disciplina: química orgânica fundamental

Ministério da EducaçãoUniversidade Tecnológica Federal do Paraná

Campus de Curitiba

Departamento Acadêmico de Química e Biologia

Disciplina: Química Orgânica Fundamental

Profa. Cristiane Pilissão

pilissao@UTFPR.edu.br

cristianepi@yahoo.com.br

Sala EC-211-03

LSIncol/LACEN – bloco F - 1º andar

http://paginapessoal.utfpr.edu.br/pilissao

Serão feitas 3 provas

3

P3)P2(P1MP

Número Máximo de Faltas

Frequência em Sala de Aula 63 X 25% = 16 Faltas

APS – Questões a serem resolvidas no decorrer do semestre

Avaliação

Avaliação

• Para alunos que tiraram média inferior à 6,0.

• O aluno fará uma prova substitutiva da menor nota.

• A nota final será a média das três provas.

• O aluno que atingir média 6,0 estará aprovado.

• O aluno que não atingir média 6,0, poderá fazer uma prova final com todo

o conteúdo ministrado no semestre.

Datas Provas:

Prova 1: 01/04 – Peso 9.0 – APS 1.0

Prova 2: 13/05 – Peso 9.0 – APS 1.0

Prova 3: 17/06 – Peso 9.0 – APS 1.0

Prova substitutiva: 24/06 – Peso 10

Prova final: 01/07/2020 – Peso 10

Atendimento para Tirar Dúvidas

Sexta-feira das 9:00h às 12:00h

Bibliografia

Vollhardt, K. P. C., Schore, N. E., Química Orgânica – Estrutura e Função.

4a Ed., 2004.

Bruice, P. Y., Organic Chemistry, 4ª Ed., Prentice Hall, 2003.

Solomons, T.W., Fryhle, C. B. Organic Chemistry, 8a Ed. (2004).

Carey, F.A., Química Orgânica, 1ª Ed., McGraw-Hill, Rio de Janeiro, 2008.

McMurry, Organic Chemistry, 5ª Ed., Brookscole, 1999.

Teoria estrutural;

Ligação química (iônica e covalente), geometria molecular e ressonância

Estrutura atômica, orbitais atômicos e orbitais moleculares;

Grupos funcionais e suas propriedades;

Acidez e basicidade (Bronsted-Lewis);

Análise conformacional;

Estereoquímica, estereoisômeros (enantiômeros, diastereoisômeros e

compostos meso)

Tópicos que serão estudados

TATP

Psicoestimulante -

Versão Antiga: “A química dos compostos derivados dos seres vivos”

Vitalismo: força vital necessária para síntese de compostos orgânicos

Durante o século XVIII, os compostos eram classificados:

Inorgânicos: compostos derivados dos minerais.

Orgânicos: compostos derivados dos seres vivos (animais ou vegetais).

1816 – Michel Chevreul – A teoria da força vital foi abalada.

Primeira vez que uma substância orgânica (gordura) foi convertida em outras(ácidos graxos e glicerina) sem intervenção da força vital.

Gordura animal NaOH/H2O Sabão + glicerina H3O

+ Ácidos

graxos

O QUE É QUÍMICA ORGÂNICA ??

Wöhler, 1828: converteu o sal “inorgânico” cianato de amônio na substânciaorgânica conhecida como uréia.

NH4+

OCNheat

H2N C

O

NH2

calor

cianato de amônia uréia

Versão Atual: “A química dos compostos de carbono”

Estrutura atômica: Orbitais

O átomo

MECÂNICA QUÂNTICA

Em 1926, aparecia a teoria denominada Mecânica Quântica,

desenvolvida, por Erwin Schrodinger.

Schrodinger desenvolveu expressões matemáticas

(equações de onda) para descrever o movimento de um

elétron em função da respectiva energia.

1887-1961 Erdberg

Schrodinger-Áustria

A resolução da equação de Schrodinger leva a uma série

De funções matemáticas (Funções de Onda - )

Estrutura atômica: Orbitais

FORMAS DE ORBITAIS ATÔMICOS

ORBITAIS ATÔMICOS

Um ORBITAL é uma região do espaço onde a probabilidade de seencontrar um elétron é grande.

Os orbitais estão organizados em diferentes camadas, de tamanhoe energia sucessivamente maiores.

Quanto maior o número de nodos, maior a energia do orbital

Os orbitais atômicos, sua forma, orientação espacial e nível de

energia são definidos por um conjunto de números quânticos.

