Introdução à Química Orgânica

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QUÍMICA ORGÂNICA 
 
 
Química orgânica  Química dos compostos de carbono 
Termo “Orgânico”  Relíquia dos dias em que devido à sua origem 
eram divididos em orgânicos e inorgânicos. 
 
Inorgânicos – Obtinham-se de minerais 
 
Orgânicos – Obtinham-se de produtos animais ou 
vegetais (Organismos vivos) 
 
 
Até século 19  Apenas organismos vivos 
(“Força vital”) 
 
1928 – Friedrich Wöhler (Acidentalmente) 
 
 
- Hoje em dia a maioria dos compostos orgânicos prepara-se por 
síntese 
 
- Podem também ser feitos a partir de substâncias inorgânicas 
(Carbonatos e cianetos) 
 
- Mais freqüentemente a partir de outros compostos orgânicos. 
2 
 
Química orgânica  Definida como o estudo das estruturas, 
propriedades e reações de compostos de 
carbono. 
 
 
Compostos de carbono → Compostos orgânicos 
 
 
Matéria da qual são feitas as coisas vivas 
 
 
 
• Incluem os DNA (Gigantescas moléculas que contêm todas as 
informações genéticas para uma dada espécie) 
Determinam a espécie, sexo, características, etc. 
 
 
• Incluem as proteínas da nossa pele e músculos; 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. 
 
 
A maior parte dos átomos de carbono de que são constituídas 
essas moléculas está presente neste 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 
(retiram e cedem outros átomos de volta ao meio ambiente) 
 
 
Ex: Alguns dos átomos de C que fazem parte de nosso corpo, 
faziam parte de outro organismo (ovo, galinha, grãos, etc) 
3 
 
+ 
Existem evidências de que vários bilhões de anos atrás a maior 
parte dos átomos de carbono do planeta era constituído de: 
 
Gás metano (CH4) 
+ 
H2O 
+ 
NH3 e Hidrogênio 
 
 
Atmosfera 
Primordial 
 
 
- Faiscas 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, levados pela chuva até o mar, que se 
tornou reservatório, continha todos os compostos necessários ao 
aparecimento da vida. 
 
Assim, 
Aminoácidos 
 
Proteínas 
 
 
Formaldeído Açúcares 
 
 
Açúcares 
Moléculas de DNA simples 
Purinas e pirimidinas 
 
Em alguns momentos essas moléculas se reuniram formando as 
primeiras células primitivas  Processo seleção natural  Seres vivos 
4 
 
Teoria estrutural 
 
Idéias referentes à maneira como os átomos podem se agrupar 
para formar moléculas. 
 
 
Ordem  Átomos ligando-se uns aos outros (elétrons que 
os mantêm unidos). 
 
Forma e tamanho  Moléculas que são constituídas por 
esses átomos e o modo de 
distribuição dos elétrons. 
 
 
 
 
Ligações Químicas 
 
Forças que mantêm os átomos unidos uns aos 
outros nas moléculas. 
 
 
1a explicação da natureza das ligações químicas 
W. Kössel e G.N. Lewis (1916) 
 
 
2 tipos principais de ligações químicas 
 
 
• A ligação iônica ou eletrovalente (transferência de 1 ou mais 
elétrons de um átomo para outro) 
 
 
• A ligação covalente (átomos compartilham elétrons) 
 
Concepção do átomo: Núcleo carregado positivamente e rodeado 
de elétrons. 
 
Número de átomos que podem acomodar em cada camada 
2 na primeira; 8 na Segunda; 8 ou 18 na terceira; etc. 
5 
 
Ligação Iônica ou Eletrovalente 
 
Resulta da transferência de elétrons entre átomos 
(Atração eletrostática entre 2 íons de cargas opostas) 
 
Ex: 2 átomos de eletronegatividade muito diferente se unem 
(Lítio e flúor) LiF 
 
3Li – Metal típico de eletronegatividade muito baixa 
 
9F – Não-metal (o elemento mais eletronegativo) 
 
 
LiF (Fluoreto de lítio) 
 
 
 
 
 
Perda de e- 
Li Li
+ 
+ e- 
 
 
 
 
 
Ganho de e- 
 
 
 
F + e- F
-
 
 
Adquirem estrutura eletrônica de gás nobre 
 
 
Hélio 
Neônio 
6 
 
.. .. 
. C.. . 
H.. 
Ligação Covalente 
Resulta da utilização em comum de elétrons (compartilhamento) 
- Quando 2 átomos de eletronegatividades iguais ou semelhantes 
interagem, não ocorre transferência completa de elétrons. 
 
- Neste caso, os átomos adquirem a estrutura de um gás nobre 
compartilhando elétrons. 
Ex: 
H. + 
.... 
.H 
.
..
.
 
 
 
H : H 
... . ... 
..F. + F ..F. . F . Ligação 
covalente 
apolar 
 
2 H. .
... 
 
 
. .. . 
+ O.. H 
. . . . 
 
