química orgânica teórica 3 ed

Introdução à Química Orgânica Teórica (3a edição)

Nome do Aluno:

Professor: Huita do Couto MatozoEscola Municipal Governador Israel Pinheiro

2010 - 2012

1MATOZO; H. C.

SUMÁRIO Páginas1- História da Química............................................................................................................................ 072- Tabela Periódica dos Elementos........................................................................................................ 07

2-1- Classificação Periódica Moderna.............................................................................................. 073- Ligações................................................................................................................................................ 08

3-1- Ligação Covalente Normal........................................................................................................ 083-2- Ligação Covalente Dativa.......................................................................................................... 08

4- Eletronegatividade, Polaridade e Energia de Ligação..................................................................... 095- História da Química Orgânica............................................................................................................ 10

5-1- Primórdios da Química Orgânica.............................................................................................. 105-2- A Química Orgânica no início do século XIX........................................................................... 10

6- Elemento Carbono.............................................................................................................................. 117- Ligações entre Carbonos..................................................................................................................... 128- Nomenclatura de Compostos Orgânicos Segundo a International Union of Pure and Aplied Chemystry- IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada)........................................... 13

8-1- Introdução.................................................................................................................................... 138-2- Função Hidrocarboneto (CxHy)................................................................................................ 138-3- Fundamentos da Nomenclatura Orgânica................................................................................ 138-4- Principais Funções Orgânicas.................................................................................................... 14

9- Séries dos Compostos Orgânicas ....................................................................................................... 1710- Cálculo para Insaturações................................................................................................................. 1811- Principais Diferenças entre Compostos Orgânicos em relação aos Inorgânicos......................... 1812- Polaridade........................................................................................................................................... 1913- Principais Propriedades Químicas e Físicas dos Compostos Orgânicos....................................... 19

13-1- Propriedades Gerais dos Hidrocarbonetos............................................................................ 1913-1-1- Força de Interação Molecular..................................................................................... 1913-1-2- Pontos de Fusão e Ebulição......................................................................................... 2013-1-3- Fase de Agregação........................................................................................................ 2013-1-4- Densidade...................................................................................................................... 2013-1-5- Solubilidade.................................................................................................................. 2013-1-6- Reatividade................................................................................................................... 2013-1-7- Propriedades Organolépticas...................................................................................... 2013-1-8- Aplicações Práticas...................................................................................................... 20

13-2- Propriedades Gerais dos álcoois (-OH “Cadeia Saturada”)................................................ 2113-2-1- Força de Interação Molecular................................................................................... 2113-2-2- Pontos de Fusão e Ebulição....................................................................................... 2113-2-3- Fase de Agregação...................................................................................................... 2113-2-4- Densidade.................................................................................................................... 2113-2-5- Solubilidade................................................................................................................. 2113-2-6- Reatividade.................................................................................................................. 2113-2-7- Propriedades Organolépticas.................................................................................... 2113-2-8- Aplicações Práticas..................................................................................................... 22

2MATOZO; H. C.

ESCOLA MUNICIPAL GOVERNADOR ISRAEL PINHEIRO DE 1º E 2º GRAUSESCOLA MUNICIPAL GOVERNADOR ISRAEL PINHEIRO DE 1º E 2º GRAUS Rua 37, nº 115, Loanda - João Monlevade - Minas Gerais - CEP: 35.931-026Rua 37, nº 115, Loanda - João Monlevade - Minas Gerais - CEP: 35.931-026

Professor: Huita do Couto MatozoDisciplina: Química Orgânica Teórica 2008-2010

13-3- Propriedades Gerais dos Haletos Orgânicos (-F; -Cl; -Br; -I)............................................ 2213-3-1- Força de Interação Molecular................................................................................... 2213-3-2- Pontos de Fusão e Ebulição....................................................................................... 2213-3-3- Fase de Agregação...................................................................................................... 2213-3-4- Densidade.................................................................................................................... 2213-3-5- Solubilidade................................................................................................................ 2313-3-6- Reatividade................................................................................................................. 2313-3-7- Propriedades Organolépticas.................................................................................... 2313-3-8- Aplicações Práticas.................................................................................................... 23

13-4- Propriedades Gerais dos Fenóis (Ar-OH)............................................................................. 2313-4-1- Força de Interação Molecular................................................................................... 2313-4-2- Pontos de Fusão e Ebulição....................................................................................... 2313-4-3- Fase de Agregação...................................................................................................... 2313-4-4- Densidade.................................................................................................................... 2313-4-5- Solubilidade................................................................................................................ 2313-4-6- Reatividade................................................................................................................. 2413-4-7- Propriedades Organolépticas.................................................................................... 2413-4-8- Aplicações Práticas.................................................................................................... 24

