Compostos de Carbono e Ligações Químicas

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Chapter 1
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Capítulo 1
Compostos de Carbono e Ligações Químicas
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Introdução
Química Orgânica
A química dos compostos de carbono
O corpo humano é largamente composto de compostos orgânicos
A química orgânica desempenha um papel central na medicina, bioengenharia etc.
Vitalismo
Inicialmente pensou-se que compostos orgânicos só pudessem ser produzidos por seres vivos pela intervenção de uma “força vital”
Fredrich Wöhler refutou o vitalismo em 1828 ao sintetizar o composto orgânico uréia a partir do sal inorgânico cianato de amônio.
Cianato de amônio
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Teoria Estrutual
Premissas Centrais
Valência: átomos em compostos orgânicos formam um número fixo de ligações
Carbono pode formar uma ou mais ligações a outros carbonos 
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Isômeros
Isômeros são moléculas diferentes com a mesma fórmula molecular
Muitos tipos de isômeros existem
Exemplo:
Considere dois compostos com fórmula molecular C2H6O
Estes compostos não podem ser distinguidos com base na fórmula molecular; entretanto, eles tem diferentes estruturas
Os dois compostos diferem na conectividade de seus átomos
Álcool etílico
Éter dimetílico
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Isômeros Constitucionais
 Isômeros constitucionais são um tipo de isômeros
Eles são compostos diferentes que têm a mesma fórmula molecular mas diferente conectividade dos átomos 
Eles freqüentemente diferem nas propriedades físicas (isto é ponto de ebulição, ponto de fusão, densidade) e propriedades químicas 
Álcool etílico
Éter dietílico
Ponto de ebulição oC
Ponto de fusão oC
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Formato tri-dimensional das Moléculas
 Virtualmente todas as moléculas possuem um formato 3-dimensional o qual não é freqüentemente representado com exatidão por desenhos 
 Em 1874 van’t Hoff and le Bel propuseram que as quatro ligações ao redor do carbono não estavam todas no mesmo plano e sim num arranjo tetraédrico, i.e. as quatro ligações C-H apontam para o vértice de um tetraedro regular 
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Chemical Bonds: The Octet Rule
Octet Rule
Átomos formam ligações para produzir a configuração de um gás nobre (porque a configuração de um gás nobre é particularmente estável)
 
Para a maioria dos átomos de interesse isto significa atingir uma configuração de camada de valência de 8 elétrons correspondendo ao mais próximo gás nobre 
Átomos próximos ao hélio atingem a configuração da camada de valência de 2 elétrons 
Átomos podem formar tanto ligações iônicas como covalentes para satisfazer a regra do octeto 
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Electronegativity
Eletronegatividade é a habilidade de um átomo de atrair elétrons
Ela aumenta da esquerda para a direita e do fundo para o topo na tabelaperiódica (gases nobres excluídos)
 O flúor é o átomo mais eletronegativo e estabiliza melhor excesso de densidade de elétrons
Aumento de eletronegatividade
Aumento de eletronegatividade
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Ligações Iônicas
Quando ligações iônicas são formadas átomos ganham ou perdem elétrons para atingir a configuração eletrônica do mais próximo gás nobre 
No processo os átomos tornam-se iônicos
Os íons com cargas opostas resultantes atraem-se para formar ligações iônicas
 Isto geralmente ocorre entre átomos de eletronegatividades bem diferentes 
Example
Lítio perde um elétrons (para ter configuração de hélio) e torna-se carregado positivamente
Fluor ganha um elétrons (para ter a configuração de neon) ) e torna-se carregado negativamente
O lítio carregado positivamente e o flúor carregado negativamente foram uma ligação iônica forte ( na realidade uma he positively charged lithium and the negatively charged fluoride formam uma rede cristalina)
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Covalent Bonds
Ligações covalentes ocorrem entre átomos de eletronegatividade similar (próximos entre si na tabela periódica) 
Átomos atingem octetos compartilhando elétrons 
Moléculas resultam destas ligações covalentes 
