Introdução a química orgânica

Prévia do material em texto

QUÍMICA ORGÂNICA 
Introdução 
Prof. Esp. Róberson Reisen 
Revisão 
• Átomo – elemento químico com carga neutra. 
• Substância – composto formado por dois ou mais elementos. 
• Molécula – substância formada por elementos que fazem 
somente ligações covalentes. 
• Fórmula – substância formada por elementos que fazem 
ligações iônicas. 
• Íon – elemento químico com carga. 
– Cátion – íon de carga positiva (perde elétron(s)). 
– Ânion – íon de carga negativa (ganha elétron(s)). 
Revisão 
• Ligação química – formada pelo emparelhamento de elétrons 
mantendo átomos muito próximos entre si. 
– Ligação iônica – formada quando um átomo perde (cede) elétrons e outro 
ganha (recebe) elétrons. Um dos átomos é eletropositivo e o outro 
eletronegativo. 
– Ligação metálica – os elétrons ficam disponíveis e permanecem num 
“plano de elétrons”. Os dois átomos são eletropositivos. A substância 
formada reflete a luz, apresenta brilho, flexibilidade, ductibilidade e 
condutividade elétrica. 
– Ligação covalente – formada quando um átomo compartilha elétrons com 
outro. Os dois átomos são eletronegativos. 
Revisão 
• Teoria do octeto. 
• Teoria estrutural (Kekulé, Couper e Butlerov): 
– Os átomos dos elementos nos compostos orgânicos podem formar um 
número de ligações fixas (valência). 
– Um átomo de carbono pode utilizar uma ou mais de suas valências para 
formar ligações com outros átomos de carbono. 
Hibridação do Carbono 
• Hibridação sp3: (quatro ligações simples – sigma [s]). 
– O orbital s e os três orbitais p apresentam o mesmo nível de energia. 
– Molécula apresenta geometria tetraédrica com ângulo de ~ 109,5º entre as 
ligações. 
– As quatro ligações apresentam a mesma energia (repulsão equivalente 
entre os átomos). 
Hibridação do Carbono 
• Hibridação sp2: (três ligações simples e uma dupla – pi [p]). 
– O orbital s e dois orbitais p apresentam o mesmo nível de energia. 
– O outro orbital p permanece num nível de energia mais alto. 
– Molécula apresenta geometria triangular com ângulo de ~120º entre as 
ligações. 
Hibridação do Carbono 
• Hibridação sp: (duas ligações simples e duas duplas). 
– O orbital s e um orbital p apresentam o mesmo nível de energia. 
– Os outros dois orbitais p também permanecem num nível mais alto de energia. 
– Molécula apresenta geometria linear com ângulo de 180º entre as ligações. 
Vitalismo 
• O termo composto orgânico foi utilizado pela primeira vez em 1807 por 
Berzelius: 
– Substâncias extraídas de matéria viva (sistemas organizados). 
– Compostos orgânicos possuiam uma força vital. 
• Em 1828, Wöhler descobriu que a evaporação de uma solução aquosa do sal 
inorgânico cianato de amônio produziu uréia. 
– NH4CNO + H2O  (NH2)2CO + H2O. 
– Síntese de um composto orgânico típico a partir de um composto inorgânico típico. 
• Em 1929, Liebig e Wöhler, em um trabalho com ácido úrico afirmam que: 
A filosofia da química chegará à conclusão de que a produção de todos os compostos 
orgânicos, desde que não façam parte de um organismo, deve ser vista não somente 
como provável, mas como certa. 
Estruturas de Lewis 
• São representações dos elétrons da última camada eletrônica do elemento. 
– Lewis notou que os gases nobres podem ser considerados compostos contendo 
camadas eletrônicas com 2 elétrons (hélio) e 8 elétrons (neônio, argônio,...). 
– Os gases nobres são quimicamente inertes e muito estáveis. 
– Sistemas eletrônicos semelhantes aos gases nobres apresentam, também, relativa 
estabilidade e inércia químicas. 
• Carga formal – contam-se todos os elétrons que, na estrutura de Lewis, 
pertencem exclusivamente ao átomo e diminui-se da metade dos elétrons 
partilhados em ligações covalentes. 
– Se o número resultante for zero, então a carga formal do elemento é zero. 
– Se o número resultante excede em 1, 2, 3..., a carga formal será +1, +2, +3... 
– Se o número resultante for menor que a valência em 1, 2, 3..., a carga formal será 
-1, -2, -3... 
Polaridade das Ligações 
Covalentes e das Moléculas 
• Moléculas formadas por átomos de um mesmo elemento apresentam ligação 
covalente apolar. 
– Os elétrons são compartilhados com a mesma intensidade. 
– Não há diferença de eletronegatividade. 
• Moléculas formadas por átomos de elementos diferentes apresentam ligação 
covalente polar. 
– O par de elétrons é compartilhado de modo desigual. 
– Há diferença de eletronegatividade entre os elementos. 
– O elemento de maior eletronegatividade exerce maior atração sobre o par de 
elétrons – carga parcial negativa (d-). 
