Aula 1 QUI 703 1.2018

Prévia do material em texto

Aula 1
Ligações químicas, Hibridização,
Fórmulas estruturais, Interações
intermoleculares, Carga formal
UFOP-ICEB-QUI-703
Química Orgânica para Ciências e 
Tecnologia de Alimentos
Aula do dia 19 de março de 2018
1. Introdução
• Fundamentos da química orgânica → metade do
século XVIII
• 1780 → os cientistas começaram a distinguir entre os
compostos orgânicos e os inorgânicos
Compostos Químicos
Inorgânicos
�
originados de fontes não-vivas
Orgânicos
�
obtidos a partir de organismos 
vivos
Junto com esta distinção crescia uma crença!!
“ Vitalismo”
⇓⇓⇓⇓
Segundo o Vitalismo a intervenção de uma “força
vital” era necessária para a síntese de Compostos
Orgânicos, que só poderia ocorrer em organismos vivos
1. Introdução
→ 1828, Friedrich Wöhler sintetizou:
Esta síntese derrubou o Vitalismo
Cianato de amônio
Composto inorgânico
Ureia
Composto orgânico
Química orgânica →→→→ química dos compostos de
carbono
Por quê o carbono é especial?
- é um elemento do grupo 4A, compartilha 4 é na camada de valência
e forma 4 ligações covalentes;
- liga-se um ao outro formando cadeias e anéis (85% dos compostos
conhecidos são orgânicos);
- as substâncias bioquímicas são compostos orgânicos (DNA e RNA);
- os compostos orgânicos diferem dos inorgânicos em muitas de suas
propriedades
1. Introdução
2. Teoria Estrutural da Química Orgânica
→ August Kekulé, →
Alexander M. Butlerov
Archibald Scott Couper e 
implantaram a base da 
teoria estrutural
Entre 1858
e 1861
Teoria Estrutural →→→→ concretização das idéias referentes
à maneira como os átomos podem se agrupar para
formar moléculas.
2. Teoria Estrutural da Química Orgânica
Dois critérios fundamentam esta teoria:
1. Os átomos dos elementos nos compostos orgânicos podem
formar um número de ligações fixas→ valência.
2. Um átomo de carbono pode utilizar uma ou mais de suas
valências para formar ligações com outros átomos de carbono.
2a. Isômeros: Importância das Fórmulas
Estruturais
Exemplo:
- Dois compostos com fórmula molecular C2H6O, têm propriedades
diferentes. Por quê?
À temperatura ambiente: líquido gás
Teoria Estrutural →→→→ solucionou o problema do isomerismo.
Isômeros→→→→ compostos diferentes com a mesma fórmula molecular.
2a. Isômeros: Importância das Fórmulas
Estruturais
Exemplo:
- Fórmulas estruturais diferente conectividade
revelam a diferença entre os átomos
Fórmula
Molecular
Isômeros Constitucionais
C2H6O
Em 1916 G. N. Lewis e W. Kössel
����
deram as primeiras explicações da natureza das ligações químicas
Idéia central →→→→ os átomos sem a configuração eletrônica de um gás
nobre geralmente reagem para produzir tal configuração
Regra do octeto
3. Ligações Químicas: A Regra do Octeto
Dois tipos principais de ligações foram propostos:
A ligação iônica (ou eletrovalente) →→→→ formada pela
transferência de um ou mais elétrons de um átomo
para outro para criar íons.
A ligação covalente →→→→ uma ligação que resulta quando
os átomos compartilham os elétrons.
Os átomos podem ganhar ou perder elétrons 
formando Íons →→→→ partículas carregadas
Fonte dos íons →→→→ é a reação entre átomos de 
eletronegatividades muito diferentes.
3.a. Ligações Iônicas
� Na tabela periódica a eletronegatividade cresce da esquerda para
a direita e de baixo para cima.
3.a. Ligações Iônicas
Exemplo: reação entre os átomos de lítio e flúor.
