Teoria Estrutural da Química Orgânica

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TEORIA ESTRUTURAL
TEORIA ESTRUTURAL
 
1 INTRODUÇÃO
A Química Orgânica estuda os compostos de Carbono
Os compostos de Carbono são encontrados nas principais moléculas que compõem todos os seres vivos.
DNA: molécula que contem toda a informação genética de uma espécie
Proteínas: sangue, músculos e peles
Enzimas: catalisam as reações que ocorrem em nosso organismo
Fornecendo energia que mantem a vida
A Química Orgânica é encontrada também no nosso cotidiano:
Roupas, automóveis, na medicina, inseticidas, etc.
2 DESENVOLVIMENTO DA QUÍMICA ORGÂNICA COMO CIÊNCIAS
 
A QUÍMICA ORGÂNICA TEM APROXIMADAMENTE 200 ANOS COMO CIÊNCIAS.
PRÉ-HISTÓRIA: FERMENTAÇÃO DO AMIDO E OUTROS AÇÚCARES.
 
ANTIGUIDADE: EGÍPCIOS E FENÍCIOS UTILIZAVAM CORANTES INDIGO (VEGETAL) E ALIZARINA (MOLUSCOS).
  
SÉC. XVIII: ISOLAMENTO DE COMPOSTOS ORGÂNICOS PUROS.
1784 LAVOISIER: MÉTODO DE QUEIMA E ANÁLISE: COSTATOU QUE OS COMPOSTOS ORGÂNICOS ERAM CONSTITUÍDOS DE C E H.
 
1807: QUÍMICO BERZELIUS USA O TERMO COMPOSTO ORGÂNICO ´´TEORIA DA FORÇA VITAL``.
 
1828: WöHLER SÍNTESE DA URÉIA (1º COMPOSTO ORGÂNICO SINTÉTICO) A PARTIR DO CIANATO DE AMÔNIO (COMPOSTO INORGÂNICO).
CIANATO DE AMÔNIO INORGÂNICO
URÉIA
ORGÂNICO
3 FÓRMULA MOLECULAR E EMPÍRICA DAS MOLÉCULAS ORGÂNICAS
ENTRE 1811 E 1831 MÉTODOS QUANTITATIVOS PARA A DETERMINAÇÃO DA COMPOSIÇÃO DE COMPOSTOS ORGÂNICOS DESENVOLVIDOS POR LIEBIG, BERZELIUS E DUMAS.
-MÉTODO DA COMBUSTÃO
LAVOISIER: C E H: ERA IMPRECISO
LIEBIG:
AMOSTRA: ÉTER METÍLICO
 COMBUSTÃO
	52,24% DE CARBONO
	13,05% DE HIDROGÊNIO
-----------------------------------------------
TOTAL 65,29%
	-100
--------------------------
 34,71% QUE É REFERENTE AO OXIGÊNIO
PARA 100g DO COMPOSTO C= 52,24g
H= 13,05g 
O= 34,71g
DIVIDINDO PELAS MASSAS ATÔMICAS (g/mol)
C= 52,24/ 12,01= 4,35mols
H= 13,05/ 1,008= 12,93 mols
O= 34,71/ 16,00= 2,16 mols
 
 
C4,35H12,93O2,16 RAZÃO CORRETA
  
NÃO EXISTEM ÁTOMOS FRACIONADOS. DEVEM SER DIVIDIDOS PELO MENOR DELES= 2,16
 
C= 4,35/ 2,16= 2,02
H= 12,93/ 2,16= 5,98
O= 2,16/ 2,16= 1
OU SEJA, 2 Carbonos, 6 Hidrogênios e 1 Oxigênio
C2H6O FÓRMULA MÍNIMA (EMPÍRICA)
 
 
É A FÓRMULA COM RAZÃO CORRETA DOS ELEMENTOS, DESCRITA PELO CONJUNTO DOS MENORES NÚMEROS INTEIROS.
FÓRMULA MOLECULAR: É A FÓRMULA VERDADEIRA. PODE SER UM MÚLTILPO 
(C2H6O)n n= 1, 2, 3, .....n
				C2H6O
				C4H12O2
				C6H18O3
				C2nH6nOn
 
