química orgânica iv (1)

Campus Realengo

Gerência de Desenvolvimento de Ensino

Curso Farmácia

Química Orgânica IV

Professor: Alan Heringer

Introdução• Teoria da Origem da Vida

1. Maior parte do C na forma de metano (CH4) – CO2, H2O, NH3 e H2;

2. Descargas elétricas p/ formar espécies altamente reativas;

A.A. Proteínas

3. Formação do “Caldo Protéico”;

4. Aparecimento do DNA;

5. Origem dos organismos.

Introdução• Desenvolvimento da Química Orgânica

1. Descoberta o Fogo (Pré-história);

C + O2 CO2 + H2O


2. Egípcios (V a.C.) usavam compostos orgânicos p/ pintar tecidos

Alizarina

Corante amarelo

Introdução

• Desenvolvimento da Química Orgânica

3. Fenícios (X a.C.) “púrpura real” substância obtida de moluscos;

Xileno cianol

Corante púrpura em pH < 3,2


4. Jesus Cristo (I d.C.) Fermentavam uva para obter o Vinho.

álcool etílico


4. Alquimista (XVIII d.C.) Busca da “Elixir da Vida”.

Transmutação de metais menos

nobre em Ouro

Introdução• Teoria do Vitalismo

1. Na década 1780 os cientistas começavam a distinguir.

Compostos Orgânicos X Compostos Inorgânicos


2. Idéia da intervenção de uma “Força Vital” p/ síntese de compostos orgânicos e só poderiam ocorrer em organismos vivos.

3. Friedrich Wöhler (1828) Realizou a 1a. Síntese de uma substância orgânica a partir de uma fonte inorgânica.


4. Entre 1828 e 1850 Várias substâncias orgânicas foram sintetizadas a partir de fontes inorgânicas.

Introdução5. Nos séculos XVIII e XIX Desenvolvimentos qualitativos e

quantitativos para a análise de substâncias orgânicas.

Idéia Nova(Ciência da Química Orgânica)

Idéia Antiga(Queda vitalismo)

Introdução• Fórmulas Empíricas e Moleculares

1. Antoine Lavoisier (1784) Mostrou a idéia da “Fórmula Empírica” que as substâncias orgânicas eram constituídas principalmente por C, H e O.

2. Entre (1811 e 1831) J Berzelius Desenvolveram métodos quantitativos para determinação de substâncias orgânicas.

Lavoisier Berzelius

Introdução• Fórmulas Empíricas e Moleculares

3. Stanislao Cannizzarro (1860) Mostrou que as hipóteses de Amadeo Avogadro poderiam ser utilizadas para diferenciar fórmulas empíricas de fórmulas moleculares.

SubstânciaSubstância EmpíricaEmpírica MolecularMolecular

etenoeteno CHCH22 CC22HH44

ciclopentaciclopentanono

CHCH22 CC55HH1010

cicloexanocicloexano CHCH22 CC66HH1212

Teoria Estrutural da Química Orgânica

• Entre (1858 e 1861) August Kekulé Mostrou uma das mais importantes teorias da química.

1. Observação: Os átomos dos elementos nas substâncias orgânicas podem formar um número de ligações fixas. Essa habilidade se chama VALÊNCIA.

C

H

H H

H

OH H H Cl

Carbon atoms Oxygen atoms Hydrogen and halogenare tetravalent are divalent atoms are monovalent


2. Observação: Um átomos de C pode utilizar uma ou mais de suas valências para poder formar ligações com outros átomos de C.

Single bond Double bond Triple bond

C

H

H C

H

H

H

H CH C HC C

Carbon-carbon bonds


• Isômeros: Importância das Fórmulas Estruturais

Isomerismo?Isômeros - Compostos diferentes com a mesma fórmula molecular.

Ethyl Alcohol

C2H6O Dimethyl Ether

C2H6O

Boiling point, °Ca 78.5 –24.9

Melting point, °C –117.3 –138

Reaction with sodium Displaces hydrogen No reaction


• A Teoria Estrutural Responde: Os isômeros diferem na CONECTIVIDADE entre os átomos.

Ethyl alcohol Dimethyl ether

C

H

H

O C

H

H

HHC

H

H C

H

H

H

O H

Ethyl alcohol Dimethyl ether


Isômeros CONSTITUCIONAISDiferem na ordem de ligação dos átomos.


• Forma Tetraédrica do Metano

1. Em (1874) J. H. van’t Hoff e Le Bell As 4 LIGAÇÔES do átomos de C do METANO estão arranjadas em um TETRAEDRO REGULAR, e o átomo de C no CENTRO.

Ligações Químicas• Regra do Octeto

1. Em (1916) G. N. Lewis e W Kössel Propuseram que átomos sem a configuração eletrônica de um GÁS NOBRE (8 elétrons na CV) reagem para produzir tal configuração formando as LIGAÇÔES.

Ligações Químicas2. Tipos de Ligações Principais:

A. Ligação Iônica (ou Eletrovalente) É uma FORÇA ATRATIVA entre ÍONS com cargas de sinais opostos. Alta de eletrenegatividade.

