere-se a
um átomo de carbono com ligações a três átomos de hidrogênio. Mais uma
vez, este estilo de desenho é apenas prático para pequenas moléculas.
Estrutura parcialmente
condensada
Estrutura
de Lewis
Estrutura 
condensada
Fórmula
molecular
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Representação das Moléculas
84
Em estruturas condensadas, nenhuma das ligações é desenhada. Grupos de
átomos são agrupados quando possível. Por exemplo, o isopropanol tem dois
grupos CH3, os quais estão ligados ao átomo de carbono central, mostrado
como este: (CH3)2CHOH. Mais uma vez, este estilo de desenho é apenas
prático para pequenas moléculas com estruturas simples.
A fórmula molecular de um composto simplesmente mostra o número de cada
tipo de átomo no composto (C3H8O). Nenhuma informação estrutural é
fornecida. Na verdade, existem três isômeros constitucionais com fórmula
molecular C3H8O: isopropanol, propanol e etil metil éter.
Estrutura parcialmente
condensada
Estrutura
de Lewis
Estrutura 
condensada
Fórmula
molecular
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Estruturas em Linha
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Não é prático desenhar estruturas de Lewis para todos os compostos,
especialmente os grandes.
Como exemplo, considere a estrutura da amoxicilina, um dos antibióticos
mais comumente usados da família penicilina:
Químicos orgânicos desenvolveram um estilo de desenho eficiente que
pode ser usado para desenhar moléculas muito rapidamente.
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Estruturas em Linha
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Estruturas em linha não só simplificam o processo de desenho, mas
também são mais fáceis de ler.
A estrutura em linha de ligação para amoxicilina é:
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Como Desenhar Estruturas em Linha
87
As estruturas de linha são desenhadas em um formato em zigue-zague,
onde cada canto ou ponto final representa um átomo de carbono.
Por exemplo, cada um dos seguintes compostos tem seis átomos de
carbono.
Duplas ligações são mostradas com duas linhas, e as ligações triplas são
mostradas com três linhas:
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Como Desenhar Estruturas em Linha
88
Observe que as ligações triplas são desenhadas de forma linear em vez
de em um formato em zigue-zague, porque as ligações triplas envolvem
átomos de carbono sp, que têm geometria linear.
Os dois átomos de carbono de uma ligação tripla e os dois átomos de
carbono ligados a eles estão em linha reta.
Todas as outras obrigações são desenhadas em um formato em zigue-
zague.
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Como Desenhar Estruturas em Linha
89
Os átomos de hidrogênio ligados a carbonos também não são mostrados
nas estruturas da linha de ligação, porque é assumido que cada átomo de
carbono possuirá átomos de hidrogênio suficientes para atingir um total
de 4 ligações.
Portanto, podemos inferir que deve haver mais duas ligações a átomos de
hidrogênio que não aparecem (para dar um total de quatro ligações).
Desta forma, todos os átomos de hidrogênio são inferidos desenhando:
O desenho indica apenas duas ligações
conectadas da este átomo de carbono.
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Como Desenhar Estruturas em Linha
90
Quando estiver desenhando estruturas em linha, siga as seguintes regras:
1) Átomos de carbono em ma cadeia linear devem ser desenhados no format
de zigue-zague.
2) Quando desenha ligações duplas, desenhe todas as ligações tão distantes
quanto possível.
é desenhada assim
muito melhor que
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Como Desenhar Estruturas em Linha
91
Quando estiver desenhando estruturas em linha, siga as seguintes regras:
3) Quando desenhar ligações simples, a direção nas quais as ligações são
desenhas é irrelevante.
4) Todos os heteroátomos (átomos diferentes de C e H) devem ser
desenhados, e qualquer hidrogênio ligado a um heteroátomo deve ser
desenhado.
é o mesmo que
é desenhadoassim
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Como Desenhar Estruturas em Linha
92
Quando estiver desenhando estruturas em linha, siga as seguintes regras:
5) Nunca desenha carbonos com mais que 4 ligações.
