CAPITULO1 QUIMICA ORGANICA REVISÃO

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Capítulo 1 
 
 
 
 
Prof. Alberdan Silva Santos 
 
 
 
 
 
 
 
 
MECANISMO DAS REAÇÕES 
ORGANICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BELÉM-2016 
Classificação periódica do Elementos Químicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
Use este sitio para acessar uma tabela periódica que dar todas as informações dos 
elementos 
http://www.ptable.com/?lang=pt 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A Representação de Fórmulas 
 
Podemos escreves as fórmulas moleculares como apresentadas abaixo: 
 
 
 
 
 
Observe os exemplos abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
Quando houver centro quiral deverá haver uma representação que mostra os átomos que 
estão atrás do plano, na frente do plano e no plano: Em cunha (frente do plano), 
tracejada (para trás do plano), em linha (no plano). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Teoria de repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valencia: 
RPECV 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES, conhecidas como forças de Van der 
Waals e ocorrem em todas as moléculas polares e apolares. Em moléculas 
apolares ocorre apenas dipolo momentâneo. 
 
Essas forças podem ser divididas em dois tipos: forças de Van der 
Waals e Ligação de Hidrogênio. 
 
Tipos de Interações: 
1. Dipolo Instantâneo-dipolo induzido (Forças de London); 
2. Dipolo permanente-dipolo permanente; 
3. Ligações de hidrgênio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
As moléculas sofrem uma deformação momentanea de suas nuvenseletronicas, em 
razão do movimento natural os eletrons que podem aparecer mais perto de um átomo do 
que do outro e das colisõesdas molécuças, permitindo aparecer polos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
A estas interacções (por vezes, designadas restritivamente ligações intermoleculares) foi atribuído o 
nome de van der Waals em homenagem ao físico e termodinâmico holandês Johannes Diderik van 
der Waals, que foi o primeiro a propor a existência de forças intermoleculares aquando do seu 
trabalho de doutoramento, na segunda metade do século XIX. As diferentes forças que constituem 
as interacções de van der Waals são descritas em seguida. 
 
 Forças de Keesom ou interacções dipolo permanente–dipolo permanente: foi em 1921 que 
o físico holandês Willem Keesom desenvolveu o primeiro modelo matemático das interacções 
dipolo permanente-dipolo permanente, pelo que esta interacção foi assim denominada em sua 
homenagem. Esta interacção faz-se sentir entre moléculas polares, dada a existência de zonas 
com excesso de densidade electrónica e outras com deficiência de densidade electrónica. 
Assim, a interacção entre moléculas polares dá-se por atracção electrostática da parte positiva 
do dipolo de uma molécula com a parte negativa do dipolo de outra molécula. As ligações de 
hidrogénio são um caso particular deste tipo de interacções.(†) As forças de Keesom são as 
mais fortes dos três tipos de forças que constituem as interacções de van der Waals, sendo as 
ligações de hidrogénio as mais fortes de todas. 
 Forças de Debye ou interacções dipolo permanente–dipolo induzido: estas interacções 
foram denominadas forças de Debye em homenagem ao químico e físico holandês Peter 
Debye, devido aos seus estudos, descobertas e descrição matemática do fenómeno da 
formação de dipolos. Esta interacção dá-se quando uma molécula polar se aproxima de uma 
molécula apolar. Uma extremidade com excesso de carga da molécula polar pode fazer 
deslocar electrões da molécula apolar para uma das extremidades, conduzindo à formação de 
um dipolo momentâneo (induzido), resultando assim uma atracção entre os dois dipolos. As 
forças de Debye são normalmente mais fracas que as forças de Keesom mas mais fortes que 
as forças de dispersão de London. 
 Forças de dispersão de London ou interacções dipolo induzido–dipolo induzido: esta 
interacção foi descoberta pelo físico teórico alemão naturalizado norte-americano Fritz London, 
durante os seus estudos sobre a atracção entre dois átomos de um gás nobre, a curta distância 
um do outro. As forças de London estão presentes em todas as interacções moleculares, sendo 
as moléculas polares ou não. No caso das moléculas apolares, é a única força presente. Existe 
uma elevada probabilidade da carga eléctrica estar momentaneamente distribuída de um modo 
assimétrico na molécula. Tal facto cria zonas com densidade de carga mais acentuada do que 
noutras, o que pode originar um ou mais dipolos. Ao aproximar-se de uma outra molécula, estes 
dipolos “auto-induzidos” podem induzir dipolos nessa molécula, dando origem a forças 
atractivas entre as moléculas. Este tipo de interacção é a mais fraca de todas as forças de van 
der Waals. 
 