ELETRONEGATIVIDADE

Mede a HABILIDADE de uma átomo em ATRAIR elétrons.

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

Increasing electronegativity

Li Be B C N O F

Electronegativities of Some of Elements

Ligações Químicas Exemplo: Reação entre Lítio e Flúor.

Li F+ F+Li+

Li + F••••

•• ••

••••

Li+ •• ••Li+ F

electron transfer He configuration ionic bondNe configuration

F

Lítio (Li) Flúor (F)metal não-metalbaixa eletronegatividade alta eletronegatividadeperde elétron Estado de < E ganha elétron forma cátion (Li+) He forma ânion (F-) Ne

Ligações Químicas Características das Substâncias Iônicas

Fluoreto de Lítio (LiF)•Sólido cristalino•Alto PF•Polares•Bem solvatados por solventes polares (água)•Em solução conduzem corrente elétrica

Ligações Químicas2. Tipos de Ligações Principais:

B. Ligação Covalente É quando há COMPARTILHAMENTO de elétrons entre os átomos. Baixa de eletronegatividade.

+H H HH2each H shares two electrons

(He configuration)or H HH

+Cl2 or Cl ClClCl ClCl

+H H HH2each H shares two electrons

(He configuration)or H HH

+Cl2 or Cl ClClCl ClCl

FORMAÇÃO DE MOLÈCULAS (Cl2)Cloro (Cl) mesma eletronegatividadecompartilha elétron ânions (Cl-) Ne (Estado de < E)

Ligações Químicas Observações: Ligações Covalentes.

Configuração de um GÁS NOBREEstado de < E

REPRESENTAÇÃO DAS MOLÉCULAS

Fórmulas de PONTOS DE ELÉTRONS;

Fórmulas de TRAÇOS.

or

methane

C

H

H H

H

H C

H

H

H

N NN N or

N2

Ligações Químicas Características das Substâncias Moleculares

Cloro (Cl2)•Gás, líquido ou sólido•PF variável•Polares ou apolares•Bem solvatados por solventes polares e apolares

Estruturas de Lewis• Escrevendo as Estruturas de Lewis. (exemplos pg. 7 e 8 e exercício. pg. 10)

1. Escrever as estruturas das moléculas mostrando os elétrons de

valência (elétrons da camada mais externa);

2. Todos os átomos da molécula devem ter o número de elétrons CV

(respeitando a regra do octeto para o gás nobre do seu período na

tabela periódica);

3. O número de elétrons de valência de um átomo é igual ao número do

grupo que pertence o átomo na tabela periódica;

4. Se a estrutura é um íon, adicionamos ou subtraímos elétrons;

5. Cada par de elétrons compartilhados pode ser representado por

traços.

Estruturas de Lewis• Escrevendo as Estruturas de Lewis.

Carga Formal• Atribuição de unidades de carga positiva ou negativa para certos átomos

na moléculas ou íons.

• É um método de contagem para as cargas elétricas, pois a SOMA de todas as cargas formais é igual ao total da carga na molécula ou no íon.

Ácido acético

Carga Formal• Calculando as Cargas Formais

1. A carga formal para um átomo é igual a DIFERENÇA entre número de elétrons de valência no seu estado LIVRE e a METADE número de elétrons de valência no seu estado LIGADO

H: EVL = 1 CF = 1 - 1 = 0EV = 1

N: EVL = 5 CF = 5 – 4 = +1EV = 4

CFT = 4 (0) + 1 = +1

Carga Formal• Calculando as Cargas Formais

H: EVL = 1 CF = 1 - 1 = 0EV = 1

O: EVL = 6 CF = 6 – 6 = 0EV = 6

CFT = 2 (0) + 0 = 0

H: EVL = 1 CF = 1 - 1 = 0EV = 1

C: EVL = 4 CF = 4 – 4 = 0EV = 4

CFT = 4 (0) + 0 = 0

Carga Formal• Calculando as Cargas Formais (exercício. pg. 11 e 12)

C

O

O O

2O: EVL = 6 CF = 6 - 6 = 0

EV = 6

O: EVL = 6 CF = 6 – 7 = -1EV = -7

C: EVL = 4 CF = 4 – 4 = 0EV = 4

CFT = 2 (-1) + 0 + 0 = -2

Carga Formal• As estruturas de Lewis e a carga formal auxiliam na CONSTRUÇÃO da

estrutura molecular correta.

• Exemplo do ácido nítrico (HNO3).

• Fórmula molecular correta: HONO2

Exceções à Regra do Octeto

• Em teoria somente os elementos do 2º PERÍODO podem ter no MÁXIMO 4 LIGAÇÕES.


•Os elementos do 2º PERÍODO só possuem orbitais s e p.


• Distribuição Eletrônica dos elementos do 2º PERÍODO.

Li (3) 1s², 2s¹ Be (4) 1s², 2s²B (5) 1s², 2s², 2p1

C (6) 1s², 2s², 2p²N (7) 1s², 2s², 2p³O (8) 1s², 2s², 2p4

F (9) 1s², 2s², 2p5


• Exemplo do trifluoreto de boro (BF3).