13-5- Propriedades Gerais dos Éteres (C-O-C)............................................................................. 2413-5-1- Força de Interação Molecular.................................................................................. 2413-5-2- Pontos de Fusão e Ebulição...................................................................................... 2413-5-3- Fase de Agregação..................................................................................................... 2413-5-4- Densidade................................................................................................................... 2413-5-5- Solubilidade............................................................................................................... 2413-5-6- Reatividade................................................................................................................ 2413-5-7- Propriedades Organolépticas................................................................................... 2513-5-8- Aplicações Práticas................................................................................................... 25

13-6- Propriedades Gerais dos Éteres (H-C=O)............................................................................ 2513-6-1- Força de Interação Molecular.................................................................................. 2513-6-2- Pontos de Fusão e Ebulição...................................................................................... 2513-6-3- Fase de Agregação..................................................................................................... 2513-6-4- Densidade................................................................................................................... 2513-6-5- Solubilidade............................................................................................................... 2513-6-6- Reatividade................................................................................................................ 2513-6-7- Propriedades Organolépticas................................................................................... 2513-6-8- Aplicações Práticas................................................................................................... 26

13-7- Propriedades Gerais das Cetonas (C=O)............................................................................ 2613-7-1- Força de Interação Molecular.................................................................................. 2613-7-2- Pontos de Fusão e Ebulição...................................................................................... 2613-7-3- Fase de Agregação..................................................................................................... 2613-7-4- Densidade................................................................................................................... 2613-7-5- Solubilidade............................................................................................................... 2613-7-6- Reatividade................................................................................................................ 2613-7-7- Propriedades Organolépticas................................................................................... 2613-7-8- Aplicações Práticas................................................................................................... 26

13-8- Propriedades Gerais dos Ácidos Carboxílicos (HO-C=O)................................................ 2713-8-1- Força de Interação Molecular.................................................................................. 2713-8-2- Pontos de Fusão e Ebulição...................................................................................... 2713-8-3- Fase de Agregação..................................................................................................... 2713-8-4- Densidade................................................................................................................... 2713-8-5- Solubilidade............................................................................................................... 27

3MATOZO; H. C.

13-8-6- Reatividade................................................................................................................ 2713-8-7- Propriedades Organolépticas................................................................................... 2713-8-8- Aplicações Práticas................................................................................................... 27

13-9- Propriedades Gerais dos Ésteres (C-O-C=O).................................................................... 2813-9-1- Força de Interação Molecular.................................................................................. 2813-9-2- Pontos de Fusão e Ebulição...................................................................................... 2813-9-3- Fase de Agregação..................................................................................................... 2813-9-4- Densidade................................................................................................................... 2813-9-5- Solubilidade............................................................................................................... 2813-9-6- Reatividade................................................................................................................ 2813-9-7- Propriedades Organolépticas................................................................................... 2813-9-8- Aplicações Práticas................................................................................................... 28

13-10- Propriedades Gerais dos Sais de Ácidos Carboxílicos (M-O-C=O).............................. 2813-10-1- Força de Interação Molecular................................................................................ 2813-10-2- Pontos de Fusão e Ebulição.................................................................................... 2913-10-3- Fase de Agregação................................................................................................... 2913-10-4- Densidade................................................................................................................. 2913-10-5- Solubilidade............................................................................................................. 2913-10-6- Reatividade.............................................................................................................. 2913-10-7- Propriedades Organolépticas................................................................................. 2913-10-8- Aplicações Práticas................................................................................................. 29

13-11- Propriedades Gerais das Aminas (R-N-R2)..................................................................... 2913-11-1- Força de Interação Molecular................................................................................ 2913-11-2- Pontos de Fusão e Ebulição.................................................................................... 2913-11-3- Fase de Agregação................................................................................................... 2913-11-4- Densidade................................................................................................................. 3013-11-5- Solubilidade............................................................................................................. 3013-11-6- Reatividade.............................................................................................................. 3013-11-7- Propriedades Organolépticas................................................................................. 3013-11-8- Aplicações Práticas................................................................................................. 30

13-12- Propriedades Gerais das Amidas (O=C-N-R2)................................................................ 3013-12-1- Força de Interação Molecular................................................................................ 3013-12-2- Pontos de Fusão e Ebulição.................................................................................... 3013-12-3- Fase de Agregação................................................................................................... 3013-12-4- Densidade................................................................................................................. 3013-12-5- Solubilidade............................................................................................................. 3113-12-6- Reatividade.............................................................................................................. 3113-12-7- Propriedades Organolépticas................................................................................. 3113-12-8- Aplicações Práticas................................................................................................. 31