OS ORBITAIS p

3 orbitais 2p mutuamente

perpendiculares(ortogonais)

Número quântico – Distribuição eletrônica

Distribuição Eletrônica: Como determinar a configuração

eletrônica do estado fundamental de um átomo.

camada K L M N O P Q

N° de elétrons

2 8 18 32 32 18 2

subcamada s p d f

N° de elétrons

2 6 10 14

Diagrama Linus Pauling

Regra de Hund: “Os elétrons numa mesma

subcamada tendem a permanecer desemparelhados,

com spins paralelos”

Princípio de exclusão de Pauli: Os elétrons

agem como se estivessem girando em torno de um

eixo. Este movimento denomina-se spin. Este

movimento tem duas orientações para cima e para

baixo.

Principio de Aufbau

Boro Carbono

Nitrogênio

Oxigênio

Estrutura de Lewis

1. Os elétrons de valência são desenhados em torno do símbolo do

elemento.

2. Átomos compartilham ou transferem elétrons até atingir a configuração

dos gases nobres – conhecida como regra do octeto.

Elétrons de Valência:

São aqueles que se localizam na camada mais externa de um átomo;

São os principais responsáveis pelas propriedades do elemento e pelas reações

químicas

Estrutura de Lewis para íons

Cátions são representados com cargas positivas.

Ânions são representados com cargas negativas.

REGRA DO OCTETO Configuração eletrônica dos gases nobres

“Os átomos tendem a ganhar, perder ou

compartilhar elétrons até que estejam

circundados por oito elétrons de valência”

Ligações Químicas: Regra do octeto

Em 1916 Lewis e Kössel - As propriedades físicas e químicasdependem da maneira pela qual os átomos estão ligados.

Ligação iônica: os átomos podem ganhar ou perder

elétrons e formar partículas carregadas chamadas íons.

Atração eletrostáticas entre íons de cargas opostas.

Ligação covalente: formada pelo compartilhamento de

elétrons

São forças que unem os átomos formando moléculas,

sólidos iônicos ou agrupamentos de átomos.

Ligações Iônicas

É a força de atração entre íons com cargas opostas

A eletronegatividade mede a habilidade de um átomo em atrair elétrons.

Formação de uma ligação iônica:

Metal (M) + Não-metal (X)

M + X M + + X –

par iônico (atração eletrostática)

Na •

••

• Cl

••

••

••

Cl -

••

Na +

••••

Ligação Iônica

Eletronegatividade x Ligação covalente Compartilhamento de elétrons.

1. Ligação covalente apolar

2. Ligação covalente polarEx.: Apolar H2 , F2 , O2

Polar HF , H2O

≠ eletronegatividade:

> 1,7 (ligação iônica)< 1,7 (ligação covalente polar)= 0,5 (ligação covalente apolar)

H

2.1

Li

1.0

Be

1.5

B

2.0

C

2.5

N

3.0

O

3.5

F

4.0

Na

0.9

Mg

1.2

Al

1.5

Si

1.8

P

2.1

S

2.5

Cl

3.0

K

0.8

Br

2.8

A eletronegatividade mede a habilidade

de um átomo em atrair elétrons.

Ligação Covalente:

Ligação covalente apolar(simetria eletrônica)

Ligação covalente polar(cargas parciais)

Os elétrons são mais fortemente atraídos pelo Cl

Carga formal = (nº de elétrons de valência) – (metade dos elétrons em ligação) – (nº de elétrons livres)

Exemplos:

a) NH4

b) NO3

c) NH3

d) CH3NO2

e) BH4

Quando escrevemos as estruturas de Lewis, é recomendável atribuir

unidades de cargas positivas ou negativas para os átomos na molécula ou no

íon.

A soma aritmética de todas as cargas formais é igual ao total da carga na

molécula ou no íon.

Lembre sempre seguir a regra do octeto

Carga Formal

Cl PCl

Cl

Cl

Cl

SF

F F

F

F

F

B

F

F F

N

O

O

O

H

+

Exceção a regra do octeto

Exercícios 1: Escrever as estruturas de Lewis para cada um dos

seguintes compostos:

a) HF e) H2SO3

b) F2 f) H2CO3

c) CH3F g) H3PO4

d) HNO2 h) HCN

Geometria Molecular: O Modelo da Repulsão dos

Pares de Elétrons na Camada de Valência (RPECV)

Considera moléculas (ou íons) o átomo central ligado de modo

covalente a dois ou mais átomos ou grupos;

Considera todos os pares de elétrons de valência do átomo central:

os pares ligantes e os não-ligantes;

Porque os pares de elétrons se repelem uns aos outros, os pares de

elétrons da camada de valência tendem a ficar o mais longe possível;

Chegamos a geometria da molécula, levando em consideração todos

os pares de elétrons.