 
 
Ligação de Hidrogênio: Força dipolo-dipolo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Grupos Alquila e o símbolo R 
 
 
 
 
 
 
Grupos Fenila ou Benzila 
 
 
 
 
 
 
Resumo das Cargas Formais 
 
 
Exercício 
 
 
 
 
 
Homólise e Heterólise de ligações covalentes 
 
Homólise de ligações covalentes: 
 
 
 
 
Heterólise de ligações covalentes: 
 
 
 
 
Obs: A heterólise de uma ligação covalente normalmente requer que a 
ligação esteja polarizada. A polarização de uma ligação geralmente resulta 
de eletronegatividades diferentes dos átomos unidos pela ligação. Quanto 
maior a diferença na eletronegatividade, maior a polarização. No exemplo 
dado, o átomo B é mais eletronegativo do que o A. 
 
 
 
 
Mesmo com uma ligação altamente polarizada, heterólise raramente 
ocorre sem ajuda! A heterólise necessita de separação de íons com cargas 
opostas! Freqüentemente, a heterólise é ajudada por uma molécula com um 
par de elétrons não-compartilhado que pode formar uma ligação com um dos 
átomos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mecanismo de Reação Química: É a descrição dos caminhos que os 
elétrons seguem (ataques nucleofílicos), ao se transferirem de uma espécie 
química para outra, modificando as estruturas química (dos reagentes e 
substratos) ao longo de suas etapas reacionais para realizar a conversão 
química. 
Conversões Químicas: Ocorrem em uma ou mais etapas reacionais para 
descrever a transformação de uma substância química. 
Reações químicas: Ocorrem em uma única etapa reacional para descrever a 
transformação de uma substancia química. 
 
Reagente: Substâncias química que promove o ataque 
Substrato: Substância química que é atacada, a qual se quer sua modificação 
estrutural. 
Etapa ou passo reacional: É a representação de uma reação química 
Reação global: é a representação de uma conversão química. 
 
Mecanismo de Reações Radicalares 
Em uma conversão radicalar ocorre a presença de três etapas reacionais: 
Iniciação (I): É a etapa que gera o radical do reagente; 
Propagação (P): É a etapa que gera o radical do substrato orgânico; 
Terminação (T):É a etapa que extingue todos os radicais através de sua 
interações. 
 
Mecanismo de reação do Metano com 1 mol de cloro molecular para formar 
o clorometano. 
 
Mecanismo de reação do Metano com 2 mol de cloro molecular para formar 
o diclorometano. 
 
Mecanismo de reação do Metano com 3 mol de cloro molecular para formar 
o triclorometano (clroformio). 
 
Mecanismo de reaçãodo Metano com 4 mol de cloro molecular para formar 
o tetraclorometano. 
 
Mecanismo de reação do butano com 1 mol de bromo molecular para formar 
o 2-bromobutano. 
 
Mecanismo de reação do propano com 1 mol de Iodo molecular para formar 
o 2-iodopropano. 
 
Mecanismo de reação do etano com 1 mol de Fluor molecular para formar o 
2-fluoretano. 
 
Importancial da halogenação e dos organos halogenados: 
 
Sus aplicações 
Exemplos de Organos halogenados 
 
 
 
 
 
Ressonância 
 
Para o íon carbonato (CO3
 2-), podemos escrever 3 estruturas de Lewis 
diferentes mas equivalentes. 
 
 
Obs: CO (1,43 Å), C=O (1,20 Å), no íon carbonato o comprimento é de 
1,28 Å. 
 
Tipos de Reações de Compostos Orgânicos 
 
Virtualmente todas as reações orgânicas se enquadram em uma das 
quatro categorias: substituições, adições, eliminações ou rearranjos. 
 
Substituições são reações características de compostos saturados, tais como 
alcanos e haletos de alquila, e de compostos aromáticos (ainda que sejam 
insaturados). Por exemplo: 
 
Adições são reações características de compostos com ligações múltiplas. 
Duas moléculas tornam-se uma. Por exemplo: 
 
Eliminações são o oposto de adições. Em uma reação de eliminação uma 
molécula perde os elementos de uma molécula pequena. Reações de 
eliminação nos fornecem um método para preparação de compostos com 
ligações duplas e triplas. Por exemplo: 
 
Em um rearranjo uma molécula sofre uma reorganização de suas partes 
constituintes. Por exemplo, aquecer o seguinte alceno com um ácido forte 
leva à formação de outro alceno isomérico. 
 
 
 
Reações Ácido-Base 
 
Brönsted-Lowry: ácido é uma substância que pode doar (ou 
perder) um próton, e base é uma substância que pode aceitar (ou remover) 
um próton. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quando uma solução aquosa de hidróxido de sódio é misturada com 
uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio (ácido hidroclórico), a reação 
que ocorre é entre os íons hidrônio e hidróxido. 
 