13-13- Propriedades Gerais dos Nitrocompostos (-NO2)........................................................... 3113-13-1- Força de Interação Molecular................................................................................ 3113-13-2- Pontos de Fusão e Ebulição.................................................................................... 3113-13-3- Fase de Agregação................................................................................................... 3113-13-4- Densidade................................................................................................................. 3113-13-5- Solubilidade............................................................................................................. 3113-13-6- Reatividade.............................................................................................................. 3113-13-7- Propriedades Organolépticas................................................................................. 3113-13-8- Aplicações Práticas................................................................................................. 31

13-14- Propriedades Gerais dos Nitrilos (RN)........................................................................... 3213-14-1- Força de Interação Molecular................................................................................ 3213-14-2- Pontos de Fusão e Ebulição.................................................................................... 32

4MATOZO; H. C.

13-14-3- Fase de Agregação................................................................................................... 3213-14-4- Densidade................................................................................................................. 3213-14-5- Solubilidade............................................................................................................. 3213-14-6- Reatividade.............................................................................................................. 3213-14-7- Propriedades Organolépticas................................................................................. 3213-14-8- Aplicações Práticas................................................................................................. 32

13-15- Propriedades Gerais dos Tioálcoois (-SH)...................................................................... 3213-15-1- Força de Interação Molecular................................................................................ 3213-15-2- Pontos de Fusão e Ebulição.................................................................................... 3213-15-3- Fase de Agregação................................................................................................... 3313-15-4- Densidade................................................................................................................. 3313-15-5- Solubilidade............................................................................................................. 3313-15-6- Reatividade.............................................................................................................. 3313-15-7- Propriedades Organolépticas................................................................................. 3313-15-8- Aplicações Práticas................................................................................................. 33

13-16- Propriedades Gerais dos Tioéteres (-S-)......................................................................... 3313-16-1- Força de Interação Molecular................................................................................ 3313-16-2- Pontos de Fusão e Ebulição.................................................................................... 3313-16-3- Fase de Agregação................................................................................................... 3313-16-4- Densidade................................................................................................................. 3313-16-5- Solubilidade............................................................................................................. 3313-16-6- Reatividade.............................................................................................................. 3313-16-7- Propriedades Organolépticas................................................................................. 3413-16-8- Aplicações Práticas................................................................................................. 34

13-17- Propriedades Gerais dos Compostos de Gringnard (R-MgCl).................................... 3413-17-1- Força de Interação Molecular................................................................................ 3413-17-2- Pontos de Fusão e Ebulição.................................................................................... 3413-17-3- Fase de Agregação................................................................................................... 3413-17-4- Densidade................................................................................................................. 3413-17-5- Solubilidade............................................................................................................. 3413-17-6- Reatividade.............................................................................................................. 3413-17-7- Propriedades Organolépticas................................................................................. 3413-17-8- Aplicações Práticas................................................................................................. 34

14- Isomeria............................................................................................................................................... 3414-1- Hibridização dos Orbitais do Átomo de Carbono.................................................................. 3514-2- Isomeria Plana: Mesma Fórmula Molecular, Compostos Diferentes.................................. 36

14-2-1- Isomeria de Cadeia....................................................................................................... 3614-2-2- Isomeria de Compensação ou Metameria................................................................... 3614-2-3- Isomeria de Função....................................................................................................... 3614-2-4- Isomeria de Posição....................................................................................................... 3614-2-5- Dinâmica ou Tautometria............................................................................................ 3714-2-6- Isomeria Espacial.......................................................................................................... 37

14-2-6-1- Isomeria Geométrica Cis-Trans................................................................... 3714-2-6-2- Isomeria Óptica............................................................................................. 38

14-2-6-2-1- Estereoquímica: representações de Newman.......................... 4015- Classificações das Reações Orgânicas.............................................................................................. 41

15-1- Reações de Combustão............................................................................................................ 4215-1-1- Combustão Completa................................................................................................... 4215-1-2- Combustão Incompleta, com Formação de Monóxido de Carbono........................ 4215-1-3- Combustão Incompleta, com Formação de Carbono (fuligem)............................... 42

15-2- Reações de substituição........................................................................................................... 42

5MATOZO; H. C.