Elétrons de valência podem ser indicados por pontos (fórmula de pontos ou estruturas de Lewis) mas isto despende muito tempo
A maneira usual de indicar dois elétrons numa ligação é usar uma linha (uma linha =dois elétrons 
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Escrevendo estruturas de Lewis
Átomos ligam-se usando seus elétrons de valência
O número de valência é igual ao número do grupo do átomo
Carbono está no grupo 4A e tem 4 elétrons de valência 
Hidrogênio está no grupo 1ª e tem 1 elétron de valência 
Oxigênio está no grupo 4A e tem 4 elétron de valência 
Nitrogênio está no grupo 5A e tem 5 elétron de valência 
Para construir moléculas os átomos são arranjados com o correto número de elétrons de valência 
No caso de íons, elétrons são adicionados ou subtraídos para dar a carga apropriada
A estrutura é escrita para satisfazer a regra do octeto para cada átomo e para dar a carga correta 
 Se necessário, ligações múltiplas podem ser usadas para satisfazer a regra do octeto para cada átomo 
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Exemplo
Escreva a estrutura de Lewis para o íon clorato íon (ClO3-)
O número total de elétrons de valência incluindo o elétron para a carga negativa é calculado
Três pares de elétrons são usados para ligar o átomo de cloro aos oxigênios 
Os 20 elétrons remanescentes são adicionados que todos os átomos tenham octeto 
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O íon carbonato com 24 elétrons de valência e duas cargas negativas devem incorporar uma ligação dupla para satisfazer a regra do octeto para cada átomo 
A molécula de eteno (C2H4) e etino (C2H2) também deve usar ligações múltiplas para satisfazer a regra do octeto para cada átomo 
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Exceptions to the Octet Rule
A regra do octeto aplica-se somente a átomos do segundo período da tabela periódica (C, O, N, F) os quais são limitados a eletrons de valência nos orbitais 2s e 2p 
No segundo período elementos com menos elétrons são possíveis 
Exemplo: BF3
Em períodos maiores outros orbitais são acessíveis e mais do que oito elétrons ao redor de um átomo são possíveis 
Exemplo: PCl5 e SF6
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Carga formal 
A carga formal é uma carga positiva ou negativa em cada átomo individual 
A soma das cargas formais em átomos individuais é a carga total da molécula ou íon 
A carga formal é calculada subtraindo os elétrons atribuídos no átomo na molécula daqueles elétrons no átomo neutro 
Elétrons nas ligações são eventualmente divididos entre os dois átomos; um para cada átomo 
Pares de elétrons pertencem ao próprio átomo 
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Exemplos 
Íon amônio (NH4)+
Íon nitrato (NO3)-
Para o hidrogênio: elétrons de valência do
átomo livre 
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Um átomo sempre terá a mesma carga formal dependendo de quantas ligações e pares de elétrons não-compartilhados ele tem, independentemente de qual molécula particular ele se encontra. 
Por exemplo um oxigênio com uma ligação simples e três pares de elétrons não-compartilhados sempre terá uma carga -1 ao passo que um oxigênio com três ligações e um par não-compartilhado sempre terá carga +1. 
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A Summary of Formal Charges
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Ressonância 
Freqüentemente uma única estrutura de Lewis não representa precisamente a estrutura verdadeira da molécula.
O carbonato real não é representado por qualquer das estrutras 1,2, 3
Experimentalmente sabe-se que o carbonato não tem duas ligações simples carbono-oxigênio e uma ligação dupla; todas as ligações são iguais em comprimento e a carga é dispersada igualmente pelso tres oxigênios. 
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O íon carbonato real pode ser representado por um desenho no qual ligações duplas parciais aos oxigênios são mostradas e carga parcial negativa existe em cada oxigênio.A estrutura real é um híbrido ou mistura de três estruturas de Lewis
Setas de dupla cabeça são usadas para mostrar que três estruturas de Lewis em ressonância contribuem para a estrutura real.
O uso de setas de equilíbrio é incorreta desde que as três estruturas não estão em equilíbrio; a estrutura real é um híbrido (média) de todas as três estruturas de Lewis. 