Li + F Li + F
+
-
Lítio, metal típico
↓
Eletronegatividade 
muito baixa
Flúor, não-metal 
↓
Contém a maior 
eletronegatividade
de todos
Cátion lítio Ânion fluoreto
Atração 
eletrostática
Ligação Iônica
Quando 2 ou mais átomos da mesma ou de 
eletronegatividade similares reagem
����
não ocorre uma transferência completa de elétrons
Os átomos alcançam a configuração de gás nobre 
compartilhando elétrons
����
Ligações Covalentes se formam →→→→ produtos são 
chamados moléculas
3.b. Ligações Covalentes
3.b. Ligações Covalentes
Exemplo 1 : molécula do Hidrogênio
Exemplo 2 : molécula do Metano
�
Estrutura de 
ponto de elétrons
�
Estrutura de Kekulé
ou fórmula de traços
4. Escrevendo as Estruturas de Lewis
Exemplo: átomo de H 
está no grupo 1A e têm 
1 elétron de valência 
Exemplo: átomo de C 
está no grupo 4A e têm 
4 elétrons de valência 
PERíODOS
GRUPOS
Estruturas de Lewis → elétrons da camada de valência
�
são iguais ao número do grupo ao qual pertence o átomo
4. Escrevendo as Estruturas de Lewis
Exemplo: Escrever a estrutura de Lewis do CH3F.
1. Encontramos o número total de elétrons de valência
de todos os átomos:
4 + 3(1) + 7 = 14 elétrons
↑ ↑ ↑
C H F
2. Depois é necessário determinar qual é o átomo central, e
ligá-lo aos átomos periféricos por pares de elétrons.
4. Escrevendo as Estruturas de Lewis
Até agora usamos 8 elétrons para formar as ligações covalentes.
14 – 8 = 6 elétrons de valência que ficaram faltando
3. Os demais 6 elétrons de valência são atribuídos ao átomo
de flúor em três pares não-ligantes.
5. Ressonância
Estruturas de Lewis → impõem aos elétrons uma localização
artificial.
Exemplo: Podemos escrever 3 estruturas diferentes para o íon
carbonato (CO32-)
As estruturas de 1-3 são equivalentes (mesma estabilidade).
5. Ressonância
Estruturas de ressonância → usamos setas de duas pontas
para ligá-las, indicando que são hipotéticas e não reais.
C
O:
:
..
..
O:
..
..
O:-
-
C
O:
:
..
..
O:
..
..
O:-
-
C
O:
:
..
..
O:
..
..
O:
--
Íon carbonato→ híbrido destas estruturas
1 2 3
2-
5. Ressonância
As energias relativas das estruturas contribuintes de
ressonância são regidas pelas seguintes regras:
1 - estruturas com maior número de ligações covalentes são
mais estáveis.
2 - estruturas com a menor quantidade de cargas formais são
mais estáveis.
3 - se todas as estruturas possuem cargas formais, a mais
estável tem sinal negativo sobre o átomo mais eletronegativo e
um sinal positivo sobre o átomo mais eletropositivo.
4 - Estruturas com cargas formais semelhantes em átomos
adjacentes (vizinhos) têm alta energia.
6. Carga Formal
Exemplo: Considere a molécula do ácido
fórmico H2CO2
6. Carga Formal
7. Prótons, Nêutrons e Elétrons
→ é o modo como os elétrons se distribuem no átomo
O Princípio da Construção: Os orbitais com menos
energia são preenchidos primeiro
O Princípio da Exclusão de Pauli:
- Somente dois elétrons podem ocupar um orbital e eles
devem ter spins opostos
- Spins opostos tem a seguinte notação:
8. Configuração Eletrônica
8. Configuração Eletrônica
A Regra de Hund:
Quando temos orbitais de mesma energia, adicionamos a
cada um, um elétron com seus spins não-emparelhados, até
que cada um dos orbitais contenha um elétron. Depois
começamos a adicionar um segundo elétron a cada orbital
para que o spin fique emparelhado.
1 s
2 p
2 s
orbitais
144424443
Oxigênio
Número atômico = 8
9. Orbitais Atômicos
• Orbital → região do espaço onde, com maior
probabilidade, se pode encontrar o elétron.
• Existem quatro tipos diferentes de orbitais⇒ s, p, d e f
• Os orbitais s e p são os orbitais mais importantes na
formação das moléculas orgânicas.
9. Orbitais Atômicos
Orbital s→ é uma esfera ao redor do núcleo.
y
z
x
orbital s
Orbital 1s→ corresponde ao nível de energia mais baixo.