 
 
 
Lewis: ácidos são substâncias aceptoras de pares de elétrons e bases 
são substâncias doadoras de pares de elétrons. Ex: 
 
 
 
 
Obs: Qualquer átomo deficiente de elétrons pode atuar como um ácido de 
Lewis. Muitos compostos contendo elementos do grupo 3A, como boro e 
alumínio, são ácidos de Lewis porque átomos deste grupo têm apenas um 
sexteto de elétrons em sua camada mais externa. Haletos de zinco e ferro 
(III) são freqüentemente usados como ácidos de Lewis em reações orgânicas. 
Por exemplo: 
 
 
Carbocátions, com seis 
elétrons no nível de valência são 
ácidos de Lewis. Como são 
reagentes que procuram elétrons, 
os químicos os chamam 
eletrófilos. 
 
 
 
Carbânions são bases de 
Lewis. Em suas reações eles 
procuram um próton ou algum 
outro centro positivo ao qual 
possam doar seus pares de elétrons 
e assim neutralizar sua carga 
negativa. São chamados de nucleófilos. 
 
 
 
 
 
 
 
A Força dos Ácidos e Bases: Ka e pKa 
 
Em contraste com os ácidos fortes, tais como HCl e H2SO4, o ácido 
acético é um ácido muito fraco. Quando o ácido acético se dissolve em água, 
a seguinte reação não se processa por completo. 
 
 
 
Experimentos mostram que em uma solução de ácido acético 0,1 M a 
25 C somente cerca de 1% das moléculas de ácido acético ionizam pela 
transferência de seus prótons para a água. Como esta equação é um 
equilíbrio, a expressão para a constante de equilíbrio (Keq) pode ser escrita 
como segue: 
 
 
 
Para soluções aquosas diluídas, a concentração da água é 
essencialmente constante ( 55,5 M). Deste modo, a equação acima pode ser 
reescrita em termos de uma nova constante denominada constante de acidez 
(Ka). 
 
 
 
 
 
A 25 C a constante de acidez do ácido acético é 1,76 x 10-5. Este 
ácido é fraco quando comparado com HCl (Ka = 10
7 ) e H2SO4 ( Ka = 10
9 ). 
 
 
CH3 C
O
OH
+ H2O CH3 C
O
O
-
+ H3O
+
Keq = 
[H3O
+
].[CH3CO2
-
]
[CH3CO2H].[H2O]
[CH3CO2H]
[H3O
+
].[CH3CO2
-
]
Ka = Keq . [H2O] = 
[CH3CO2H]
[H3O
+
].[CH3CO2
-
]
Ka = Keq . [H2O] = 
 
 
Podemos escrever expressões semelhantes para qualquer ácido fraco 
dissolvido em água. 
 
 
 
 
 
 
 
Acidez e pKa 
 
Os químicos normalmente expressam a constante de acidez (Ka), em termos 
de pKa. 
 
pKa = - log Ka. 
 
Para o ácido acético o pKa = 4,75: 
 
pKa = -log (1,76 x 10
-5) = - (- 4,75) = 4,75 
 
 
Quanto maior o valor de pKa, mais fraco é o ácido. 
Quamto menor for o pKa maior será a força do ácido 
 
HA + H2O H3O
+
A
-
+
Ka = 
[HA]
[H3O
+
].[A
-
]
Quanto maior o valor de Ka, mais forte é o ácido. Se Ka for maior 
do que 10, o ácido será, para efeitos práticos, completamente dis-
sociado em água.
Prevendo a Força das Bases 
 
 Como conseqüência natural do que foi visto anteriormente, o seguinte 
princípio pode ser estabelecido: Quanto mais forte o ácido, mais fraca será 
sua base conjugada! 
 
TABELA 1. Força relativa de alguns ácidos e suas bases conjugadas 
 
* Ácidos mais fortes que o íon hidrônio e bases mais fortes que o íon hidróxido 
reagem completamente com a água. 
 
 
 Podemos, então, relacionar a força de uma base ao pKa do seu ácido 
conjugado. Quanto maior o pKa do ácido conjugado, mais forte é a base. 
Por exemplo: 
 
 
Podemos prever o resultado de uma reação ácido-base. O princípio 
geral a ser aplicado é o seguinte: Reações ácido-base sempre favorecem a 
formação do ácido mais fraco e da base mais fraca. A razão para isto é 
que o resultado de uma reação ácido-base é determinado pela posição de um 
equilíbrio. Estas reações são, portanto, controladas por equilíbrio, e 
reações controladas por equilíbrio sempre favorecem a formação das 
espécies mais estáveis (energia potencial mais baixa).Usando este princípio, 
podemos prever que um ácido carboxílico reagirá com NaOH aquoso do 
seguinte modo: 
 
