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ESTRUTURA E REATIVIDADE Prof: Joaquim Conselhos de Como Estudar para esta Disciplina: Os conceitos básicos estudados na disciplina anterior são necessários para a compreensão da matéria desta disciplina e serão cobrados. Revise a matéria anterior, caso você não lembre! Utilize o caderno e/ou transparências apenas como um guia. Estude pelo livro! •Escreva enquanto estuda. •Resolva exercícios. Participe das aulas de exercícios. •Discuta a matéria com outros colegas. LIGAÇÕES COVALENTES •Teoria da Ligação de Valência •Teoria dos Orbitais Moleculares TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA Uma ligação covalente ocorre quando dois átomos se aproximam (distância ótima= comp// da ligação ) de modo que um orbital de um dos átomos, ocupado por um elétron, se superpõe a um orbital do outro átomo, também com um elétron. A descrição dos orbitais moleculares se faz através de combinação dos orbitais atômicos, um método referido como combinação linear de orbitais atômicos. Em inglês se usa a abreviatura LCAO (Linear Combination of Atomic Orbitals). A combinação de dois orbitais atômicos sempre produz dois outros orbitais: um ligante e outro antiligante. Isto porque devemos considerar a fase, ou seja, requer um raciocínio em termos de onda. Quando duas ondas de mesma amplitude (de som, de luz, etc.) interferem uma com a outra (atingem simultaneamente o mesmo ponto, por exemplo) podem produzir interferência construtiva (quando estão em fase, a amplitude da onda resultante é o dobro da amplitude de cada uma) ou destrutiva (quando as ondas têm fases opostas, a amplitude resultante é nula). Semelhantemente, combinação de orbitais de mesma fase leva a uma interferência construtiva e forma um orbital ligante; combinação de orbitais fora de fase resulta em interferência destrutiva, diminuindo a densidade de probabilidade entre os dois núcleos, e levando à formação do orbital antiligante, que tem energia mais alta do que os orbitais atômicos originais NO CASO DE DOIS ORBITAIS 1S Orbitais 2s interagem de maneira absolutamente semelhante, formando orbitais σ e σ* (é também utilizada uma notação em que se acrescentam índices indicando os orbitais atômicos dos quais foram formados os orbitais moleculares, como σ1s e σ1s*, σ2s e σ2s*), com a diferença de que estes (σ2s e σ2s*) são maiores e correspondem a um nível de energia mais alto (do que σ1s e σ1s*) COMBINAÇÃO DE DOIS ORBITAIS 1S COMBINAÇÃO DE UM ORBITAL 2P COM UM ORBITAL S (1S OU 2S) ORBITAIS 2P Orbitais 2p podem interagir de duas maneiras diferentes: alinhados e em paralelo. Quando estão alinhados, os orbitais moleculares resultantes apresentam o mesmo tipo de simetria cilíndrica (em relação ao eixo da ligação) que os resultantes de orbitais 1s e 2s, por isso recebem também denominação de σ Quando os orbitais 2p interagem em paralelo, formam orbitais moleculares bem diferentes, que não têm mais simetria cilíndrica em relação ao eixo da ligação São agora denominados orbitais π Conforme a interpenetração de orbitais no espaço, teremos ligação covalente: sigma () ou pi () Ligação covalente sigma () é aquela em que os orbitais atômicos se interpenetram frontalmente, segundo um mesmo eixo. Dependendo do(s) tipo(s) de orbital(is) atômico(s) envolvido(s) na formação do orbital molecular, classificam-se em: Sigma s-s (s-s): interpenetração de dois orbitais atômicos do tipo s; Sigma s-p (s-p): interpenetração de um orbital atômico do tipo s e um orbital atômico do tipo p; Sigma p-p (p-p): Interpenetração de dois orbitais atômicos do tipo p. A ligação sigma () é uma ligação forte e que necessita de muita energia para ser rompida. Uma ligação covalente entre dois átomos por meio de eixos paralelos é do tipo pi () Ligação covalente pi () é aquela em que os orbitais atômicos se interpenetram segundo eixos paralelos A força da ligação depende do grau de superposição dos orbitais. O grau de superposição entre os orbitais atômicos foi calculado: s = 1,00 p = 1,72 sp = 1,93 sp2 = 1,99 sp3 = 2,00 TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR Descreve a formação da ligação covalente como uma combinação matemática de orbitais atômicos (funções de onda) para formar orbitais moleculares, assim chamados porque pertencem à molécula inteira e não a um átomo individual. Na junção dos dois átomos de hidrogênio, forman-se os orbitais ligante e antiligante. Se os elétrons tiverem spins e fases apropriados, eles se alojarão no orbital ligante e o orbital antiligante ficará vazio. Se atingirmos uma molécula de hidrogênio com