– O elemento menos eletronegativo sustenta carga parcial positiva (d+). 
• Moléculas simples lineares como HCl apresentam momento dipolo – 
polaridade. 
• Moléculas compostas lineares como CO2 não apresentam momento dipolo. 
Interações Intermoleculares 
• No estado gasoso, o volume ocupado por um composto é muito 
maior que o volume ocupado pelo mesmo composto no estado 
líquido ou sólido. 
– A distância média entre as moléculas será muito maior no estado gasoso. 
– As interações entre as moléculas são menores no estado gasoso. 
– As moléculas são mantidas unidas nos estados líquido e sólido através de 
forças intermoleculares. 
• A natureza e a intensidade das forças intermoleculares têm 
influência sobre várias propriedades dos compostos. 
– Temperatura de ebulição. 
– Temperatura de fusão. 
– Solubilidade em determinado solvente. 
Interações Intermoleculares 
Interação Íon-Dipolo 
• Ocorre quando compostos iônicos (NaCl, CaCl2, Na2SO4 e 
outros) são dissolvidos em solventes polares (água, etanol). 
• É devida à atração eletrostática entre os cátions e a parte 
negativa da molécula do solvente e entre os ânions e a parte 
positiva da molécula do solvente. 
• Quando o solvente é a água, os íons estão hidratados. 
– Quando alguns sais são cristalizados a partir de soluções aquosas, seus 
íons podem reter certa quantidade de água formando os hidratos 
(MgSO4.7H2O) 
• Quando o solvente não é a água, os íons estão solvatados. 
Interações Intermoleculares 
Interação Dipolo-Dipolo 
• Ocorre entre compostos que formam dipolo permanente. 
– Ocorre entre moléculas iguais (água, álcool) e entre moléculas diferentes (álcool e 
água). 
– Várias moléculas orgânicas formam dipolos permanentes. 
• As moléculas interagem entre si, como resultado da atração da extremidade 
positiva de uma molécula com a extremidade negativa de outra molécula. 
– Quanto mais polares as moléculas, mais forte a interação entre elas. 
• A intensidade desta força influencia a temperatura de ebulição. 
– O cis-1,2-dicloroeteno apresenta momento dipolo resultante maior que zero 
(polar), ou seja, é um dipolo permante e sua temperatura de ebulição é de 60ºC. 
– O trans-1,2-dicloroeteno apresenta momento dipolo resultante igual a zero (apolar) 
e sua temperatura de ebulição é de 48ºC. 
Interações Intermoleculares 
Interação Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido 
• Moléculas ou átomos que não possuem dipolo permanente, em um dado instante formarão 
dipolos – desequilíbrio momentâneo na distribuição eletrônica. 
• Uma molécula com um dipolo instantâneo, ao se chocar com outra vai induzir nesta um dipolo – 
dipolo induzido. 
– Essa interação também pode ser denominada forças de dispersão de London ou forças de Van der Waals. 
• Estas forças atuam apenas quando as moléculas se encontram muito próximas – são 
extremamente fracas. 
– Uma molécula polar pode atrair uma molécula apolar por interação dipolo-dipolo induzido. 
• O aumento do volume molar aumenta a polarizabilidade da molécula e a interação dipolo 
instantâneo-dipolo induzido. 
• A intensidade das forças depende da forma das moléculas. 
– O pentano, o metilbutano e o dimetilpropano apresentama mesma massa molecular e o mesmo número 
de elétrons. 
– Entretanto, o pentano (linear) apresenta maior superfície de contato e, consequentemente, maior 
temperatura de ebulição (36ºC). 
– O dimetilpropano (mais ramificado) apresenta forma aproximadamente esférica, com menor superfície de 
contato e menor temperatura de ebulição (9,5ºC). 
– O metilbutano, com uma ramificação apresenta características intermediárias com temperatura de ebulição 
de 28ºC. 
Interações Intermoleculares 
Ligação de Hidrogênio 
• Sob certas condições, um átomo de hidrogênio é atraído por forças relativamente 
fortes, por dois átomos, em vez de apenas um, de modo que se considera que o 
hidrogênio está atuando como ligação entre esses átomos. 
– Uma das moléculas possui hidrogênio ligado a átomo bastante eletronegativo (F, O, N). 
– A outra molécula possui também átomo bastante eletronegativo (F, O, N). 
– O grupo que possui o hidrogênio covalentemente ligado é denominado doador de ligação de 
hidrogênio. 
– O grupo que participa com o par de elétrons livres é denominado aceptor de hidrogênio. 
• Quanto mais eletronegativo o átomo ligado ao hidrogênio e mais eletronegativo o 
aceptor de hidrogênio, mais forte a ligação de hidrogênio. 
• Algumas moléculas podem fazer ligações de hidrogênio intramoleculares, quando o 
grupo doador está devidamente próximo do grupo aceptor. 
• As ligações de hidrogênio têm influência enorme sobre a forma de muitas moléculas de 
importância biológica, como o DNA, as proteínas, os carboidratos, etc. 