 
. O.. . H 
4 H + C. H H 
H 
 As estruturas covalentes podem ser representadas por fórmulas 
de pontos, porém é mais conveniente por fórmulas com traços, 
onde cada traço representa um par de e - ligando 2 átomos. 
Ex: 
... ... . ... .. . ..
H.. 
H
 
 
 
 .C..l.C..l . ou .C..l C..l . ; H.C...H 
H 
ou H C H ; 
 
H 
.
N..N ou .N N. 
7 
 
 +  - 
Ligações Covalentes Polares 
 
- Quando 2 átomos de eletronegatividades diferentes formam uma 
ligação covalente, os elétrons não são compartilhados igualmente 
entre eles. 
(O átomo de maior eletronegatividade atrai o par de e - para mais 
perto de si, resultando uma ligação covalente polar) 
 
Ex: HCl (Cloreto de hidrogênio) 
 
 
 
H Cl 
 
 
Maior eletronegatividade 
(Atrai os e- da ligação para 
Fica eletrodeficiente perto de si) 
 
Eletronegatividade  Medida da capacidade de um átomo de atrair 
para si os elétrons de uma ligação covalente. 
 
 +  - 
H Cl  Uma extremidade parcialmente positiva e outra 
parcialmente negativa, forma-se um dipolo 
 
 
Pares de cargas iguais mas opostas, separadas 
por uma pequena distância. 
Dipolo 
 
 
- Um dipolo é representado traçando-se uma seta direcionada do terminal 
positivo para o negativo. 
 
H Cl 
Molécula polar 
Cl 
 
Cl C Cl 
Cl 
 
Ligações covalentes 
polares que se cancelam 
+ -  
8 
 
X X X 
Orbital Atômico 
 
- Chama-se orbital à região do espaço onde, com maior 
probabilidade pode-se encontrar o e . Existem diferentes tipos 
de orbitais com diferentes tamanhos e formas dispostas em torno 
do núcleo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5p 
4d 
- O orbital correspondente ao nível 
de energia mais baixo denomina- 
se 1s (esfera). 
E 
n 
e 
r 
g 
i 
a 
 
 
 
 
 
 
 
5s 
 
 
 
4s 
 
 
 
 
 
 
 
4p 
 
 
 
3p 
 
 
 
 
 
3d 
 
- 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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3s 
2p 
2s 
1s 
 
- Seguidamente existem 3 orbitais 
de igual energia denominados 
orbitais P (halteres) (2Px Py Pz). 
 
Níveis de energia de alguns 
orbitais atômicos 
 
 
 
Z 
- Orbitais S e P são os mais 
importantes na formação 
de moléculas orgânicas. 
 
Y 
 
1s 2s 2P 
(3 orbitais) 
f - Praticamente nã são 
 
X usados. 
 
d - Raramente. 
 
Z Z 
Z 
 
 
 
 
 
Y Y Y 
 
Px Py P
z
 
- 
9 
 
- 
 
H 
 
H H H H H 
 
Configuração Eletrônica 
Modo como os e - se distribuem no átomo 
(diversos níveis de energia). 
 
Seguem várias regras: Uma delas: Princípio de exclusão de pauli (“Em 
nenhum orbital podem existir mais de 
2 e - e se houverem dois deverão 
ter spins opostos”). 
 
 
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 1 único orbital. 
 
 
Ex: Formação de H2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Núcleo do 
átomo 1 
- 
+ + 
Núcleo do 
átomo 2 
 
Núcleos atômicos diferentes 
atraem os mesmos elétrons. 
10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Os átomos de hidrogênio 
não permanecemno 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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
E 
n 
e 
r 
g 
i 
a 
 
 
 
Mais baixa energia 
 
 
 
 Cada tipo de ligação covalente possui comprimento e intensidade 
característicos. 
Orbital 
atômico 
(1s) 
Orbital 
atômico 
(1s) 
Orbital molecular 
11 
 
x y z 
 
Orbitais Híbridos: (SP) (Hibridação – Hibridização) 
 
Ligações 
 
Feitas através do compartilhamento de orbitais 
semipreenchidos. 
 
Ex: Cloreto de Berílio (BeCl2) 
O berílio não apresenta orbitais semipreenchidos, como forma ligação 
com o cloro? 
 
4Be – 1S2/2S22P 02P 02P 0 
 
 
 
 
 
Como combinar-se com outros átomos 
se o orbital 2s está cheio? 
 
 
 
Hibridação  Rearranjo de e - de modo a fornecer 
2 e - desemparelhados, para tornar possível a 
formação de ligações. 
 
 
4Be 
 
 
 
4Be 
2p 
 
 
 
Estado Fundamental 
 
 
 
Estado Excitado 
 
Hibridação sp 
 
4Be 
(combinação de orbitais s e p) 
 
 
 
Orbital Híbrido sp Ângulo de ligação de 180° 
"Arranjo linear" 
Formaria 2 ligações diferentes 1s e 1p? 
NÃO! As ligações de BeCl2 são equivalentes! 
 
 
 
 
1s2 
2s2 
.
2
.
s 
. . 
sp 
sp 
.1.
s 
.. 
.
1
.
s 2
.
s . 
2p 
12 
 
. . . 
sp2 
sp2 120° 
x y z 
. . . 
Orbitais Híbridos: (SP2) 
Resultantes da mistura de 1 orbital s com 2 orbitais p. 
 