uma onda eletromagnética de freqüência tal que seu fóton (hν) tenha energia igual à diferença de energia entre os orbitais ligante e antiligante, um elétron poderá absorver esse fóton e “pular” para o orbital antiligante; depois ele poderá retornar para o orbital ligante emitindo energia na forma de fóton ou como calor. Isto comprova que a existência do orbital antiligante, não é mera ficção ou delírio, mas algo real que explica certas propriedades da matéria, como a absorção de energia radiante Energia de ambos OAs é a mesma Grande interação entre os OAs OM ligante apresenta menor energia do que os OAs OM antiligante apresenta maior energia do que os OAs Ambos OAs contribuem igualmente para a formação do OM ligante Os elétrons da OM pertencem igualmente aos dois OAs A ligação entre os átomos A e B é puramente covalente A ligação faz clivagem homolítica mais facilmente em dois radicais Clivagem heterolítica é possível e pode gerar íons A+, B-, ou A- B+ A energia do OA do átomo B é menor do AO do átomo A Ocorre pouca interação entre os orbitais atômicos O orbital molecular ligante apresenta muito menor energia que o orbital atômico A O orbital atômico B contribui mais para formar a OM A ligação entre A e B é covalente, com carater eletrostática É mais fácil sofrer fissão heterolítica formando íons A+, B _ mas pode também sofrer fissão radicalar O orbital OA do átomo B apresenta muito menor energia do AO do átomo A Não ocorre compartilhamento de elétrons entre os orbitais atômicos O orbital do ânion tem mesma energia que o orbital atômico B O orbital vazio do cátion tem mesma energia que o orbital atômico A A ligação entre A e B é iônica, o composto existe como ÍONS A+ B_ LIGAÇÃO C=C E C=O Ligação C=O covalente com caráter eletrostático, mais forte que C=C Quebra heterolítica mais favorável. INTERAÇÕES: ENERGIA,SIMETRIA E TAMANHO A teoria da hibridização foi inicialmente proposta por Linus Pauling para explicar a geometria dos compostos orgânicos HIBRIDIZAÇÃO Linus Carl Pauling, 1901-1994, notável químico norte- americano, ganhou duas vezes o prêmio Nobel: de química em 1954 e da Paz em 1962, por sua postura de combater as armas atômicas devido aos perigos da radiação HIBRIDIZAÇÃO: o carbono apresenta compostos com hibridação sp3, sp2 e sp. CONJUGAÇÃO: moléculas com ligações múltiplas alternadas . Setas curvas para representar mecanismos de reação Movimento de um par de elétrons Movimento de um elétron BENZENO E AROMATICIDADE: Regra de Huckel: 4n+2 é para anéis monocíclicos. QUEBRA E FORMAÇÃO DE LIGAÇÃO Fissão homolítica: tende a ocorrer em fase gasosa ou em soluçãocom solventes apolares. Fissão heterolítica: tende a ocorrer em solução com solventes polares. Fatores que influenciam a disponibilidade de elétrons: •Efeito indutivo: envolve elétrons de ligação ; o par de elétrons da ligação covalente fica mais atraído pelo átomo mais eletronegativo. O efeito indutivo é um efeito permanente e interferente nas propriedades físicas das moléculas, ex.: momento de dipolo. •Efeito mesomérico ou conjugativo: envolve elétrons de sistemas . Este efeito justifica, por exemplo, a acidez do fenol: •Efeitos temporários: •Indutomérico •Eletromérico Hiperconjugação: interação -. Efeito indutivo Porém, quando os grupos alquilas encontram-se a insaturação, há uma inversão do efeito de doar elétrons: H3C > MeCH2 > Me2CH > Me3C HIPERCONJUGAÇÃO (OU CONJUGAÇÃO -) Hiperconjugação pode ser entendida como uma sobreposição de um orbital sigma de uma ligação C-H e o orbital da ligação C-C. O conceito de hiperconjugação surgiu da descoberta do efeito doador de elétrons de grupos alquila. ALGUMAS CARACTERÍSTICAS DOS CARBOCÁTIONS 6 elétrons de valência; Altamente reativos; Intermediários em reações orgânicas; Carbono é sp2. ORDEM DE ESTABILIDADE DE CARBOCÁTIONS ESTRUTURA DOS RADICAIS Radicais possuem uma estrutura trigonal planar (sp2): Um grupo alquila doa elétrons, estabilizando o radical. Assim, quanto mais grupos alquila estiverem ligados, mais estável será o radical. Doação de elétrons do grupo alquila para o radical ocorre por hiperconjugação. Hiperconjugação é a sobreposição com orbitais de ligações sigma. ESTABILIDADE RELATIVA DOS RADICAIS ESTABILIDADE RELATIVA DOS RADICAIS •Efeito estérico Clássico: Também impedimento de deslocalização de elétrons : •Tipos de reagentes Eletrofílicos: deficientes de elétrons O S O O +++ - - - Ex: NO2, +NO, R3C, BF3 Nucleofílicos: ricos em elétrons Ex.: OH-, CN-, BH , H-, RMgBr, Rli Tipos de reações Substituição Adição Eliminação Rearranjos
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