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Exercício
93
Para cada uma das seguintes moléculas, determine o número de átomos de
carbono presentes, e depois determine o número de átomos de hidrogênio
ligados a cada átomo de carbono:
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Representação das Moléculas
94
Com a prática, a escrita de fórmulas estruturais de moléculas orgânicas torna-
se rotineira e pode ser simplificada ainda mais. Por exemplo:
Nestas representações simplificadas, chamadas de fórmulas de linha de
ligação, os únicos átomos especificamente escritos são aqueles que não são
nem carbono nem hidrogênio ligado a carbono. Contudo, os hidrogênios
ligados a hetero-átomos são mostrados.
torna-se
torna-se
fórmula condensada
fórmulas de linha
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Representação das Moléculas
95
Além das formas de representação apresentadas, também é comum
encontrarmos moléculas representadas tridimensionalmente:
tridimensional, cavalete e projeção de Newman.
projeção de Newman
projeção de Newman
cavalete cavalete
tridimensional
tridimensional
Ligações alternadas
Ligações eclipsadas
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Cargas Formais
96
Uma carga formal está associada a qualquer átomo
� que não exiba o número apropriado de elétrons de valência.
As cargas formais são extremamente importantes, e elas devem ser
mostradas em estruturas em linha.
Uma carga formal ausente torna uma estrutura em linha incorreta e,
portanto, inútil.
� Assim, vamos rapidamente identificar as cargas
formais em estruturas em linha.
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Cargas Formais
97
Agora vamos considerar cargas formais sobre átomos de carbono.
Vimos que o carbono geralmente faz quatro ligações,
� o que nos permite "ver" todos os átomos de hidrogênio, mesmo
que eles não sejam explicitamente mostrados em estruturas em
linha.
Agora devemos modificar essa regra:
Um átomo de carbono geralmente
� terá quatro ligações
� somente quando não tem uma carga formal.
Quando um átomo de carbono
� carregar carga (positiva C+ ou negativa C-),
� terá três ligações em vez de quatro.
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Cargas Formais
98
Para entendermos melhor, vamos considerar primeiro o C+, e então
consideraremos o C-.
Lembre-se que o número de valência para um átomo de carbono é quatro.
Assim, para ter uma carga formal positiva,
� um átomo de carbono deve estar faltando um elétron. Em
outras palavras, ele deve ter apenas três elétrons de valência.
� Tal átomo de carbono só pode formar três ligações.
Nenhum átomo de H
sobre o carbono
Dois átomos de H
sobre o carbono
Três átomos de H
sobre o carbono
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Cargas Formais
99
Agora vamos nos concentrar nossa atenção em átomos de carbono
carregados negativamente (C-), isto é,
� o átomo de carbono deve ter um elétron extra.
Em outras palavras o átomo de carbono deve ter 5 elétrons de valência.
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Cargas Formais
100
O mesmo acontece com outros átomos.
Exemplos:
3A 4A 5A 6A
Átomo Família # é valência carga formal
B 3A
3 0
4 -1
C 4A
4 0
3 +1
5 -1
N 5A
5 -1
5 0
4 +1
O 6A
6 0
5 +1
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Cargas Formais
101
Exercícios: Determine a carga formal dos átomos de nitrogênio e oxigênio
em cada um dos exemplos abaixo:
3A 4A 5A 6A
- 0
+
+
+
0
-
0
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Identificando Pares de Elétrons Livres
102
Para determinarmos a carga formal sobre um átomo,
� devemos saber quantos pares livres ele tem.
Para sabermos quantos pares livres ele tem,
� devemos saber a carga formal do átomo.
Vamos examinar um caso onde nem os pares de elétrons livres
nem a carga forma são representadas.
Carga formal -1 +1
# é valência 6 4
# pares é livres 2 1
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Identificando Pares de Elétrons Livres
103
1 ligação + 3 pares livres 2 ligações + 2 pares livres 3 ligações + 1 pares livres
Exemplos: Exemplos: Exemplos:
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Identificando Pares de Elétrons Livres
104
Exercício: Desenhe todos os pares de elétrons nos átomos de oxigênio em
cada um dos exemplos abaixo.
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Identificando Pares de Elétrons Livres
105
2 ligações + 2 pares livres 3 ligações + 1 pares livres 4 ligações + 0 pares livres
Exemplos: Exemplos: Exemplos:
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Identificando Pares de Elétrons Livres
106
Exercício: Desenhe todos os pares de elétrons nos átomos de nitrogênio em
cada um dos exemplos abaixo.