15-2-1- Dirigência de Substituição em Aromáticos............................................................... 4315-3- Reações de Adição.................................................................................................................... 4415-4- Reações de Eliminação............................................................................................................ 4515-5- Reações de Transferência de Prótons.................................................................................... 4515-6- Reações de Rearranjo............................................................................................................. 4515-7- Reações de Oxirredução......................................................................................................... 45

16- Classificação dos Reagentes.............................................................................................................. 4616-1- Reagente Nucleófilo................................................................................................................... 4616-2- Reagente Eletrófilo................................................................................................................... 4616-3- Radical Livre............................................................................................................................. 46

17- Mecanismos de Reações..................................................................................................................... 4717-1- Adição Eletrofílica..................................................................................................................... 4717-2- Adição Nucleofílica.................................................................................................................... 4717-3- Substituição por Radicais Livres............................................................................................. 4817-4- Substituição Nucleofílica........................................................................................................... 4817-5- Substituição Eletrofílica............................................................................................................ 4917-6- Reação de Eliminação............................................................................................................... 4917-7- Reação de Desidratação............................................................................................................ 50

18- Resumo de Reações Orgânicas Básicas............................................................................................ 5319- Regra de Markowinikoff................................................................................................................... 5420- Regra de Karash................................................................................................................................ 5421- Determinação de Fórmula Percentual............................................................................................. 5422- Determinação da Energia de Ligação.............................................................................................. 5523- Atividades........................................................................................................................................... 5624- Referências Bibliográficas................................................................................................................. 69

6MATOZO; H. C.

1- HISTÓRIA DA QUÍMICA Se compararmos os milhões de anos que sabemos existir vida humana na Terra com a curiosidade de saber do que é constituída a matéria, chegaremos à conclusão de que esta preocupação é muito recente. Provavelmente os primeiros a se preocuparem em especular sobre a constituição da matéria foram os gregos, há pouco mais de 2.400 anos.

O homem pré-histórico, por tentativas e erros, descobriu como lascar a pedra como construir armas e algo muito importante na história da matéria - o fogo - através do atrito entre pedaços de madeira.

Na história da química, foram também importantes, as descobertas de alguns metais, milhares de anos antes de Cristo. O ouro, que deve ter sido encontrado na forma de pepitas, o cobre, talvez livre ou chamando a atenção por sua cor quando alguma fogueira foi produzida em local onde havia o seu minério. De qualquer forma, aproximadamente 3000 a.C. o ser humano conhecia o chumbo, o cobre, o bronze (obtido da fusão do estanho com o cobre). O ferro, talvez conhecido através da queda de meteoritos, já era utilizado pelo hititas, 1500 a.C. Enfim, as civilizações antigas desenvolveram a metalurgia e obtiveram o vinho, a cerveja, o vidro e uma série de outros materiais, sem se preocupar por que tais fenômenos ocorriam.

Uma reflexão sobre a História da Química, ou mesmo sobre a História Geral, deveria nos levar a conclusão de que nossos antecessores não erraram. Apenas construíram, passo a passo, os fundamentos do conhecimento atual. Por outro lado, se tivermos a pretensão de sermos proprietários da verdade, em absolutamente nada estaremos contribuindo com o conhecimento futuro. Pense nisto e ouse questionar o que aprendemos e ensinamos. A Ciência Química poderá ser eternamente grata a você por isto!!!

Apresento um pouco sobre a tabela periódica, ligações, eletronegatividade, polaridade, energia de ligação (entalpia de ligação) e em seguida a Química Orgânica.

2- TABELA DOS ELEMENTOSTabela 2-1 Elementos químicos

11A

22A

33B

44B

55B

66B

77B

88B

98B

108B

111B

122B

133A

144A

155A

166A

177A

188A

H @ H @ He

Li Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba # La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Fr Ra *Ac Rf Db Jl Rf Bh Hn Mt Uun Uuu Unb Unt Unq Unh Uns Uno

# La Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

*Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Ce Fm Md No Lr H@ : Pode localizar-se nos dois grupos 1A (1) e 7A (17), no grupo 1, porque apresenta um elétron no nível mais externo. No grupo 17, porque necessita de um elétron para atingir uma configuração eletrônica estável de gás raro.

2-1- CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA MODERNAA tabela periódica atual é constituída por:

– Sete Períodos (Horizontais): onde o período indica quantos níveis de energia o átomo do elemento

7MATOZO; H. C.

apresenta em sua configuração eletrônica.

– Dezoito colunas, Grupos ou Famílias (Verticais): onde o grupo indica o elétron de diferenciação do átomo do elemento, ou seja, o elétron de maior energia.