Propriedades Físicas 
• As temperaturas de fusão e ebulição dos compostos orgânicos, normalmente, 
se elevam com o aumento da superfície de contato (massa molar) e da 
natureza das forças intermoleculares. 
– Compostos com massas molares semelhantes apresentarão maiores temperaturas 
de fusão e ebulição, quanto mais fortes forem as atrações entre as moléculas. 
– Quanto maior a polaridade da molécula, maiores as temperaturas de fusão e 
ebulição. 
Temperaturas de ebulição de diferentes compostos com massas molares semelhantes 
Composto Massa (g/mol) Te (ºC) Força predominante 
CH3CH2CH2CH3 58 0 London 
CH3OCH2CH3 60 8 Dipolo-dipolo 
CH3COCH3 58 54 Dipolo-dipolo 
CH3CH2CH2OH 60 98 Ligação de hidrogênio 
CH3COOH 60 118 Ligação de hidrogênio 
Propriedades Físicas 
• A solubilidade dos compostos orgânicos é grandemente influenciada pela estrutura do 
composto e pela natureza das forças intermoleculares. 
– O etanol e a água misturam-se em qualquer proporção – os dois compostos são bastante 
polares e o etanol pode interagir fortemente com a água por meio de ligações de hidrogênio. 
• Álcoois lineares terão sua solubilidade reduzida à medida que sua cadeia carbônica 
aumenta em tamanho. 
– O butan-1-ol apresenta solubilidade de 7,9g/100mL de água, o pentan-1-ol de 2,3g/100mL e 
o undecan-1-ol praticamente insolúvel. 
– Já o butan-1,4-diol é totalmente miscível em água. 
• Compostos que possuem apenas carbono, hidrogênio e halogênio são pouco polares. 
• Grupamentos como −OH, =NH, −NH2, −COOH e −COO
-, conferem características 
polares às moléculas. 
• Compostos com 6 átomos de carbono ou mais são normalmente insolúveis em água. 
– Se um destes compostos possuir muitos grupamentos polares, pode se solubilizar em água 
(sacarose). 
Representação das Moléculas 
Orgânicas 
• Fórmula empírica (mínima) – representa a razão correta dos elementos, descrita pelo 
conjunto dos menores números inteiros. 
• Fórmula molecular – informa sobre a composição elementar dos compostos, sem dar 
indicação de como os átomos estão unidos uns aos outros. 
• Fórmula estrutural – representa com alguns detalhes como os átomos se unem para 
formar as moléculas. Compostos orgânicos podem ser representados de várias 
maneiras: 
– Fórmula de pontos – representa os elétrons de valência. 
– Fórmula de traços – representa os pares de elétrons ligantes. 
– Fórmula condensada – não representa as ligações entre os átomos. 
– Fórmula de linhas – representa o esqueleto carbônico por uma linha em ziguezague. 
– Fórmula de bolas e varetas – representação tridimensional da molécula orgânica. 
– Fórmula de bolas – representação tridimensional dos volumes nucleares da molécula. 
Fórmula de bolas e varetas Fórmula de bolas 
Classificação das Cadeias 
Carbônicas 
• Abertas, acíclicas ou alifáticas – apresentam apenas duas 
extremidades e nenhum ciclo. 
– Quanto à disposição dos átomos: 
• Normal, reta ou linear – apresenta duas extremidades. 
• Ramificada – apresenta, pelo menos, três extremidades. 
– Quanto ao tipo de ligação entre os átomos de carbono: 
• Saturada – apresenta, somente, ligações simples entre carbonos. 
• Insaturada – apresenta ligações duplas ou triplas entre carbonos. 
– Quanto à natureza dos átomos que compõem a cadeia: 
• Homogênea – a cadeia principal é constituída por somente átomos de 
carbono. 
• Heterogênea – apresenta, pelo menos, um heteroátomo na cadeia principal. 
Classificação das Cadeias 
Carbônicas 
• Fechadas ou cíclicas ou alicíclicas – não apresentam extremidades; seus 
átomos são dispostos em ciclos. 
– Quanto à disposição dos átomos: 
• Normal – apresenta ciclos sem ramificações. 
• Mista – apresenta ciclos com ramificações de cadeia aberta. 
– Quanto ao tipo de ligação entre os átomos de carbono: 
• Saturada – apresenta, somente, ligações simples entre átomos de carbono. 
• Insaturada – apresenta dupla ligação entre átomos de carbono. 
– Quanto à natureza dos átomos que compõem a cadeia: 
• Homocíclicas – constituída, somente, por átomos de carbono. 
• Heterocíclicas – apresenta, pelo menos, um heteroátomo na cadeia cíclica. 
– Cadeia alicíclica – não apresenta anéis benzênicos. 
– Cadeia aromática – apresenta, pelo menos, um núcleo benzênico. 
– Cadeia monocíclica ou mononuclear – possui somente um ciclo ou anel. 
– Cadeia policíclica ou polinuclear – apresenta, ao menos, dois ciclos ou anéis.