PARA SER MONTADA A FÓRMULA MOLECULAR É PRECISO CONHECER A MASSA MOLAR (PESO MOLECULAR)
NO EXEMPLO: MASSA MOLAR 44,5g/mol
a) C2H6O = 46,1g/mol
b) C4H12O2= 92,2g/mol 
LOGO A FÓRMULA MOLECULAR É C2H6O LETRA a, UMA VEZ QUE ESTÁ PRÓXIMA DE 44,5, OU SEJA, DENTRO DO INTERVALO.
CICLOEXANO C6H12 C= 85,6% e H=14,4%
CICLOEXENO C6H10 C= 87,7% e H=12,3% 
O MÉTODO ANALÍTICO DE LIEBIG COM PRECISÃO DE 0,3%, MUITO PRÓXIMO DO ERRO, NÃO DARIA PARA SER USADO NA IDENTIFICAÇÃO DESSAS SUBSTÂNCIAS, JÁ QUE A DIFERENÇA É DE 87,7/85,6 APROXIMADAMENTE 1,024, OU SEJA 0,24%.
COM ISSO, ETILENO (C2H4), CICLOPENTANO (C5H10) E CICLOEXANO (C6H12), TODOS TÊM A MESMA FÓRMULA EMPÍRICA CH2.
4 ESPECTROMETRO DE MASSAS
EQUIPAMENTO UTILIZADO PARA A OBTENÇÃO DO MASSA MOLAR (PESO MOLECULAR).
BASEIA-SE NO BOMBARDEAMENTO DE MOLÉCULAS EM FASE GASOSA POR FEIXE DE ELÉTRONS OU GÁS. FORMANDO ÍONS POSITIVOS OU NEGATIVOS, CORRESPONDENDO A MOLÉCULA ORIGINAL E DIVERSOS FRAGMENTOS MOLECULARES, OS QUAIS SÃO FORMADOS E SEPARADOS DE ACORDO COM SUAS MASSAS.
5 TEORIA ESTRUTURAL
1858: KEKULÉ, COUPER E BUTLEROV
CRIARAM A TEORIA DE VALÊNCIA
C: TETRAVALENTE; O: DIVALENTE; H E X: MONOVALENTE
ISÔMEROS: IMPORTÂNCIA DAS FÓRMULAS ESTRUTURAIS
SÃO COMPOSTOS QUE APRESENTAM MESMA FÓRMULA MOLECULAR PORÉM FÓRMULAS ESTRUTURAIS DIFERENTES.
COM A FÓRMULA MOLECULAR C2H6O
OS DOIS COMPOSTOS DIFEREM NA SUA CONECTIVIDADE
 ÁLCOOL ETÍLICO ÉTER ETÍLICO
PONTO DE EBULIÇÃO: 78,5ºC -24,9ºC
PONTO DE FUSÃO -117,3ºC -138,0ºC
REAÇÃO COM O SÓDIO REAGE NÃO REAGE
6 LIGAÇÃO COVALENTE
EXISTE ENTRE ÁTOMOS QUE TENDEM A COMPLETAR SUAS CAMADAS ELETRÔNICAS POR COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS.
 
UM ÁTOMO DE CARBONO TENDE A COMPARTILHAR ELÉTRONS EM LIGAÇÕES COVALENTES.
 
ESTRUTURAS DE LEWIS são estruturas que representam as fórmulas moleculares com os elétron da ligação, deve-se saber quem é o átomo central.
7 CARGA FORMAL
 
É A CARGA QUE O ÁTOMO TERIA SE TODOS OS PARES DE ELÉTRONS FOSSEM COMPARTILHADOS POR IGUAL.
 
REGRA
CONTA-SE TODOS OS ELÉTRONS NÃO LIGANTES (ELÉTRONS n) E A METADE DOS ELÉTRONS COMPARTILHADOS EM LIGAÇÃO COVALENTE:
- SE O NÚMERO É IGUAL AO DA CAMADA DE VALENCIA DO ÁTOMO LIVRE, A CARGA FORMAL É ZERO
 
- SE O NÚMERO FOR MAIOR 1, 2, 3,... A CARGA FORMAL SÉRÁ –1, -2, -3,..., RESPECTIVAMENTE. 
 
