Aula 1 - Introdução à Química Orgânica

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1 
Q U Í M I C A O R G Â N I C A 
 
Química Orgânica  Estudo dos compostos orgânicos. 
 
 
Inorgânicos – Obtinham-se de minerais 
Compostos 
Orgânicos – Obtinham-se de produtos animais ou 
vegetais (organismos vivos) 
 
 
Até o século XIX  Força vital (organismos vivos). 
 
1828  Síntese da uréia – Friedrich Wöhler. NH4
+ NCO - H2N C
O
NH2
Cianato de amônio
("Inorgânico")
Não encontrado em 
seres vivos
"Uréia"
Produto de excreção
presente na urina
Aquecimento
 
 
 
Atualmente os compostos orgânicos são principalmente obtidos 
através de sínteses. 
 
 
Podem ser obtidos a partir de substâncias inorgânicas (Carbonatos 
e cianetos) ou de outros compostos orgânicos. 
2 
Química orgânica  Definida como o estudo das estruturas, 
propriedades e reações de compostos de carbono. 
Compostos orgânicos  Compostos de carbono 
 
 
Exemplos: 
 DNA (Gigantescas moléculas que contêm todas as informações 
genéticas para uma dada espécie) 
 
 Proteínas da nossa pele e músculos e as enzimas que catalisam 
as reações em nosso corpo. 
 
 Os compostos de carbono presentes em nossos alimentos, 
juntamente com o oxigênio do ar que respiramos, fornecem a 
energia necessária à vida. 
 
 Poluentes, tais como inseticidas organoclorados e 
organofosforados, dioxinas, bifenilas policloradas (PCB), CFC, 
hidrocarbonetos e etc. 
 
 
A maior parte dos átomos de carbono dos quais são constituídas 
essas moléculas está presente no planeta desde que ele se formou. 
 
Em bilhões de anos fizeram parte de bilhões de moléculas e de bilhões 
de organismos diferentes. 
 
 
Os seres vivos não são estáticos em relação à sua vizinhança, 
trocam átomos e moléculas com o meio ambiente. Alguns dos 
átomos de carbono que fazem parte de nosso corpo formavam 
outros organismos (ovo, galinha, grãos etc). 
 
3 
As primeiras moléculas orgânicas (bilhões de anos atrás) 
(CH4)
H2O
NH3 e Hidrogênio
Gás metano
+
+
Atmosfera
Primordial
 
Faíscas elétricas e radiações de alta energia atravessaram a 
atmosfera. 
 
Moléculas simples se fragmentaram em espécies altamente reativas 
Fragmentos recombinaram-se – Formando estruturas mais complexas 
 
Assim formaram-se os compostos chamados aminoácidos, 
formaldeído, purinas e pirimidinas. 
 
Estes e outros compostos foram levados pela chuva até o mar, que 
se tornou reservatório, e continha todos os compostos necessários 
ao aparecimento da vida. 
Formaldeído
Purinas e pirimidinas
+
Proteínas
Açúcares
Açúcares
Moléculas de DNA simples
Aminoácidos
 
 
Essas moléculas se reuniram formando as primeiras células 
primitivas  Processo seleção natural  Seres vivos 
4 
TEORIA ESTRUTURAL (Kekulé, Couper e Butlerov) 
Como os átomos podem se agrupar para formar moléculas. 
 
1. Os átomos podem estabelecer um número fixo de ligações 
(valência) 
C
H
H H
H
OH H H Cl
 
Carbono: tetravalente oxigênio: bivalente hidrogênio e 
halogênios:monovalentes 
 
 
2. O carbono pode estabelecer ligações mútiplas. 
C
H
H C
H
H
H
H CH C HC C
 
Ligação simples ligação dupla ligação tripla 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Forças que mantêm os átomos unidos uns aos outros nas 
moléculas. 
 
Explicação inicial da natureza das ligações químicas 
W. Kössel e G.N. Lewis (1916) 
 
Dois tipos principais de ligações químicas 
 
(Concepção do átomo: Núcleo carregado positivamente rodeado de 
elétrons.) 
5 
LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE 
Transferência de elétrons entre átomos. 
Atração eletrostática entre íons de cargas opostas. 
 
Ex: Átomos de eletronegatividade muito diferente interagem. 
(Lítio e flúor) LiF 
 
3Li – Metal típico de eletronegatividade muito baixa 
 
9F – Não-metal (o elemento mais eletronegativo na escala de Pauling) 
 
LiF (Fluoreto de lítio)
 
Perda de e-
Li Li
+
+ e-
 
F F
-
+ e-
Ganho de e-
 
 
6 
Adquirem estrutura eletrônica de gás nobre 
Hélio
Neônio
 
 
LIGAÇÃO COVALENTE 
Quando átomos de eletronegatividades iguais ou semelhantes 
interagem, não ocorre transferência completa de elétrons. Os 
átomos adquirem a estrutura de um gás nobre compartilhando 
elétrons. 
Ocorre compartilhamento de elétrons. 
 