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Uma forma de ressonância é convertido no outro pelo uso de setas curvas as quais mostram o movimento dos elétrons
Um mapa de potencial eletrostático do carbonato claramente mostra que a densidade eletrônica é despersa igualmente pelos três oxigênios 
Àreas que são vermelhas são mais negativamente carregadas;áreas azuis têm relativamente menos densidade eletrônica 
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Regras de Ressonância :
Estruturas de ressonância individuais existem somente no papel
A molécula real é um híbrido (média) das formas contribuintes 
Formas de ressonância são indicadas pelo uso de setas de duas cabeças 
Somente elétrons podem ser movidos entre as estruturas de ressonância 
As posições dos núcleos devem permanecer as mesmas 
Somente elétrons em ligações múltiplas e não-compartilhados podem ser movidos 
Exemple: 3 não é uma forma de ressonância porque um átomo foi movido
Estas são formas de ressonância 
Esta não é uma estrutura de ressonância apropriada de 1 ou 2, pois um átomo de hidrogênio foi movido
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 Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis apropriadas 
Esta não é uma estrutura de ressonância apropriada para o metanol, pois o carbono tem cinco ligações. Elementos do primeiro período da tabela periódica não podem ter mais do que 8 elétrons na cama da de valência. 
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A energia da molécula real é menor dom que a energia de qualquer r forma contribuinte individual 
O abaixamento de energia é chamado energia de estabilização 
Formas de ressonância equivalentes dão igual contribuição à molécula real. 
Estruturas com formas de ressonância equivalentes tendem a ser grandemente estabilizadas Exemplo: As duas formas de ressonância do benzeno contribuem igualmente e grandemente para estabilizá-lo.
Estruturas diferentes contribuem de acordo com suas estabilidades relativas 
Estruturas de ressonância mais estáveis contribuem mais para a estruturas da molécula real. 
Estruturas ressonantes para o benzeno
Representação do híbrido
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Regras para atribuir importância relativa às formas de ressonância 
Uma forma de ressonância com mais ligações covalentes é mais importante que uma com menos 
Exemplo 6: 6 é mais estável e mais importante pois ela tem mais ligações covalentes covalent bonds
Formas de resonância nas quais átomos têm uma camada de valência completa são mais importantes
Example: 10 é mais importante pois todos os átomos (exceto hidrogênio) têm octeto completos
Esta estrutura é mais estável pois ela contém mais ligações covalentes 
Aqui este carbono tem só 6 elétrons 
Aqui o átomo de carbono tem só 8 elétrons 
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Formas de ressonância com separação de carga são menos importantes
Separação de carga custa energia e resulta em uma forma de ressonância menos estável
Exemplo: 12 é menos importante pois ela tem separação de carga
Formas com cargas negativas em átomos altamente eletronegativos são mais importantes 
Formas com cargas positivas em átomos menos eletronegativos são mais importantes 
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Exemple
O íon nitrato tem três ligações nitrogênio-oxigêno iguais a carga negativa igualmente distribuída pelos três oxigênios 
Estrutura híbrida para o nitrato
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Mecânica Quântica
Uma descrição matemática da ligação que leva em conta a natureza ondulatória dos eletrons 
A equação de onda é resolvida para resultar em uma série de funções de onda para o átomo
As funções de onda psi (Y) descrevem uma série de estados com diferentes energias para cada elétron
Equações de onda são usadas para calcular:
A energia associada com o estado de cada elétron
A probabilidade de encontrar o elétron em um estado particular
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Sinal da função: equações de onda, quando resolvidas, podem ser positivas, podem ser negativas ou zero
Em analogia à uma onda em um lago, quando a onda está acima do nível médio do lago, o sinal é positivo (Y = +) ; quando está abaixo do lago ele é negativo (Y = - ) 
Quando a onda estpa exatamente no nível médio ele tem um sinal de 0 e é chamado um nodo (Y = 0) 
Equações de onda podem reforçar-se se elas têm o mesmo sinal ou se interferir se elas tÊm sinal diferentes
Nível médio do lago
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Orbitais atômicos(OAs)
A realidade física de Y é tal que quando elevada ao quadrado (Y 2) ela dá a probabilidade de encontrar um elétron em um local particular do espaço
Gráficos de Y 2 em 3-dimensões geram as formas s, p, d and f dos orbitais
Somente os orbitais s e p são muito importantes para a química orgânica 
Orbital: uma região no espaço onde a probabilidade de encontrar um elétron é grande.