9. Orbitais Atômicos
Orbitais p → têm a forma de duas esferas achatadas quase
tangentes.
Os eixos destes três orbitais são perpendiculares entre si e cruzam-se
sobre o núcleo
Orbitais Atômicos→ modelos para o entendimento de como
osátomos se combinam para formar moléculas
Ex: formação da molécula de H2 a partir de dois átomos de H.
10. Orbitais Moleculares
 
 
H H H H HH
Orbitais s separados Orbitais s em 
sobreposição
 Orbital molecular
- geometria cilindrica
- orbital sigma
- ligação sigma
Exemplo: elemento carbono
11. Teoria da Hibridização Orbital
Configuração eletrônica do C 
no estado fundamental
Configuração eletrônica do C 
no estado excitado
11. Teoria da Hibridização Orbital
Hibridização sp3 do carbono – quando o orbital 2s se une a 3
orbitais 2p, dando origem a 4 orbitais híbridos chamados sp3.
1s2 2s1 2p3 1s2 2sp3
Configuração eletrônica do C no estado excitado 4 orbitais híbridos sp3
11. Teoria da Hibridização Orbital
Exemplo: CH4
geometria tetraédrica
O ângulo entre os orbitais hídridos sp3 é de 109,5º, dessa forma a
distância entre eles é máxima.
11. Teoria da Hibridização Orbital
Exemplo: formação da molécula do etano ( )
⇒ Os 2 átomos de C com hidridização sp3 se aproximam um do
outro, formando uma ligação sigma pela sobreposição sp3-sp3.
11. Teoria da Hibridização Orbital
Hibridização sp2 do carbono – quando o orbital 2s se une a 2 orbitais
2p, dando origem a 3 orbitais sp2 e um orbital p.
1s2 2s1 2p3 1s2 2sp2 2p
Entre os 3 orbitais híbridos sp2 temos um ângulo de 120o.
Configuração eletrônica do C no estado excitado 3 orbitais híbridos sp2
e um orbital p
11. Teoria da Hibridização Orbital
Exemplo: formação da molécula do eteno ( )
11. Teoria da Hibridização Orbital
Hibridização sp do carbono – quando o orbital 2s se une a 1 orbital
2p, dando origem a 2 orbitais sp e 2 orbitais p.
Configuração eletrônica do C no estado excitado
1s2 2s1 2p3 1s2 2sp 2p
Entre os dois orbitais híbridos sp teremos um ângulo de 180o.
2 orbitais híbridos sp 
e 2 orbitais p
11. Teoria da Hibridização Orbital
do etino
Exemplo: formação da molécula do etino ( )
11. Teoria da Hibridização Orbital
11. Teoria da Hibridização Orbital
11. Teoria da Hibridização Orbital
Hibridação Ácido pKa Ácido pKa
sp3: 25% 
carácter s
H3C-CH3 50 (H3C)3NH - 10
sp2: 33% 
carácter s
H2C=CH2 44 5,2
sp: 50% 
carácter s
HC≡≡≡≡CH 25 H3CC≡≡≡≡NH -10
O efeito da diferença de eletronegatividade entre os
carbonos com hibridização sp3, sp2 e sp é percebido na
acidez.
A
cid
ez
 a
u
m
enta
Eletro
n
egativid
ad
e
•••• Na acidez
12. Ligações Covalentes Polares
Quando dois átomos de eletronegatividades diferentes formam uma
ligação covalente, os elétrons não são divididos igualmente entre eles.
O átomo com maior eletronegatividade puxa o par de elétrons para si,
resultando em uma ligação covalente polar.
Exemplo:
 
-
U m d ip o lo
+
δδδδ+ δδδδ-
⇒ Momento de dipolo
O momento de dipolo é uma propriedade física que pode ser medida
experimentalmente.
Momento de dipolo = carga (ue) x distância (cm)
µ = e x d = D (debye)
ue = unidades eletrostáticas
12. Ligações Covalentes Polares
A direção da polaridade de uma ligação polar pode ser simbolizada
pela quantidade vetorial
No HCl, o momento de dipolo é indicado do seguinte modo:
H ClA extremidade
cortada da seta é o
pólo positivo
Cabeça da seta: pólo
negativo
12. Ligações Covalentes Polares
Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre
apolares. Exemplos: H2, O2, N2, Cl2 e Br2.