Metano: estrutura tetraédrica,

109,5º

Amônia: pirâmide triangular

107º

Água: angular 105º

Trifluoreto de boro:

trigonal plana120º

Dióxido de carbono:

linear180ºO C O O C O

180o

A Molécula e as Fórmulas moleculares

O que é uma Molécula?

O que é Fórmula Molecular?

é um grupo de átomos ligados entre si para formar uma partícula

independente.

O que é Fórmula Empírica?

é uma fórmula que representa uma molécula, utilizando um

símbolo para cada átomo no grupo e números subscritos,

quando mais de um átomo do mesmo elemento está

presente. Exemplo: C3H8

O que é Fórmula Estrutural?

Fornece os números relativos de átomos de diferentes

elementos no composto. Exemplo: A molécula de glicose

(C6H12O6) consiste em 6 átomos de C, 12 átomos de H e

6 átomos de O. A fórmula empírica da glicose é CH2O e

expressa somente a razão dos diferentes átomos.

Não somente fornece o número de átomos

de cada elemento na molécula, mas

também indica como eles estão ligados

entre si. Exemplos:

Representação de Fórmulas Estruturais

Modelo de bola e vareta

H C

H

H

C

H

H

C

H

H

O H

Fórmula de traço

CH3CH2CH2OH

Fórmula condensada

OH

Fórmula de linha

C

H

HC

H

H

H

H

H HC

H

HHH

C

H

H

Methane

orBr H

C

H

HBrH

C

H

H

Ethane

or

BromomethaneFórmula tridimensional

Fórmulas Estruturais Fórmulas Condensadas

Átomos ligados ao carbono são mostrados a direita do carbono e os outros átomos podem ser

mostrados pendurado.

Grupo CH2 repetido pode ser mostrado entre parênteses.

Grupos ligados ao carbono podem ser mostrados a direita entre parênteses ou pendurado.

Fórmulas Estruturais Fórmulas Condensadas

Grupos ligado ao carbono mais afastado são postos entre parênteses.

Dois grupos idênticos ligados a esquerda podem ser colocados entre parênteses ou

pendurados

A ligação dupla carbono oxigênio pode ser representada de várias

formas

Oxigênio duplamente ligado ao carbono pode ser mostrado pendurado no carbono ou a direita

dele.

Teoria da Ligação de Valência

As ligações são formadas quando os

orbitais dos átomos se superpõem;

Para que está superposição ocorra

existem dois elétrons de spins

contrários;

A sobreposição ocorre à medida que os

núcleos se aproximam;

Teoria da Ligação de Valência

comprimento da ligação para o H2

Hibridização do Orbital atômico

1s

2s

2p

Ground state

1s

2s

2p

Excited state

1s

4sp3

sp2-Hybridized state

Promotion of electron Hybridization

3Estado Fundamental Estado Excitado Hibridização sp3

HIBRIDIZAÇÃO sp3

A ESTRUTURA DO METANO

METANO

Quatro orbitais atômicos 1s dos hidrogênios

Quatro orbitais híbridos sp3 do carbono

- Estrutura tetraédrica;

- Orbitais orientados a ângulos de 109,5°;

- Quatro ligações sigmas C-H equivalentes

HIBRIDIZAÇÃO sp2

1 orbital p não

é hibridizado

Estado Fundamental Estado Excitado Hibridização sp2

A ESTRUTURA DO ETENO

Estrutura trigonal plana;

Orbitais híbridos sp2 orientados a ângulos de 120°;

três ligações sigma, uma ligação pi

LIGAÇÃO PI (p)

conjunto de orbitais sp2 + p ligações sigma

sobreposição dos orbitais p paralelos acima e abaixo do plano do esqueleto s

e formação da ligação p.

2 orbitais p não

hibridizados

Estado Fundamental Estado Excitado Hibridização sp

HIBRIDIZAÇÃO sp

A ESTRUTURA DO ETINO

Estrutura linear,

Orbitais híbridos sp orientados a ângulos de 180°,

Uma ligação sigma, duas ligações pi

A LIGAÇÃO TRIPLA

Estrutura da Água: Hibridização sp3 do oxigênio

Configuração eletrônica do oxigênio 8O: 1s2 2s2 2p4

Diagrama de energia para o oxigênio com hibridização sp3

Estrutura da Amônia: Hibridização sp3 do nitrogênio

Configuração eletrônica do nitrogênio 7N: 1s2 2s2 2p3

Diagrama de energia para o nitrogênio com hibridização sp3

Estrutura do Borohidreto (BH3): Hibridização sp2 do boro

Configuração eletrônica do boro 5B: 1s2 2s2 2p1

Diagrama de energia para o boro com hibridização sp2

Ligação carbocátion

Ligação no carbânion

Cátion metila

Visão lateral do ângulo visão de cima

Modelo bola e vareta do cátion metila

Ânion metila Modelo bola e vareta do ânion metila

Hibridização em compostos Carbonilicos

Hibridização em iminas, cianidas e nitrilas

Exercícios

1. Identifique os orbitais híbridos utilizados pelos átomos em vermelho nas

seguintes moléculas: (a) CH3CCCH3; (b) CH3NNCH3; (c) (CH3)2CC(CH3)2; (d)

(CH3)2NN(CH3)2.