Ex: 
+ HH :H..H 
+ ..F..
..
..
. ....
..
F. F..
..
..
....
..
F
 
. . .+ O.. OH H2 H
.. .. ....
..
 
. .. .+ C. CH H4 H
H
H
..
.. ....
 
7 
As estruturas covalentes podem ser representadas por fórmulas de 
pontos, porém é mais conveniente representá-las por fórmulas com 
traços, onde cada traço representa um par de elétrons. 
 
Ex: 
ouCl Cl
......
..
....
..
Cl Cl
....
..
....
..
 
ouCH H
H
H
CH H
H
H
..
..
.. ..
 
 ..N...... N ou ..N N..
 
Ligações Covalentes Polares 
Ocorre quando átomos de eletronegatividades diferentes 
estabelecem ligação covalente, os elétrons não são compartilhados 
igualmente entre eles. O átomo de maior eletronegatividade atrai o 
par de elétrons resultando uma ligação covalente polar. 
 
Eletronegatividade  Indica a capacidade de um átomo de atrair 
os elétrons de uma ligação covalente. 
Ex: HC (cloreto de hidrogênio) 
H Cl
 -+
Fica eletrodeficiente
Maior eletronegatividade
(Atrai os da ligação para 
 perto de si) 
e-
 
Uma extremidade parcialmente positiva e outra parcialmente 
negativa, forma-se um dipolo elétrico. 
 
 Pares de cargas iguais mas opostas, separadas
por uma pequena distância.
+ -
Dipolo 
8 
Um dipolo é representado traçando-se uma seta direcionada do terminal 
positivo para o negativo. 
H Cl
Molécula polar
 Ligações covalentes
polares que se cancelamC Cl
Cl
Cl
Cl 
 
 
 
 
 
ORBITAL ATÔMICO 
Orbital é a região do espaço onde a probabilidade de se encontrar o 
elétron é maior. Existem diferentes tipos de orbitais com diferentes 
tamanhos e formas dispostas em torno do núcleo. 
 
 
 
 
- O orbital correspondente ao nível
 de energia mais baixo denomina-
 se 1s (esfera).
- Nível de energia imediatamente
 superior, orbital 2s (esfera).
 Maior em tamanho e energia que
 o orbital 1s. Menor estabilidade
 devido à distância maior entre o 
 núcleo e o elétron.
- Seguidamente existem 3 orbitais
 de igual energia denominados
 orbitais P (halteres) (2Px Py Pz).
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s
4d
5p
Níveis de energia de alguns
 orbitais atômicos
E
n
e
r
g
i
a
 
 
9 
 
 
 
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA 
Distribuição dos elétrons no átomo nos diferentes níveis de energia. 
 
Seguem várias regras: Uma delas: Princípio de exclusão de pauli (“Em um 
orbital não podem existir dois elétrons 
de spins iguais”). 
 
 
ORBITAIS MOLECULARES 
Para a Química Orgânica a maior utilidade dos orbitais atômicos é 
chegar à compreensão de como os átomos se combinam formando 
moléculas. 
Para se formar uma ligação entre átomos, cada um de seus orbitais 
deve sobrepor-se um ao outro, ou seja, fundem-se para formar um 
único orbital. 
 
10 
Ex: Formação de H2 
H H H H H H
 
 
Núcleo do
 átomo 1
Núcleo do
 átomo 2
Núcleos atômicos diferentes
atraem os mesmos elétrons.
+ +
-
-
 
 - Os átomos de hidrogênio 
não permanecem no estado 
atômico por muito tempo, 
quando existem outros 
átomos de H na vizinhança.
 - Colisão entre átomos de hidrogênio.Atingem um estado de mais baixa
 energia formando uma molécula de
 hidrogênio.
 
11 
E
n
e
r
g
i
a Orbital
atômico
 (1s)
 Orbital
atômico
 (1s)
Orbital molecular
Mais baixa energia
 
 
Cada tipo de ligação covalente possui comprimento e intensidade 
característicos. 
 
HIBRIDAÇÃO 
Rearranjo de elétrons para que existam elétrons desemparelhados, 
tornando possível a formação de ligações (estabelecidas através do 
compartilhamento de orbitais semipreenchidos). 
 
Orbitais Híbridos sp 
Ex: Cloreto de Berílio (BeC2) 
O berílio não apresenta orbitais semipreenchidos, como forma ligação com o 
cloro? 
 
4Be – 1s
2 2s2 2px
02py
02pz
0 
 
12 
 
....
.. .
4Be
4Be
4Be
.. .
.
.
1s
1s
2s
2s
2p
2p
sp
sp
 Hibridação sp
(combinação de orbitais s e p)
Estado Fundamental
Estado Excitado
Orbital Híbrido sp Ângulo de ligação de 180°
 "Arranjo linear"
 
 
Formaria duas ligações diferentes com 2s e 2p? 
NÃO! As ligações de BeC2 são equivalentes! 
 