Elementos representativos: são os elementos dos grupos lA (1) a 8A (18).Grupo lA ( 1) = família dos metais alcalinosGrupo 2A ( 2) = família dos metais alcalinos-terrososGrupo 3A (13) = família do boroGrupo 4A (14) = família do carbonoGrupo 5A (15) = família do nitrogênioGrupo 6A (16) = família dos cacogenios Grupo 7A (17) = família dos halogêniosGrupo 8A (18) = família dos gases raros

Nos elementos representativos, o elétron de diferenciação localiza-se num subnível s (1A e 2A) ou p (3A a 8A) e o número de elétrons da camada de valência indica o grupo do elemento.

Elementos de Transição: são os elementos dos grupos 3B (3) a 2B (12). Nos elementos de transição, o elétron de diferenciação localiza-se no subnível d. A soma dos elétrons do subnível d aos elétrons da camada de valência indica o grupo desses elementos. Os elementos dos grupos lB e 2B apresentam o subnível d totalmente preenchido e 1 e 2 elétrons na camada de valência, respectivamente.

Elementos de Transição Interna: elementos pertencentes à série dos lantanídeos (6º período) e actinídeos (7º período). Nos elementos de transição interna, o elétron de diferenciação localiza-se no subnível f. São considerados pertencentes ao grupo 3B (3).

3-LIGAÇÕES

3-1- LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL

Há um compartilhamento de elétrons entre os átomos, que possuem tendência de ganhar elétrons. Cada ligação covalente normal é constituída por um par de elétrons, um de cada átomo. Fórmula estrutural: representa as ligações covalentes através de um traço. Fórmula molecular: indica o número de átomos de um elemento em um composto através de um índice.

Exemplo: as ligações da água 1 H –1s1 : precisa ganhar 1 elétron8 O –1s2 2s2 2p4 : precisa ganhar 2 elétrons

3-2- LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA

Há um compartilhamento de elétrons entre os átomos, que possuem tendência de ganhar elétrons. Cada ligação covalente dativa é constituída por um par de elétrons, ambos de um único átomo.

8MATOZO; H. C.

Exemplo: as ligações do dióxido de enxofre 16 S – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 : precisa ganhar 2 elétrons 8 O –1s2 2s2 2p4 : precisa ganhar 2 elétrons

4- ELETRONEGATIVIDADE, POLARIDADE E ENERGIA DE LIGAÇÃO

Numa ligação covalente, o par eletrônico é compartilhado entre dois átomos. Isto significa que o par é atraído simultaneamente para o núcleo de ambos os átomos, resultando numa competição pelos elétrons.

A atração exercida por um átomo sobre o par de elétrons na sua camada de valência depende da carga nuclear efetiva (a carga nuclear menos o efeito de blindagem das camadas internas) e da distância entre os núcleos e a camada de valência. Esta atração é medida por uma quantidade chamada eletronegatividade, que é definida como a tendência relativa de um átomo em atrair o par de elétrons da ligação. Quando os átomos ligados por covalência são idênticos não há diferença de eletronegatividade, portanto, ambos os átomos atraem o par eletrônico com a mesma intensidade. Nesse caso, dizemos que a ligação é covalente não-polar. Se houver diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a ligação será covalente polar, pois o par eletrônico estará distribuído assimetricamente, mais próximo do átomo mais eletronegativo.

O conceito de polaridade também é útil para descrevermos moléculas que exibem uma separação parcial de cargas. Uma molécula não-polar é aquela em que a posição média de todas as cargas positivas coincide com a posição média de todas as cargas negativas. Numa molécula polar existe uma separação de cargas, ou seja, os dois centros de carga não coincidem. Tomemos como primeiro exemplo, a molécula de hidrogênio (H - H): os centros de carga positiva são os dois núcleos. O par eletrônico compartilhado está igualmente distante de ambos, ou seja, se traçarmos um plano que divida a molécula exatamente ao meio, teremos duas metades com um núcleo e um elétron. Isso significa que entre os dois átomos de hidrogênio não existe diferença de eletronegatividade, portanto, o par eletrônico é igualmente atraído pelos dois átomos. A molécula é apolar.

A situação é diferente na molécula de cloreto de hidrogênio (H - Cl): agora os centros de carga não coincidem. O centro de cargas negativas se encontra mais próximo do átomo de cloro, que é mais eletronegativo. Se traçarmos um plano que divida a molécula exatamente ao meio, teremos duas metades diferentes. Uma com o núcleo do hidrogênio e outra com o núcleo do cloro e com o par eletrônico compartilhado. Isso significa que, apesar da molécula ser eletricamente neutra, existe um pólo positivo e um pólo negativo. Dizemos que a molécula é polar, ou um dipolo.