Uma representação típica de orbitais são aqueles volumes os quais contêm o elétrons 90-95% do tempo
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Orbitais 1s e 2s são esferas centradas ao redor do núcleo
Qualquer orbital pode acomodar até 2 elétrons
O orbital 2s tem mais energia que o 1s e contém uma superfície nodal (Y = 0) no seu centro
Cada orbital 2p tem esferas que quase se tocam (ou lobos)
Uma esfera tem um sinal de fase positivo e outro um sinal de fase negativo; um plano nodal separa as esfera.
Há três orbitais 2p os quais são perpendiculares (ortogonais ) entre si.
Cada orbital p pode acomodar 2 elétrons para um total de 6 elétrons 
Todos os 3 orbitais p orbitais têm a mesma energia (são degenerados)
Os orbitais 2p têm mais energia do que os orbitais 1s ou 2s
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O sinal da função de onda não indica uma maior ou menor probabilidade de encontrar um eletron naquele local.
Quanto maior o número de nodos no orbital maior sua energia
 Cada orbitail 2s and 2p tem um nodo e têm mais energia do que um orbital 1s que não tem nodo
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Pode-se determinar a configuração eletrônica de um átomo usando as seguintes regras :
Princípio de Aufbau : OS orbitais de menor energia são preenchidos primeiro
Princípio de exclusão de Pauli : Um máximo de dois elétrons com spins pareados pode ser colocado em cada orbital
Regra de Hund: Um elétron é adicionado a cada orbital degenerado (de mesma energia) antes que um segundo elétron seja adicionado
Configurações eletrônicas de alguns Elementos do segundo período
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Orbitais moleculares (OMs)
Um simples modelo de ligação está ilustrado ao se formar H2 molecular a partir de átomos de H e variando a distância:	
Região I: A energia total de dois átomos isolados
Região II: O núcleo de um átomo começa atraindo elétrons do outro; a energia do sistema é baixada
Região III: a 0.74 Å a atração de elétrons e núcleos equilibra exatamente a repulsão dos dois núcleos: este é o comprimento da ligação H2
Região IV: a energia do sistema sobe ao passo que a repulsão dos núcleos predomina
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Este simples modelo de ligação não leva em conta o fato de que elétrons não são estacionários mas estão em constante movimento
Princípio de incerteza de Heisenberg: a posição e o momento de um elétron não pode ser simultaneamente conhecido
Mecânica quântica resolve este problema ao falar da probabilidade (Y 2) de encontrar um eletron em certo local no espaço 
Quando dois átomos se aproximam seus orbitais atômicos (OAs) se recobrem para se tornar orbitais moleculares (OMs) 
A função de onda dos OAs são combinadaspara resultar a nova funções de onda dos OMs
O número de OMs que resulta deve sempre se igualar ao número de OAS usados
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Exemplo: molecule H2
Ao passo que os átomos de hidrogênio se aproximam seus orbitais 1s (Y1s) começam a se recobrir
 Os OMs que se formam abrangem ambos os núcleos
Os elétrons não estão restritos à vizinhança de um ou outro núcleo.