2. Descreva a estrutura da molécula de formaldeído, CH2O, em termos de

orbitais híbridos, ângulos de ligação e ligações σ e π. O átomo de C é o

átomo central ao qual os outros três átomos estão ligado.

3. Qual das ligações indicadas de cada molécula é a menor? Indique a

hibridização dos átomos de C, O e N em cada uma das moléculas.

CH3CH CHC CH CH3NH CH2CH2N CHCH3 CH3CCH2

O

OHa) b) c)

Teoria do Orbital Molecular

Combinação linear de orbitais atômicos (CLOA)

Obtém-se fazendo a adição ou a subtração das funções de onda (Ψ)

correspondentes aos orbitais atômicos que se superpõem.

Combinação

em fase

Combinação

fora de fase

Interferência

construtiva

Interferência destrututiva

Representado pela interferência construtiva dos orbitais atômicos (Ψ+);

têm menor energia que os orbitais atômicos que lhe deram origem

Maior probabilidade de encontrar o elétron na região internuclear e

interagem com ambos os núcleos logo maior força de ligação;

Orbital Molecular Ligante (OML)

Orbital Molecular Antiligante (OMAL)

Representado pela interferência destrutiva dos orbitais atômicos (Ψ-);

Densidade eletrônica máxima fora da região entre os dois núcleos.

Tem maior energia que os orbitais atômicos que lhe deram origem,

Formação da molécula de Hidrogênio

Orbital Molecular antiligante

Orbital Molecular ligante

En

erg

ia

Molécula de He2

Orbital Molecular antiligante

Orbital Molecular antiligante

Molécula diatômicas Homonucleares

Diagrama de energia para

moléculas de Li2 a N2

Diagrama de energia para

moléculas de O2 a Ne2

Diagrama de OM de espécies diatômicas do segundo período

Determine a ordem de ligação de cada uma das seguintes

espécies.

Ligação σ (orbital σ): formada pela sobreposição de orbitais atômicos que

possuem simetria cilíndrica ao redor do eixo internuclear(z).

Ligação π (orbital π): formada pela sobreposição dos orbitais atômicos py e pz e

que contém um plano nodal no eixo interplanar. A densidade eletrônica aumenta

paralelamente ao eixo z.

A ESTRUTURA DO METANO

Formação da ligação usando os orbitais atômicos 2s e 2p

Orbitais em moléculas poliatômicas

OM ligante

OM antiligante

A ESTRUTURA DO ETANO

Orbitais em moléculas poliatômicas

ORBITAL MOLECULAR 2p - ETENO

MO

MO

* MO

* MOAntibonding

BondingEn

ergy

Os elétrons de ligação têm energia maior que os elétrons de ligação .

Orbitais em moléculas poliatômicas

Orbitais em moléculas poliatômicas

Elétrons não-ligantes

energias semelhantes;

forma como os orbitais se sobrepõem ;

tamanho dos orbitais;

Simetria dos orbitais adequada.

Formação do Orbital Molecular

O orbital molecular ocupado mais alto (HOMO) é o orbital molecular que,

de acordo com o princípio de construção, é o último a ser ocupado.

O orbital molecular vazio mais baixo (LUMO) é o próximo orbital molecular de

maior energia.

Orbitais de fronteira

Exercícios

1. Desenhe um diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares e

determine a ordem de ligação esperada para cada uma das seguintes

espécies: (a) Li2; (b) Li2+. Decida se cada molécula ou íon tem caráter

paramagnético ou diamagnético.

2. Determine as configurações eletrônicas para CN-. Calcule a ordem de

ligação e Desenhe os orbitais moleculares diga quem é o Homo e quem é o

Lumo no diagrama.

3. A combinação construtiva ou destrutiva da função de onda pode ser

utilizada para entender a formação de um orbital molecular ligante e um

antiligante, a partir de um orbital atômico. O resultado da combinação aditiva

é melhor descrita como orbital molecular ligante ou antiligante ?