SE POR OUTRO LADO FOR MENOR 1, 2, 3, ..., A CARGA FORMAL SERÁ +1, +2, +3,...., RESPECTIVAMENTE.
8 RESSONÂNCIA
 
As estruturas de Lewis impõem uma localização artificial dos elétrons. Como resultado, mais de uma estrutura de Lewis equivalente pode ser escrita para muitas moléculas e íons.
Ex: íon carbonato CO32- 
BENZENO
 REGRAS DE RESSONÂNCIA
As estruturas de ressonância existem apenas no papel.
Ao escrever as estruturas de ressonância só é permitido mover elétrons.
Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis apropriadas.
A energia da molécula real é mais baixa do que a energia que pode ser prevista para qualquer estrutura contribuinte.
Estruturas de ressonância equivalentes contribuem igualmente para o híbrido e um sistema descrito por elas tem uma energia de estabilização grande.
Quanto mais estável uma estrutura, maior é a contribuição para o híbrido.
Psi é a função de onda que descreve a ligação.
9 MECÂNICA QUÂNTICA
CADA FUNÇÃO DE ONDA CORRESPONDE A DIFERENTES ESTADOS PARA O ELÉTRON.
É UMA EQUAÇÃO MATEMÁTICA. 
A união de dois orbitais atômicos formam dois orbitais moleculares, dois orbitais atômicos formam dois orbitais moleculares: um ligante e um antiligante, no caso são sigma e sigma *, respectivamente.
PARA A MOLÉCULA DE HIDROGÊNIO: H2
1H: 1s1 distribuição eletrônica nos subníveis de energia. Subnível s, orbital molecular s (esférico).
 HA + HB → H-H
POTENCIAL DE ENERGIA DA LIGAÇÃO DA MOLÉCULA DE HIDROGÊNIO
DIAGRAMA DE ENERGIA PARA A MOLÉCULA DE HIDROGÊNIO
10 ESTRUTURA DO METANO
1874: LE BEL E VAN´T HOFF: O CARBONO É TETRAÉDRICO
EVIDÊNCIA DE QUE OS QUATRO HIDROGÊNIOS SÃO EQUIVALENTES
 
Não existia na época dois diclorometanos e sim só um, daí concluir-se que tal estrutura está incorreta. Surgiu então a teoria da hibridação.
TEORIA DE HIBRIDAÇÃO
HIBRIDIZAÇÃO SP3
ESTADO FUNDAMENTAL: DOIS ELÉTRONS DESEMPARELHADOS NA ÚLTIMA CAMADA: TENDEM A FAZER DUAS LIGAÇÕES 
CH2 (CARBENO), INTERMEDIÁRIO REATIVO (INSTÁVEL)
6C: 1s2 2s2 2p2 estado fundamental
ESTADO ATIVADO
UM ELÉTRON 2s PODE SER EXCITADO (+ 96Kcal/mol) PARA O ORBITAL 2p VÁZIO, totalizando agora com 4 elétrons desemparelhados: um no orbital s (que é esférico) e três nos orbitais p (que são ortogonais entre si, e na forma de halters).
6C: 1s2 2s1 2px1 2pz12py1 estado ativado
ORBITAIS p SÃO ORTOGONAIS (90º)		3 HIDROGÊNIO
ORBITAL s É ESFERICO				1 HIDROGÊNIO 
Logo, nosso CH2 poderia receber mais dois hidrogênios e teríamos então o CH4. 
ESTADO HIBRÍDO sp3:
A COMBINAÇÃO LINEAR DOS 3 ORBITAIS p E 1 ORBITAL s FORMANDO 4 ORBITAIS NOVOS, COM 1/4s E 3/4p, PORTANTO, 3 VEZES MAIS CARÁTER p DO QUE s, CHAMADOS DE ORBITAIS sp3.
TAIS ORBITAIS SÃO IGUAIS ENTRE SI.
11 LIGAÇÃO SIGMA
Orbital Molecular Sigma ()- características:
SUPERPOSIÇÃO FRONTAL
SIMETRIA CIRCULAR
ROTAÇÃO LIVRE
12 MAPAS DE CONTORNO
ENERGIA DE LIGAÇÃO
É A ENERGIA NECESSÁRIA PARA ROMPER UMA LIGAÇÃO, OU SEJA, É A FORÇA DE UMA LIGAÇÃO.
 