Cada OM tem no máximo 2 elétrons com spins pareados
Adição das funções de onda de dois átomos leva ao orbital molecular ligante
Subtração da função de onda leva ao orbital molecular anti-ligante 
A operação matemática pela qual as funções de onda são adicionadas ou subtraídas é chamada combinação linear de orbitqais atômicos
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Orbitais Moleculares Ligantes(Ymolec)
OAs combinam-se pela adição (os Oas de memsa fase recobrem-se)
A função de onda se reforça
O valor de Y aumenta entre os núcleos
O valor de Y2 (densidade de probabilidade do elétron)) na região entre os núcleos aumenta 
Os dois eletrons entre os núcleos servem para atrair os núcelos entre si
Este é o estado fundamental (menor nível de energia) do OM
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Antibonding molecular orbital (Y *molec)
Formed by interaction of AOs with opposite phase signs
Wave functions interfere and a node is produced (Y = 0)
In the Região between the two nuclei
A node is produced
On either side of the node Y is small
Y 2 (electron probability density) is small
Electrons in the antibonding orbital avoid the Região between the two nuclei
Repulsive forces between the nuclei predominate and electrons in antibonding orbitals make nuclei fly apart
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The energy of electrons in the bonding orbitals is substantially less than the energy of electrons in the individual atoms
The energy of electrons in the antibonding orbitals is substantially more
In the ground state of the hydrogen molecule electrons occupy the lower energy bonding orbital only
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The Structure of Methane and Ethane: sp3 Hybridization
The structure of methane with its four identical tetrahedral bonds cannot be adequately explained using the electronic configuration of carbon
Hybridization of the valence orbitals (2s and 2p) provides four new identical orbitals which can be used for the bonding in methane
Orbital hybridization is a mathematical combination of the 2s and 2p wave functions to obtain wave functions for the new orbitals 
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When one 2s orbital and three 2p orbitals are hybridized four new and identical sp3 orbitals are obtained
When four orbitals are hybridized, four orbitals must result
Each new orbital has one part s character and 3 parts p character
The four identical orbitals are oriented in a tetrahedral arrangements
The antibonding orbitals are not derived in the following diagram
The four sp3 orbitals are then combined with the 1s orbitals of four hydrogens to give the molecular orbitals of methane
Each new molecular orbital can accommodate 2 electrons
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An sp3 orbital looks like a p orbital with one lobe greatly extended
Often the small lobe is not drawn
The extended sp3 lobe can then overlap well with the hydrogen 1s to form a strong bond 
The bond formed is called a sigma (s) bond because it is circularly symmetrical in cross section when view along the bond axis
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A variety of representations of methane show its tetrahedral nature and electron distribution
a. calculated electron density surface b. ball-and-stick model c. a typical 3-dimensional drawing
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Ethane (C2H6)
The carbon-carbon bond is made from overlap of two sp3 orbitals to form a s bond 
The molecule is approximately tetrahedral around each carbon
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The representations of ethane show the tetrahedral arrangement around each carbon
a. calculated electron density surface b. ball-and-stick model c. typical 3-dimensional drawing
Generally there is relatively free rotation about s bonds 
Very little energy (13-26 kcal/mol) is required to rotate around the carbon-carbon bond of ethane
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The Structure of Ethene (Ethylene) : sp2 Hybridization
Ethene (C2H2) contains a carbon-carbon double bond and is in the class of organic compounds called alkenes
Another example of the alkenes is propene
The geometry around each carbon is called trigonal planar
All atoms directly connected to each carbon are in a plane
The bonds point towards the corners of a regular triangle
The bond angle are approximately 120o
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There are three s bonds around each carbon of ethene and these are formed by using sp2 hybridized orbitals
The three sp2 hybridized orbitals come from mixing one s and two p orbitals 
One p orbital is left unhybridized
The sp2 orbitals are arranged in a trigonal planar arrangement
The p orbital is perpendicular (orthoganol) to the plane
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Overlap of sp2 orbitals in ethylene results in formation of a s framework
One sp2 orbital on each carbon overlaps to form a carbon-carbon s bond; the remaining sp2 orbitals form bonds to hydrogen
The leftover p orbitals on each carbon overlap to form a bonding p bond between the two carbons 
A p bond results from overlap of p orbitals above and below the plane of the s bond
It has a nodal plane passing through the two bonded nuclei and between the two lobes of the p molecular orbital