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Efeito Indutivo
107
Um átomo de halogênio eletronegativo puxa os elétrons da ligação em
sua direção.
Puxar elétrons através ligações sigma (σ) é chamado de efeito indutivo.
Se olharmos para a base conjugada de um ácido carboxílico, vemos que o
efeito indutivo estabiliza a base conjugada através da diminuição da
densidade de elétrons sobre o átomo de oxigênio.
Estabilizar uma base aumenta a acidez do seu ácido conjugado.
efeito indutivo retirador
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108
efeito indutivo retirador
Quanto mais eletronegativo for o halogênio, mais intenso será o efeito
indutivo.
� Mais estável será a base conjugada.
� Mais ácido será o composto.
Efeito Indutivo
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109
O efeito de um substituinte sobre a acidez de um composto diminui à
medida que a distância entre o substituinte e o átomo de oxigênio
aumenta.
Efeito Indutivo
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110
Mais exemplos
Efeito Indutivo
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111
Todos os substituintes nos exemplos anteriores eram retiradores de elétrons,
fato ete que aumentava a estabilidade das bases conjugadas e,
consequentemente, aumentava a acidez dos ácidos.
Quais seriam os efeitos resutantes da presença de grupos doadores de
elétrons sobre a acidez dos compostos?
Grupos Doadores de Elétrons
Estes grupos desestabilizam a base conjugada, porque,
em vez de ajudar a espalhar-se a carga negativa, eles aumentam a densidade
de carga.
Os grupos doares de elétrons mais comuns na química orgânica são os
grupos alquila.
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http://www.quimica.ufc.br/fim
112
Forças Intermoleculares - Software Educacional
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Ressonância - Software Educacional
113
http://www.quimica.ufc.br/ressonância
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Deslocalização de Elétrons
114
Um ácido carboxílico é muito mais forte que um álcool,
logo tem uma base conjugada consideravelmente mais estável.
Há dois fatores que tornam a base conjugada de um ácido carboxílico para
ser mais estável do que a base conjugada de um álcool.
� a retirada de elétrons (efeito indutivo) pelo oxigênio da carbonila
diminui a densidade de elétrons do íon.
� a densidade de elétrons é mais diminuída pela deslocalização de
elétrons.
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Deslocalização de Elétrons
115
elétrons localizados
formas de ressonância
elétrons
deslocalizados
híbrido de ressonância
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Deslocalização de Elétrons
116
Os seguintes mapas de potencial mostram que há menor densidade de
elétrons no oxigênio átomos no íon carboxilato (região de laranja) do que
no átomo de oxigênio do íon alcóxido (região vermelha):
carga deslocalizada sobre dois oxigênios
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Deslocalização de Elétrons
117
deslocalização aumenta a densidade de
elétrons no anel
estes dois pares deelétrons livres estão em orbitais sp2 e
não se sobrepoem com o sistema π do anel
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Exercícios
118
Para cada um dos exemplos abaixo, determine se cada curva viola uma das duas
regras, e descreva a violação, se violar. (Não se esqueça de contar todos os átomos de
hidrogênio e todos os pares de elétrons livres.
Desenhando a estrutura de ressonância do seguinte compost requer uma seta curva. A
cabeça da seta curva é colocada no átomo de oxigênio, e a cauda pode somente ser
colocada em um local sem violar as regras para desenhar setas curvas. Desenhe a seta
curva.
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Exercícios
119
Para cada um dos exemplos abaixo, desenhe a estrutura de ressonância que é formada
a partir do movimento indicado pelas setas curvas. Não se esqueça das cargas
formais.
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Exercícios
120
Para cada um dos exemplos abaixo, desenhe a(s) seta(s) curvas requeridas para
converter a primeira estrutura de ressonância na segunda. Em cada caso, inicie
desenhando todos os pares de elétrons livres, e então use a carga formal para guiar
você.
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Exercícios
121
Para cada um dos exemplos abaixo, desenhe a estrutura de ressonância apropriada.
H
Acetilcolina
(um nerotransmissor)
Ácido 5-amino-4-oxopentanóico
(usado na terapia e diadnose
de tumores hepáticos)
Desenhe a(s) estrutura(s) para cada um dos compostos abaixo.
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Exercícios
122
Para cada um dos exemplos abaixo, localize o par de elétrons livres adjacente a carga
positiva e desenhe a estrutura de ressonância.
