disciplina: química orgânica fundamental
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Ministério da EducaçãoUniversidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus de Curitiba
Departamento Acadêmico de Química e Biologia
Disciplina: Química Orgânica Fundamental
Profa. Cristiane Pilissão
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 ?