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The bonding p orbital results from overlap of p orbital lobes of the same sign
The antibonding p* orbital results from overlap of p orbital lobes of opposite sign
The antibonding orbital has one node connecting the two nuclei and another node between the two carbons
The bonding p orbital is lower in energy than the antibonding orbital 
In the ground state two spin paired electrons are in the bonding orbital
The antibonding p*orbital can be occupied if an electron becomes promoted from a lower level ( e.g. by absorption of light) 
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The s orbital is lower in energy than the p orbital
The ground state electronic configuration of ethene is shown
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Restricted Rotation and the Double Bond
There is a large energy barrier to rotation (about 264 kJ/mol) around the double bond
This corresponds to the strength of a p bond 
The rotational barrier of a carbon-carbon single bond is 13-26 kJ/mol
This rotational barrier results because the p orbitals must be well aligned for maximum overlap and formation of the p bond 
Rotation of the p orbitals 90o totally breaks the p bond
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Cis-trans isomers
Cis-trans isomers are the result of restricted rotation about double bonds
These isomers have the same connectivity of atoms and differ only in the arrangement of atoms in space 
This puts them in the broader class of stereoisomers
The molecules below do not superpose on each other
One molecule is designated cis (groups on same side) and the other is trans (groups on opposite side)
Cis-trans isomerism is not possible if one carbon of the double bond has two identical groups
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The Structure of Ethyne (Acetylene): sp Hybridization
Ethyne (acetylene) is a member of a group of compounds called alkynes which all have carbon-carbon triple bonds
Propyne is another typical alkyne
The arrangement of atoms around each carbon is linear with bond angles 180o
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The carbon in ethyne is sp hybridized
One s and one p orbital are mixed to form two sp orbitals
Two p orbitals are left unhybridized
The two sp orbitals are oriented 180o relative to each other around the carbon nucleus
The two p orbitals are perpendicular to the axis that passes through the center of the sp orbitals
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In ethyne the sp orbitals on the two carbons overlap to form a s bond
The remaining sp orbitals overlap with hydrogen 1s orbitals
The p orbitals on each carbon overlap to form two p bonds
The triple bond consists of one s and two p bonds
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Depictions of ethyne show that the electron density around the carbon-carbon bond has circular symmetry
Even if rotation around the carbon-carbon bond occurred, a different compound would not result
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Bond Lengths of Ethyne, Ethene and Ethane
The carbon-carbon bond length is shorter as more bonds hold the carbons together
With more electron density between the carbons, there is more “glue” to hold the nuclei of the carbons together
The carbon-hydrogen bond lengths also get shorter with more s character of the bond 
 2s orbitals are held more closely to the nucleus than 2p orbitals
A hybridized orbital with more percent s character is held more closely to the nucleus than an orbital with less s character
The sp orbital of ethyne has 50% s character and its C-H bond is shorter
The sp3 orbital of ethane has only 25% s character and its C-H bond is longer 
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Summary of Concepts from Quantum Mechanics
Atomic Orbital(AO): Região in space around a nucleus where there is a high probability of finding an electron
Molecular Orbital (MO): results from overlap of atomic orbitals
Bonding Orbitals: when AOs of same sign overlap
Antibonding Orbitals: when AOs of opposite sign overlap
The energy of electrons in a bonding orbital is less than the energy of the individual atoms
The energy of electrons in an antibonding orbitals is more
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The number of molecular orbitals formed equals the number of the atomic orbitals used
Hybridized orbitals are obtained by mixing the wave functions of different types of orbitals
Four sp3 orbitals are obtained from mixing one s and three p orbitals 	
The geometry of the four orbitals is tetrahedral
This is the hybridization used in the carbon of methane
Three sp2 orbitals are obtained from mixing one s and two p orbitals
The geometry of the three orbitals is trigonal planar
The left over p orbital is used to make a p bond
This is the hybridization used in the carbons of ethene
Two sp orbitals are obtained from mixing one s and one p orbital
The geometry of the two orbitals is linear
The two leftover p orbitals are used to make two p bonds
This is the hybridization used in the carbons of ethyne
Sigma (s) bonds have circular symmetry when viewed along the bond axis
Pi (p) bonds result from sideways overlap of two p orbitals 
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Molecular Geometry: The Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) Model
This is a simple theory to predict the geometry of molecules