ENERGIA:	 ORBITAL sp3 C-H:	103Kcal/mol
		ORBITAL s:			60Kcal/mol
		ORBITAL p:			80Kcal/mol
O orbital sp3 forma ligações mais fortes, porque tem um lobo grande queacomoda melhor o orbital s. Comparado com o orbital p.
 13 GEOMETRIA MOLECULAR
MODELO DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA (VSEPR)
   
METANO: CH4
TETRAÉDRO REGULAR: PERMITE OS 4 PARES DE ELÉTRONS TEREM O MÁXIMO POSSÍVEL DE SEPARAÇÃO.
  
PELA TEORIA DE HIBRIDAÇÃO OS QUATRO ORBITAIS SÃO IGUAIS ENTRE SI, PORÉM SOMENTE PELA TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELEÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA (vsepr) É QUE PÔDE-SE PROPOR A GEOMETRIA DE UM TETRAÉDRO REGULAR PARA O CARBONO SP3. 
QUALQUER OUTRO ARRANJO COLOCA OS PARES DE ELÉTRONS PRÓXIMOS.
GEOMETRIA TETRAÉDRICA 
GEOMETRIA PIRAMIDAL
GEOMETRIA TRIGONAL PLANAR
GEOMETRIA ANGULAR EM V
GEOMETRIA LINEAR
GEOMETRIA LINEAR
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR: OCORRE ENTRE ÁTOMOS DE ELETRONEGATIVIDADES DIFERENTES. Ex: C-Cl; C-Br, C-Na, C-Si, C-B (B= boro).
O ÁTOMO MAIS ELETRONEGATIVO ATRAI PARA PRÓXIMO DE SI O PAR DE ELÉTRON DA LIGAÇÃO. FORMANDO UM DIPÓLO PERMANENTE.
  
REPRESENTAÇÃO DE UM DIPÓLO
MODELO
PAU E BOLA
H-Cl
MAPA DE POTENCIAL ELETROSTÁTICO
LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR: OCORRE ENTRE ÁTOMOS DE MESMA ELETRONEGATIVIDADE. Ex: H2, O2, N2, C-H (é considerada de mesma eletronegatividade).
MOLÉCULA COVALENTE APOLAR: NÃO POSSUI MOMENTO DE DIPOLO
 MÓLECULA COVALENTE POLAR: POSSUI MOMENTO DE DIPOLO
 
MOMENTO DE DIPOLO: 
e= carga d= distância
PRESTE ATENÇÃO
EXISTE MOLÉCULA COM LIGAÇÃO POLAR ENTRETANTO, O MOMENTO DE DIPÓLO É ZERO, LOGO A MOLÉCULA TEM LIGAÇÕES POLARES, MAS É APOLAR. Ex: CO2, CCl4
MOLÉCULAS POLARES E NÃO POLARES, momentum de dipolos.
OBRIGADO!
CH
4

+
4CuO 2
CO
2
+4Cu
+
H
2
O
2
 
C
2
H
6
O

6CuO
+
CO
2
2
+
6Cu
+
H
2
O
3
 
 
	
	
C
H
4
D
+
4CuO
2
C
O
2
+
4Cu
+
H
2
O
2
C
2
H
6
O
D
6CuO
+
C
O
2
2
+
6Cu
+
H
2
O
3
C
C
l
C
l
C
l
C
l
C
Cl
Cl
Cl
Cl
 
 
N
H
H
H
 
 
 
Ne
 
 
	
	
	
C
C
l
C
l
C
l
C
l
N
H
H
H
N
e
 
Cl
O
O
O
H
O
-1
-1
+3
-1
0
0
 
 
 
 
 
O
C
N
0
0
-1
 
 
ÍON 
 
 
N
H
H
H
H
 
 
N: 5-4= +1 
H: 1-1= 0 
 
+
NH
4
 
 
 
C
N
 
 
C: 4-5= -1 
N: 5-5= 0 
 
-
CN 
 
	
	
ÍON 
C
l
O
O
O
H
O
-1
-1
+3
-1
0
0
O
C
N
0
0
-1
	
	
N: 5-4= +1
H: 1-1= 0
+NH4
	
	
C: 4-5= -1
N: 5-5= 0
-CN
N
H
H
H
H
C
N
C
1
0
9
,
2
8
º