A polaridade de uma molécula diatômica depende exclusivamente da polaridade de sua ligação. No entanto, em moléculas poliatômicas é preciso levar em conta não só a polaridade de suas ligações, mas também a sua geometria. Consideremos, por exemplo, a molécula de dióxido de carbono (O=C=O): pelo método VSPER podemos predizer que a molécula é linear. (O número estérico do carbono é 2 e não há pares isolados). Entretanto, apesar de todas as ligações carbono-oxigênio serem polares, o CO2 é uma molécula apolar. Isto se deve ao fato do deslocamento da carga eletrônica (em direção ao átomo mais eletronegativo) em uma ligação ser exatamente compensada pelo correspondente deslocamento na outra ligação. Trata-se de uma simples observação da resultante entre vetores. Nestes casos, dizemos que o momento dipolar da molécula é zero. Nas moléculas polares o momento dipolar é diferente de zero.Para identificar se uma molécula é polar ou apolar, pode-se utilizar de uma regra prática: Se o número de pares eletrônicos ao redor do átomo central (incluindo os ligantes) for igual ao número de átomos iguais ligados a ele, a molécula será apolar. Caso estes números não coincidam, a molécula será polar. (As ligações dativas, duplas e triplas devem ser contadas como apenas um par eletrônico). Veja alguns exemplos:

9MATOZO; H. C.

]Quadro 4-1 Polaridade de alguns compostosCCl4 4 pares eletrônicos e 4 átomos iguais apolarCHCl3 4 pares eletrônicos e 3 átomos iguais polarSO3 3 pares eletrônicos e 3 átomos iguais apolarHCN 2 pares eletrônicos e 0 átomos iguais polarBF3 3 pares eletrônicos e 3 átomos iguais apolar H2O 4 pares eletrônicos e 2 átomos iguais polarNH3 4 pares eletrônicos e 3 átomos iguais polar

OBS: Toda substância simples é apolar.

A força de uma ligação química é medida pela energia necessária para rompê-la. Uma ligação forte apresenta uma energia de ligação alta. Essa energia é geralmente positiva e é expressa em kJ/mol, ou seja, a energia necessária para a dissociação de um mol de ligações. Apesar dos esforços, é muito difícil medir a energia de ligação de moléculas com mais de dois átomos. Além da dificuldade de se obter dados exatos, a força de ligação entre dois átomos é influenciada pelos outros átomos que estão ligados a eles. Assim, uma energia de ligação média é obtida tirando-se a média das energias de ligação feitas com compostos diferentes que contêm a ligação em questão.

5- HISTÓRIA DA QUÍMICA ORGÂNICA

5-1-Primórdios da Química Orgânica

A primeira separação da Química inorgânica e orgânica ocorreu por volta de 1777 e foi proposta pelo químico alemão Torben Olof Bergman (1735-1784) .

No início do século XIX químicos concordavam que as propriedades de substâncias dependiam da composição dos "átomos compostos" (moléculas), mas nada se sabia ainda sobre moléculas; este conhecimento foi adquirido ao longo de meio século de confusões, amarguras e até tragédias para se provar que:

a) moléculas consistem de arranjos de átomos num modo definido;

b) propriedades de uma substância dependem não somente do tipo e número de átomos presentes, mas também do modo que os átomos estão arranjados na molécula.

5-2- A Química Orgânica no início do século XIX

Estado relativamente primitivo: não se sabia definir claramente como as substâncias orgânicas diferiam das inorgânicas; era bem menos desenvolvida que a química dos metais e dos elementos mais comuns (enxofre, fósforo e nitrogênio).

Basicamente química de produtos naturais, dividida em Química Vegetal e Química Animal.

Compostos orgânicos vegetais: açúcar, ácidos, goma, índigo, princípio azedo, princípio extrativo, tanino, cânfora, borracha de apagar etc.

Compostos orgânicos animais*: gelatina, albumina, fibrina, uréia, sangue, bílis, saliva, urina etc.

10MATOZO; H. C.

Sabia-se que compostos orgânicos continham carbono e hidrogênio. As vezes oxigênio, nitrogênio e enxofre, como componentes essenciais; mas a capacidade de purificá-los, cristalizá-los e analisá-los ainda era muito primitiva (por encontrar dificuldades analíticas, Berzelius afirma, erroneamente, em 1811, que as substâncias orgânicas não obedecem à lei das proporções definidas!)

Wöhler, já em 1835: "para mim, a Química Orgânica parece uma floresta dos trópicos, repleta das coisas mais notáveis"; a exploração desta floresta e a limpeza da vegetação rasteira foram tarefa iniciada na primeira metade do século XIX. As descobertas alterariam todo o aspecto da Química.