Desenhe a(s) estrutura(s) de ressonância de cada um dos compostos abaixo.
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Exercícios
123
Desenhe todas as estrutura(s) de ressonância significativas para cada um dos
compostos abaixo.
Use estruturas de ressonância para ajudá-lo a identificar
todos os sítios de densidade eletrônica baixa (δ+) no
seguinte composto.
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Exercícios
124
Para cada composto abaixo, identifique todos os pares de elétrons livres e indique se
cada par é localizado ou deslocalizado. Então, use esta informação para determiner a
hibridação e geometria de cada átomo que exibe um par de elétrons livres.
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125
Energia de Ressonância do Benzeno
A hidrogenação do benzeno e de outros arenos é mais fácil que a
hidrogenação de alcenos e alcinos.
Dois dos catalisadores mais ativos são o ródio e a platina e é possível
hidrogenar arenos na presença desses catalisadores, em temperatura
ambiente e pressão moderada.
O benzeno consome três equivalentes molares de hidrogênio para
produzir ciclo-hexano.
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126
Energia de Ressonância do Benzeno
energia de
ressonância
do benzeno
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127
Energia de Ressonância do Benzeno
�A energia de ressonãncia
do benzeno é bem grande,
de 6-10 vezes a do
trienoconjugado.
�É esse enorme aumento de
energia de ressonância que
coloca o benzeno e os
compostos relacionados em
uma categoria separada,
que chamamos de
aromática.
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128
Regra de Hϋckel
Um dos primeiros sucessos da teoria dos orbitais
moleculares ocorreu em 1931, quando Erich Hϋckel
descobriu um padrão interessante nos níveis de
orbitais π do benzeno, do ciclobutadieno e do ciclo-
ocatetraeno.
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129
Regra de Hϋckel
Ao limitar a análise aos polienos conjugados monocíclicos e restringir
as estruturas a geometrias planares, Hϋckel percebeu que dependia do
número de elétrons π para que um hidrocarboneto desse tipo fosse
aromático.
Ele estabeleceu a Regra de Hϋckel.
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130
Regra de Hϋckel
Entre os polienos planares, monocíclicos e totalmente conjugados,
somente aqueles que possuem (4n+2) elétrons π, em que n é um número
inteiro, têm estabilidade especial, ou seja, são aromáticos.
Podemos ampliar esta generalização, observando que, entre os
hidrocarbonetos abrangido pela regra de Hϋckel, aqueles com (4n)
elétrons π, além de não serem aromáticos, são antiaromáticos.
O benzeno, do ciclobutadieno e do ciclo-ocatetraeno são exemplos
claros da regra de Hϋckel. O benzeno com seis elétrons π é um sistema
(4n+2) e, pela regra de, é prognosticado como sendo aromático.
O ciclobutadieno quadrado eo ciclo-ocatetraeno planar são sistemas 4n,
respectivamente com 4 e 8 elétrons π, e são antiaromáticos.
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131
Exercício
Apresente uma explicação para cada uma das seguintes observações:
a) O composto A tem 6 elétrons π, mas não é aromático.
b) O composto B tem 6 elétrons π, mas não é aromático.
c) O composto C tem 12 elétrons π e é aromático.
A B C
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132
Outros Exemplos
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Íons Aromáticos
Hϋckel percebeu que sua análise dos orbitais moleculares de sistema
conjugados podia ser estendida para além dos hidrocarbonetos neutros.
Ele enfatizou que o cátion ciclo-heptatrienila, também chamdo de íon
tropílio, continha um sistema de seus elétrons π de camada fechada,
completamente conjuagado e análago ao benzeno.
não aromático aromático
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134
Íons Aromáticos
O sistema ciclo-pentadienílico de 5 membros constrasta com o ciclo-
heptatrienilílico.
Aqui o cátion tem 4 elétrons π, é antiaromático, muito instável e bastante
difícil de ser gerado.
O ânion ciclopentadienila, porém, tem 6 elétrons π deslocalizados sobre
5 carbonos e é aromático.
ciclopentadienila
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Compostos Aromáticos Heterocíclicos
São aromáticos?
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Compostos Aromáticos Heterocíclicos
São aromáticos?
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137
Compostos Aromáticos Heterocíclicos
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Compostos Aromáticos Heterocíclicos