Ex: BF3 
 
5B – 1S2/2S22P 12P 02P 0 
 
 
5B 
 
 
 
 
 
 
Estado Fundamental 
 
 
2s 2p 
5B 
 
 
5B 
 
 
Estado Excitado 
 
 
Hibridação 
 
 
Orbital Híbrido sp2 Ângulo de ligação de 120° 
 
 
 
y 
 
 
sp2 
X 
 
"Arranjo trigonal" 
 
 
 
y 
 
 
 
 
Orbitais Híbridos: (SP3) 
Resultantes da mistura de 1 orbital s com 3 orbitais p. 
 
sp3  Ângulo de ligação 109,5° 
“Arranjo tetraédrico” 
.
2
.
s . 
2p 
.
1
.
s 
.. 
.
1
.
s 
sp2 
 
y 
13 
 
2
.
s . . . 
Hibridação do átomo de carbono 
 
 
Estados do Carbono 
 
 
Fundamental 
 
2p 
 
2s 
1s 
 
Excitado 
 
2p 
2s 
1s 
 
Hibridação 
 
 
 
2p 
- O átomo de carbono pode formar orbitais 
híbridos sp3 (lig. simples); sp2 (lig. duplas); 
e sp (lig. triplas). 
 
 
 
 
 
(109,5°) 
 
 
4 orbitais híbridos sp3 
 
 
 
 
 
 
Um dos elétrons 
2s2 passa ao 
orbital p 
ainda vazio 
 
 
 
 
 
4 orbitais 
semipreenchidos 
 
 
 
 
3 orbitais híbridos sp2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 orbitais híbridos sp 
(120°) 
 
 
 
 
 
 
 
(180°) 
.
1s
.
 
. . 
.. 
.. 
. 
.. 
. . . 
14 
 
.. 
x y z 
x y z 
x y z 
Pares de elétrons não-compartilhados 
 
Átomos de N, O e S. 
 
7N - 1S2/2S22P 12P 12P 1 
 
 
 Par de elétrons não-compartilhados 
N .. . . . 
 
Hibridação sp3 
 
 
8O - 1S2/2S22P 22P 12P 1 
 
2 Pares de elétrons não-compartilhados 
 
 
8O 
 
Hibridação sp3 
 
1s 2s 2p 
 
 Pares de elétrons não-compartilhados podem afetar a estrutura 
molecular. 
 
 
16S - 1S2/2S22P6/3S23P 23P 13P 1 
 
 
 
 
16S 
2 Pares de elétrons não-compartilhados 
 
Hibridação sp3 
 
 
 
1s 2s 2p 3s 3p 
.. .. . . .. 
.. .. .. .. . . .. .. .. 
7 
15 
 
2e- 
 
2e- 
2e- 
Par de elétrons 
não-compartilhados 
(Região de alta densidade eletrônica) 
Ex: NH3 (Hibridação sp3)  Forma piramidal 
 
 
 
 
 
H 
N 
H 
107° * O valor dos ângulos de ligação 
de 107° (inferior ao valor calculado 
de 109,5°) 
 
 
 
 O par de e talvez ocupe maior espaço do que os átomos de 
hidrogênio, comprimindo os ângulos de ligação. 
 
 
 
 
Ex: H2O  Forma piramidal 
(Hibridação sp3) (2 pares de elétrons não-compartilhados) 
 
 
 
 
H 
O 
105° 
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) 
 
 
- Ângulo menor que 109,5°, em função da 
força repulsiva entre os pares de elétrons 
livres, comprimindo os ângulos de ligação. 
 
 
 Idem para o enxôfre. 
- 
H 
16 
 
- + . 
 
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 2 átomos, ou num átomo e um 
grupo de átomos, envolve a separação da ligação covalente. 
 
 
- Quando cada um dos elétrons que constituem a ligação covalente 
vai para seu fragmento, o tipo de ruptura de ligação chama-se 
homólise. 
 
A . B A. + B. 
 
(Radicais livres) 
 
- Se a ruptura envolve a migração dos e - para o mesmo 
fragmento, a ruptura denomina-se heterólise. 
 
 
 
A . B A + B 
 
(Espécies iônicas) 
 
 
 Em fase gasosa, a dissociação da ligação efetua-se por homólise. 
- Num solvente ionizante, a heterólise é a espécie de ruptura 
preferida. 
17 
 
+ 
- A heterólise de uma ligação ao carbono, pode levar a um cátion de 
carbono ou a um ânion de carbono. 
 
- 
C+ + Z 
C.Z 
Carbocátion 
 
C.- + Z 
Carbânion 
 
 
 
- Os radicais livres e os carbocátions são espécies deficientes em 
elétrons. Como conseqüência, ambas as espécies são eletrófilos 
(em suas reações buscam elétrons que lhes permita completar o 
octeto) 
 
 
 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 transitórios 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 para 
poder ser isolados. 
 
 
Heterólise