 
 
 Como existe uma grande diferença nos valores de pKa dos dois ácidos, 
a posição de equilíbrio irá favorecer enormemente a formação dos produtos. 
 Também podemos prever que uma amina reagirá com HCl aquoso da 
seguinte maneira: 
 
 
 
RELAÇÃO ENTRE ESTRUTURA E ACIDEZ 
 
A força de um ácido depende da magnitude na qual o próton pode ser 
removido e transferido para a base. A remoção do próton envolve a quebra 
da ligação do próton. 
Na tabela periódica, quando comparamos átomos em uma coluna 
vertical a força da ligação do próton no átomo é o fator dominante. A 
acidez aumenta de cima para baixo em uma coluna vertical. 
Quanto mais fácil o próton sai do átomo mais ácida é a substância. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quando comparamos átomos ao longo de um período na tabela 
periódica (horizontal), o fator dominante é a eletronegatividade 
do átomo ligado ao hidrogênio, pois a força da ligação é 
aproximadamente a mesma. Portanto, a eletronegatividade do 
átomo afeta a acidez, pois quanto menor for a 
eletronegtividade de um átomo menor será sua acidicidade. 
 
 
 
Aumento da Eletrofilicidade 
 
Aumento da acidicidade 
 
 
O Efeito da Hibridização 
 
Quanto maior o caráter s de um orbital híbrido significa que os elétrons 
do ânion terão, em média, energia mais baixa, e o ânion será mais estável. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Efeitos Indutivos 
 
A polarização de uma ligação carbono-carbono resulta da habilidade 
eletroatratora de certos átomos (devidosua eletronegatividade) que é 
transmitida através do espaço e através das ligações das moléculas. 
Efeitos indutivos enfraquecem à medida que a distância do substituinte 
aumenta. 
 
 
 
 
 
 
ACIDEZ DOS ÁCIDOS CARBOXÍLICOS 
 
 
Os ácidos carboxílicos e os álcoois são ácidos fracos. Entretanto, a 
maioria dos ácidos carboxílicos é mais ácida do que os álcoois 
correspondentes. 
 
 
 
* Qualquer fator que faça com que a variação de energia livre para a 
ionização do ácido seja menos positiva (ou mais negativa) torna o ácido 
mais forte. 
 
 
 
 
 
 
 
Como podemos explicar a grande acidez dos ácidos carboxílicos em 
comparação com os álcoois? Duas explicações podem ser dadas em função 
do grupo carbonila: (1) baseada em efeitos de ressonância e a segunda (2) 
em efeitos indutivos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(1) Efeitos de ressonância 
 
 
 
Obs: Não é possível escrever estruturas de ressonância para um álcool ou para o seu 
ânion. 
 
 
 
 
(2) Efeitos indutivos: o fator mais importante para explicar a acidez dos 
ácidos carboxílicos é o efeito indutivo do grupo carbonila. 
 
 
 
 
 
Em ambos os compostos a ligação OH é altamente polarizada pela 
grande eletronegatividade do átomo de oxigênio. A explicação para a maior 
acidez do ácido acético é o poderoso efeito indutivo eletroatrator do 
grupo carbonila (C=O) quando comparado com o grupo CH2 na posição 
correspondente do etanol. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Esses efeitos combinados tornam o próton hidroxílico do ácido acético 
mais positivo do que o próton hidroxílico do álcool. O efeito indutivo 
aletroatrator do grupo carbonila também estabiliza o íon acetato que se forma 
a partir do ácido acético e, portanto, o íon acetato é uma base mais fraca 
do que o íon etóxido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Efeitos Indutivos de Outros Grupos 
 
 
 
 
 
 
 
Obs: Qualquer fator que estabilize a base conjugada de um ácido aumenta 
a força do ácido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Compostos Orgânicos como Bases 
 
 Se um composto orgânico contém um átomo com um par de elétrons 
não-compartilhados, ele é uma base em potencial. 
 A dissolução de HCl gasoso em metanol provoca uma reação ácido-
base muito parecida com a que ocorre com a água. 
 
 Álcoois e éteres, em geral, sofrem esta mesma reação quando são 
tratados com soluções de ácidos fortes como HCl, HBr, HI e H2SO4. 
 
 
 
 Compostos contendo um grupo carbonila também atuam como bases 
em presença de um ácido forte. 
 
 
Obs: Reações de transferência de prótons como estas são freqüentemente 
a primeira etapa em muitas reações que álcoois, éteres, aldeídos, cetonas, 
ésteres, amidas e ácidos carboxílicos sofrem. 
Um átomo com um par de elétrons não-compartilhado não é o único 
sítio que confere basicidade a um composto orgânico. A ligação  de um 
alceno pode ter o mesmo efeito.