VITALISMO: crença de que compostos orgânicos eram produzidos com a intermediação de uma força vital, presente somente em plantas e animais. Assim, não podiam, portanto, ser sintetizados no laboratório (só podiam ser convertidos em outros compostos, como nas cervejarias, vinícolas etc.).

O VITALISMO é seriamente questionado pela obtenção de uréia, por Wöhler, em 1828, a partir de cianato de prata e cloreto de amônio ou cianato de chumbo e hidróxido de amônio; mas só passa a ser abandonado à medida que o conhecimento sobre substâncias orgânicas e suas sínteses foi se acumulando (síntese do ácido acético, Kolbe, 1844; sínteses de Berthelot, anos 1850).

Então, com a síntese da uréia, Wöhler deu ínicio a um grande campo de pesquisa, o das sínteses orgânicas.

6- ELEMENTO CARBONO

Defini-se, tradicionalmente a Química Orgânica como sendo o ramo da Química que se ocupa dos compostos de carbono, de maneira geral.

Há tantos compostos orgânicos naturais e sintéticos, que estes foram classificados em funções; a classificação em funções orgânicas é feita de acordo com a estrutura molecular e o comportamento químico dos compostos.

O elemento químico carbono (C) tem número atômico igual a 6; raio atômico 0,77A; eletronegatividade 2,5; estados de oxidação -4 a +4. Em geral, o primeiro elemento de um grupo difere dos demais, por causa de sue menor tamanho, maior eletronegatividade e a inexistência de orbital d. O Carbono difere dos demais elementos deste grupo por limitar-se um número de coordenação quatro (por causa da inexistência de orbitais d no segundo nível) na capacidade única de formar ligações múltiplas, tais como e na acentuada tendência de formar cadeias. A capacidade de formar cadeias está relacionada com a energia de ligação.

C Z=6 1s2 2s2 2p2 estado fundamental

Figura 6-1- Diagrama de Energia (s2 p6d10 f14 )

11MATOZO; H. C.

Suas ligações com outros átomos são covalentes. Utiliza-se em Química Orgânica as fórmulas estruturais de preferência as fórmulas moleculares. As fórmulas estruturais planas baseiam-se nos postulados estabelecidos por August Kekulé em 1858:

Primeiro: Os átomos de carbono são tetravalentes.

Segundo: As quatro valências se equivalem.

Terceiro: Os átomos de carbono podem ligar-se entre si formando as cadeias carbônicas

Chamamos de cadeia a uma sucessão de átomos ligados entre-si.Examinemos as seguintes fórmulas estruturais planas,observando as valências e a formação das cadeias:

Metano Etano Eteno Etino

7- LIGAÇÕES ENTRE CARBONOS

As ligações entre átomos de carbono podem ser:

a)Simples (hibridação sp3) quando dois átomos se ligam por apenas uma unidade de valência; exemplo:

Etano ou simplificada Etano H3C - CH3

b)Dupla (hibridaçãosp2 )quando dois átomos se ligam por duas unidades de valência; exemplo:

Eteno ou simplificada Eteno

c)Tripla (hibridação sp)quando dois átomos se ligam por três unidades de valência; exemplo: Etino ou simplificada Etino

12MATOZO; H. C.

C

H

H

HH C

H

H

H C

H

H

H C CH H

H C C HH

C

H

H

H C

H

H

H

HC CHC C HH

H2C CH2

C CH H

H

8- NOMENCLATURA DE COMPOSTOS ORGÂNICOS SEGUNDO A INTERNATIONAL UNION OF PURE AND APLIED CHEMYSTRY (UNIÃO INTERNACIONAL DE QUÍMICA

PURA E APLICADA)

8-1- INTRODUÇÃO

Função Orgânica: é um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes (propriedades funcionais)

Grupo funcional: é o átomo ou grupo de átomos responsável(eis) pelas propriedades químicas dos compostos pertencentes a uma determinada função química.

A nomenclatura orgânica oficial começou a ser criada em 1892 em um congresso internacional em Genebra, após várias reuniões surgiu a nomenclatura IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada).

A nomenclatura IUPAC obedece aos seguintes princípios:

1) Cada composto tenha um único nome que o distinga dos demais;

2) Dada a fórmula estrutural de um composto, seja possível elaborar seu nome, e vice-versa.

Obs.: Apesar de a nomenclatura IUPAC ser a oficial, existem outros tipos de nomenclatura como por exemplo a nomenclatura usual.

8-2- FUNÇÃO HIDROCARBONETO (CxHy)

Os compostos pertencentes a esta função são constituídos exclusivamente por carbono e hidrogênio, portanto possuem fórmula geral: CxHy.