 
 
Orbitais Híbridos sp2 
Mistura de um orbital s com dois orbitais p. 
 
Ex: BF3 
5B – 1s
2 2s22px
12py
02pz
0 
 
13 
....
.. .
5B
.. .
.
.
1s
1s
2s
2s
2p
2p
sp2
Estado Fundamental
Estado Excitado
Orbital Híbrido sp2 Ângulo de ligação de 120°
 
.
.
Hibridação
5B
5B
X y
y
y
sp2
sp2
sp2 120°
"Arranjo trigonal"
.
 
 
Orbitais Híbridos sp3 
Mistura de um orbital s com três orbitais p. 
 
sp3  Ângulo de ligação 109,5°. Geometria tetraédrica 
 
 
HIBRIDAÇÃO DO ÁTOMO DE CARBONO 
6C – 1s
2 2s2 2px
1 2py
1 2pz
0 (Estabeleceria somente duas ligações 
covalentes). 
14 
..
..
1s
2s
2p
Estados do Carbono
Excitado
.
Hibridação
Fundamental
.
..1s
2s
2p ..
.
.
.. . . . .
1s 2s
2p
- O átomo de carbono pode formar orbitais
 híbridos sp3 (lig. simples); sp2 (lig. duplas);
 e sp (lig. triplas).
 
Um dos elétrons
2s2 passa ao
orbital p
ainda vazio
 4 orbitais
semipreenchidos
4 orbitais híbridos sp3
3 orbitais híbridos sp2
2 orbitais híbridos sp
(109,5°)
(120°)
(180°)
 
15 
Pares de elétrons não-compartilhados: N, O e S. 
Podem afetar a estrutura molecular. 
 
7N – 1s
2 2s2 2px
12py
1 2pz
1 
 
.. . .
Hibridação sp3
.
7N
..
Par de elétrons não-compartilhados
 
 
8O – 1s
2 2s2 2px
2 2py
1 2pz
1 
 
.. .
Hibridação sp3
.
8O
..
2 Pares de elétrons não-compartilhados
..
1s 2s 2p
 
 
16S – 1s
2 2s2 2p6 3s2 3px
2 3py
1 3pz
1 
 
..
Hibridação sp3
16S
..
2 Pares de elétrons não-compartilhados
.. . ....... ..
1s 2s 2p 3s 3p
 
16 
Ex: NH3 (Hibridação sp
3)  Geometria piramidal 
N
H
HH
2e-
 Par de elétrons
não-compartilhados
(Região de alta densidade eletrônica)
107° * O valor dos ângulos de ligação
 de 107° (inferior ao valor calculado
 de 109,5°)
 
O par de elétrons ocupa maior espaço do que os átomos de 
hidrogênio, diminuindo os ângulos de ligação. 
 
 
 
Ex: H2O (Hibridação sp
3)  Geometria angular 
H
H
2 Pares de elétrons
não-compartilhados
(2 vértices usados pelos H, e os outros
 2 vértices do tetraedro correspondem
 aos pares de elétrons não-compartilhados)
105°
- Ângulo menor que 109,5°, em função da
 força repulsiva entre os pares de elétrons 
 livres, comprimindo os ângulos de ligação.
O
2e-
2e-
 
17 
ENERGIA DE DISSOCIAÇÃO DAS LIGAÇÕES 
Homólise e heterólise 
 
Quando os átomos se combinam para formar uma molécula, 
liberam energia. Para separar os átomos da molécula, tem de se 
consumir uma quantidade equivalente de energia. 
 
A dissociação de uma molécula em átomos, ou num átomo e um 
grupo de átomos, envolve a quebra da ligação covalente. 
 
Homólise = Separação equitativa dos elétrons que constituem a 
ligação covalente. 
A
.. B A B+. .
(Radicais livres) 
 
Heterólise = Migração dos elétrons da ligação para o mesmo 
fragmento. 
A
.. B A B+
(Espécies iônicas)
-+
 
 
A heterólise de uma ligação ao carbono, pode levar a um cátion de 
carbono ou a um ânion de carbono. 
 
18 
C
..Z Heterólise
C Z
C Z
+
-..
+
+
+
-
Carbocátion
Carbânion
 
 
 
 
Os radicais livres e os carbocátions são ELETRÓFILOS, espécies 
deficientes em elétrons. 
 
Os carbânions são em geral, bases fortes e NUCLEÓFILOS fortes. 
Eles procuram um próton ou um centro de carga positiva para neutralizar 
a carga negativa. 
 
 
Os radicais livres, os carbocátions e os carbânions, são, 
geralmente, espécies altamente reativas (na maioria dos casos 
existem apenas como intermediários em uma reação orgânica) 
 
Sob certas condições  Apresentam tempo de vida suficientemente 
longo para permitir seu estudo 
por técnicas especiais. 
 
Alguns desses intermediários são suficientemente estáveis e podem 
ser isolados.