Moléculas diatômicas formadas por átomos diferentes são
sempre polares.
µ = 0 D
Algumas moléculas com mais de dois átomos, entretanto,
possuem ligações polares, mas não possuem momento dipolo.
Exemplo: CCl4
Cl
C
Cl
Cl
Cl
C−Cl → polares
Molécula tetraédrica → momentos de dipolo se anulam
µ = 0 D
12. Ligações Covalentes Polares
Exemplo: Clorometano (CH3Cl)
C−H → eletronegatividades quase iguais 
↓
quase não contribuem para o dipolo total
H
C
H
Cl
H
C−Cl → eletronegatividades diferentes 
↓
contribui para a maior parte do momento 
de dipolo 
µ = 1,87 D
13. Forças Intermoleculares
São divididas em vários tipos, conforme a natureza das partículas:
a) Íon-Dipolo
Atração entre um íon e uma molécula polar. Ocorre quando compostos
iônicos como NaCl, CaCl2, Na2SO4 e outros são dissolvidos em solventes
polares como água ou álcool.
Exemplo:
13. Forças Intermoleculares
b) Forças Dipolo-Dipolo
Observa-se em moléculas polares e resulta da atração mútua entre
a extremidade positiva de uma molécula e a extremidade negativa
de outra.
Exemplo:
Um exemplo de como a intensidade da força de interação dipolo-dipolo tem
influência sobre a temperatura de ebulição dos compostos pode ser
demonstrada pelos dois isômeros do 1,2-dicloroeteno:
13. Forças Intermoleculares
c) Ligações Hidrogênio
São atrações dipolo-dipolo muito fortes que ocorrem quando um átomo
de hidrogênio serve de ponte entre dois átomos fortemente
eletronegativos (F, O ou N), firmando-se a um por uma ligação covalente
e ao outro por forças eletrostáticas. Uma ligação hidrogênio é
representada por uma linha tracejada.
Exemplo:
A ligação de hidrogênio pode ser de dois tipos:
- intramolecular
- Intermolecular
13. Forças Intermoleculares
d) Forças dipolo induzido-dipolo induzido (Van der Waals)
Os elétrons de uma molécula apolar podem causar momentaneamente
um desequilíbrio na distribuição da carga nas moléculas vizinhas,
induzindo um momento dipolar temporário. Estes dipolos induzidos
resultam em forças de atração fracas.
13. Forças Intermoleculares
Forças intermoleculares: propriedades físicas 
14. Solubilidade
Forças intermoleculares⇒ explicam as solubilidades das substâncias.
Exemplo: dissolução de um composto iônico pela água.
A água rodeia os íons individualmente. Íons positivos são cercados
por moléculas de água com extremidade negativa do dipolo apontada
da direção do íon positivo. Íons negativos são solvatados de maneira
oposta.
⇒ Semelhante dissolve semelhante
Compostos iônicos e polares⇒⇒⇒⇒ dissolvidos em solventes polares
Composto apolares ⇒⇒⇒⇒ dissolvidos em solventes apolares
⇒ Estrutura também irá definir a solubilidade
Exemplo:
Etanol:
Decanol:
(devido à formação de ligações hidrogênio)
(Hydro: água; photos, temor) Grupo hidrofílico (hydro: 
água; philos, amado)
14. Solubilidade
insolúvel em
água
Composto é solúvel em água⇒ 3 g se dissolvem em 100 mL.
Compostos que possuem grupos hidrofílicos seguem algumas regras:
1) compostos com 1 a 3 átomos de C são solúveis;
2) compostos com 4 a 5 átomos de C estão no limite da solubilidade;
3) compostos com 6 ou mais de 6 átomos de C são insolúveis.
Os polissacarídeos, as proteínas e os ácidos nuclêicos são solúveis em
água porque possuem vários grupos hidrofílicos.
14. Solubilidade
Qual composto é mais solúvel em água?
CH3CH2CH2CH2OH ou HOCH2CH2CH2CH2OH
15. Formas de Representação
Indica o tipo de átomos que formam uma molécula e a
proporção mais simples em que se encontram
15. Formas de Representação
ou fórmula de linhas de ligação