All sets of valence electrons are considered including:
Bonding pairs involved in single or multiple bonds
Non-bonding pairs which are unshared
Electron pairs repel each other and tend to be as far apart as possible from each other
Non-bonding electron pairs tend to repel other electrons more than bonding pairs do (i.e. they are “larger”)
The geometry of the molecule is determined by the number of sets of electrons by using geometrical principles
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Methane
The valence shell of methane contains four pairs or sets of electrons
To be as far apart from each other as possible they adopt a tetrahedral arrangement (bond angle 109.5o)
The molecule methane is therefore tetrahedral
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Ammonia
When the bonding and nonbonding electrons are considered there are 4 sets of electrons
The molecule is essentially tetrahedral but the actual shape of the bonded atoms is considered to be trigonal planar
The bond angles are about 107o and not 109.5o because the non-bonding electrons in effect are larger and compress the nitrogen-hydrogen bond
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Water
There are four sets of electrons including 2 bonding pairs and 2 non-bonding pairs
Again the geometry is essentially tetrahedral but the actual shape of the atoms is considered to be an angular arrangement
The bond angle is about 105o because the two “larger” nonbonding pairs compress the electrons in the oxygen-hydrogen bonds
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Boron Trifluoride
Three sets of bonding electrons are farthest apart in a trigonal planar arrangement (bond angle 120o)
The three fluorides lie at the corners of an equilateral triangle
Beryllium Hydride
Two sets of bonding electrons are farthest apart in a linear arrangement (bond angles 180o)
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Carbon Dioxide
There are only two sets of electrons around the central carbon and so the molecule is linear (bond angle 180o) 
Electrons in multiple bonds are considered as one set of electrons in total
A summary of the results also includes the geometry of other simple molecules
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Representations of Structural Formulas
Dot formulas are more cumbersome to draw than dash formulas and condensed formulas 
Lone-pair electrons are often (but not always) drawn in, especially when they are crucial to the chemistry being discussed
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Dash formulas
Each dash represents a pair of electrons
This type of representation is meant to emphasize connectivity and does not represent the 3-dimensional nature of the molecule
The dash formulas of propyl alcohol appear to have 90o angles for carbons which actually have tetrahedral bond angles (109.5o) 
There is relatively free rotation around single bonds so the dash structures below are all equivalent
Constitutional isomers
Constitutional isomers have the same molecular formula but different connectivity
Propyl alcohol (above) is a constitutional isomer of isopropyl alcohol (below)
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Condensed Structural Formulas
In these representations, some or all of the dash lines are omitted
In partially condensed structures all hydrogens attached to an atom are simply written after it but some or all of the other bonds are explicitly shown
In fully condensed structure all bonds are omitted and atoms attached to carbon are written immediately after it 
For emphasis, branching groups are often written using vertical lines to connect them to the main chain
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Bond-Line Formulas
A further simplification of drawing organic molecules is to completely omit all carbons and hydrogens and only show heteroatoms (e.g. O, Cl, N) explicitly
Each intersection or end of line in a zig-zag represents a carbon with the appropriate amount of hydrogens
Heteroatoms with attached hydrogens must be drawn in explicitly
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Cyclic compounds are condensed using a drawing of the corresponding polygon
Multiple bonds are indicated by using the appropriate number of lines connecting the atoms
Chapter 1
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Three-Dimensional Formulas
Since virtually all organic molecules have a 3-dimensional shape it is often important to be able to convey their shape
The conventions for this are:
Bonds that lie in the plane of the paper are indicated by a simple line
Bonds that come forward out of the plane of the paper areindicated by a solid wedge
Bonds that go back out of the plane of the paper are indicated by a dashed wedge
Generally to represent a tetrahedral atom:	
Two of the bonds are drawn in the plane of the paper about 109o apart
The other two bonds are drawn in the opposite direction to the in- plane bonds but right next to each other
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Trigonal planar arrangements of atoms can be drawn in 3-dimensions in the plane of the paper
Bond angles should be approximately 120o
These can also be drawn side-on with the central bond in the plane of the paper, one bond forward and one bond back
Linear arrangements of atoms are always best drawn in the plane of the paper
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