Algumas moléculas muito reativas possuem átomos com MENOS de 8 na CV.


• A partir do 3º PERÍODO os elementos podem ter MAIS de 4 LIGAÇÕES.


•Os elementos a partir do 3º PERÍODO possuem orbitais s, p e d.


• Distribuição Eletrônica de alguns elementos do 3º PERÍODO.

P (15)1s², 2s², 2p6, 3s2, 3d3

S (16)1s², 2s², 2p6, 3s2, 3d4


• Distribuição Eletrônica de alguns elementos do 3º PERÍODO.

P (15)1s², 2s², 2p6, 3s2, 3d3

S (16)1s², 2s², 2p6, 3s2, 3d4


• Exemplo do PCl5 e SF6.

Algumas moléculas com átomos que possuem orbitais d possuem MAIS de 8 na CV.

Ressonância ou Efeito Mesomérico

• Problema: Estruturas Lewis Localização ARTIFICIAL de elétrons.

• Exemplo do Íon Carbonato (CO3-)

3 estruturas de Lewis EQUIVALENTES.

• Cargas formais IGUAIS para os mesmo átomos das diferentes estruturas.

C

O

O OC

O

O

OC

O O

O

1 2 3


• Características:

• 1a: Cada átomo - configuração de GÁS NOBRE.

• 2a: Converter uma estrutura para a outra apenas TROCANDO as posições dos elétrons.

••

••••

••••

1 2

becomes becomes

3

CO

O

O

CO O

O

C

O

O O


Estudos de raios X:

−Todas as ligações C-O do íon carbonato têm o mesmo comprimento: 1,28 Å;

−Ligações C-O: mais curtas do que ligações C-O simples (1,43 Å);

−Ligações C-O: mais compridas do que ligações C=O duplas (1,20 Å);

A calculated electrostatic potential map for carbonate dianion:


• NENHUMA da estruturas abaixo está CORRETA.

• Separadas NENHUMA delas fornece dados IMPORTANTES sobre o carbonato.

••

••••

••••

1 2

becomes becomes

3

CO

O

O

CO O

O

C

O

O O


Então como podemos representar o carbonato?

TEORIA DA RESSONÂNCIA

Teoria da Ressonância

A teoria afirma que:

Sempre que uma molécula / um íon puder ser representado por duas ou mais estruturas de Lewis que diferem apenas nas posições dos elétrons:


E conclui que:

1. Nenhum dos contribuintes de ressonância será uma representação correta para a molécula ou íon.

2. Representação da molécula por um híbrido (média) dessas estruturas.

3. As estruturas de ressonância não são estruturas para a molécula / o íon real; só existem em teoria.

C

O2/3

2/3 O O2/3 C

O

O OC

O

O

OC

O O

O

1 2 3


Sendo assim:

1. Nenhum dos contribuintes de ressonância pode ser isolado.

2. Nenhum contribuintes de ressonância representa adequadamente a molécula ou íon.

3. Na teoria de ressonância consideramos o íon carbonato, que é, uma espécie química real, como tendo uma estrutura que é um HÍBRIDO das 3 estruturas de ressonância hipotéticas.


Híbrido de Ressonância do Benzeno


Resumo das Regras de Ressonância

1. As estruturas de ressonância existem apenas em teoria;

2. Ao escrever as estruturas de ressonância só nos é permitido mover elétrons ( não é permitido mover átomos);



3. Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis apropriadas;



4. A energia da molécula real é mais baixa do que a energia que pode ser prevista para qualquer estrutura contribuinte;

5. Estruturas de Ressonância equivalentes contribuem igualmente para o híbrido e um sistema descrito por elas tem uma energia de estabilização grande;



6. Quanto mais estável uma estrutura (quando analisada isoladamente), maior é a contribuição para o híbrido;

a) Separação de carga diminui a estabilidade da estrutura de ressonância (menor contribuição para o híbrido);



b) As estruturas nas quais todos os átomos têm um nível de valência de elétrons completo (gás nobre) são especialmente estáveis e contribuem muito para o híbrido;



c) Os contribuintes de ressonância com carga negativa em átomos altamente eletronegativos são mais estáveis do que aqueles com carga negativa em átomos menos eletronegativos.

Mecânica Quântica

Em 1926 NOVA teoria da estrutura atômica e molecular

Broglie (1923) – Que o é possui PROPRIEDADES de uma ONDA, como as partículas.

Schrödinger(Teoria da MECÂNICA ONDULATÓRIA)

Heisenberg(Teoria da MECÂNICA QUÂNTICA)

Mecânica Quântica

Schrödinger (Teoria da MECÂNICA ONDULATÓRIA)

Que o MOVIMENTO dos elétrons é descrito em termos que levam em consideração a natureza de ONDA do elétrons.

Converteu um cálculo matemático para a ENERGIA de um sistema com 1 PRÓTON e 1 ELÉTRON na expressão chamada EQUAÇÃO DE ONDA.

ÁTOMO DE HIDROGÊNIO

Mecânica Quântica

EQUAÇÃO DE ONDAHE

Possui várias SOLUÇÕES chamadas FUNÇÕES DE ONDA.

química orgânica iv (1)

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