Os hidrocarbonetos são muito importantes porque formam o "esqueleto" das demais funções orgânicas.

Os Hidrocarbonetos estão divididos em várias classes, dentre as quais merecem destaque os alcanos, alcenos (alquenos), alcinos (alquinos), alcadienos, cicloalcanos, cicloalcenos e os hidrocarbonetos aromáticos.

8-3- FUNDAMENTOS DA NOMENCLATURA ORGÂNICA

PREFIXO + AFIXO + SUFIXO

Prefixo: indica o número de átomos de carbono pertencentes a cadeia principal.1C = met 6C = hex 11C = undec2C = et 7C = hept 12C = dodec3C = prop 8C = oct 13C = tridec4C = but 9C = non 15C = pentadec5C = pent 10C = dec 20C = eicos

Afixo ou infixo: indica o tipo de ligação entre os carbonos:

13MATOZO; H. C.

todas simples = an duas duplas = dienuma dupla = en três duplas = trienuma tripla = in duas triplas = diinSufixo: indica a funçãoHidrocarboneto terminação o

Tabela 8-3-1: Classes dos Hidrocarbonetos

CLASSE TIPO DE CADEIA CARBONICA Exemplo ALCANO ou PARAFINA alifática saturada CH3-CH2-CH2-CH3

butano

ALCENO ou ALQUENO alifática insaturada CH3-CH=CH-CH3

but-2-eno

ALCENO ou ALQUENO ou OLEFINA

com uma ligação dupla H2C=CH-CH2-CH3

but-1-eno

ALCADIENO alifática insaturada H2C=C=CH-CH3

but-1,2-dieno

DIOLEFINA com duas ligações duplas H2C=CHCH=CH2

but-1,3-dieno

ALCINO alifática insaturada H3C-C≡ C-CH3

but-2-ino

ALCENINO ou ALQUENINO alifática insaturada etenínica com uma dupla e uma tripla lagação

H3C=CH-C≡ C-Hbut-1-en-3-ino

CICLOALCANO ou CICLANO ou CICLOPARAFINA

alicíclica saturada

ciclobutano

ARENO ou HIDROCARBONETO AROMÁTICO

cadeia aromática Benzeno

8-4- FUNÇÕES ORGÂNICAS

Tabela 8-4-1: Principais Funções Orgânicas e Nomenclatura utilizada pela IUPACFunção Orgânica Fórmula Geral Nomenclatura

IUPAC 2001 Química Nova

Exemplos

ÁLCOOL

(OH ligado a C saturado)

(Nome do grupo orgânico) onde localiza a hidroxila ou oxidrila + ol

propan-1-olálcool propílico ( Usual)

14MATOZO; H. C.

CH2CH2CH3HORHO

H2C CH2

CH2H2C

Função Orgânica Fórmula Geral Nomenclatura IUPAC 2001 Química Nova

Exemplos

ENOL Nome do grupo orgânico) onde localiza a ligação dupla + infixo + localização da hidroxila ou oxidrila + ol

Etenol

FENOL Nome e do grupo orgânico + fenol ou Nome do grupo -OH + hidróxi + nome do aromático

OH

benzenolFenol ou hidróxibenzeno(Aceito pela IUPAC)

ÉTER (Nome da cadeia mais simples) + oxi + (Nome da cadeia mais complexa) metóxietano

éter etílico e metílico (ordem alfabética) ou éter metiletílico ( Usual)

ALDEÍDO (Prefixo + infixo - a letra o) + al

..... propanal

CETONA

.

(Prefixo + infixo - a letra o) onde localiza a carbonila + ona

.propanona cetona dimetílica ou dimetilcetona ( Usual)

ÁCIDO CARBOXÍLICO

.

ácido + (Nome do grupo orgânico) + óico

..

ácido propanóicoácido propiônico (usual)

SAIS DE ÁCIDOS CARBOXÍLICO

M=Cátion

(Nome do grupo orgânico) + oato + de + (nome do cátion)

etanoato de sódio

15MATOZO; H. C.

R

OH

H2C

OH

ArHO

O R2R1O CH2CH3H3C

C

O

R1 H

C

O

H3CH2C H

C

O

R1 R2CH3CCH3

O

C

O

R OH

R

O

O

MH3C

ONa

O

C

O

H3CH2C OH


Exemplos

ÉSTER

...

. (Nome do grupo orgânico1 menos ácido e óico) + ato + (Nome do grupo orgânico 2)

propanoato de metilaacetato de metila (usual)

AMINA(primária)

(primária)

(Nome do grupo orgânico) + amina............

......propilamina

AMINA(secundária)

(secundária)

(Nome do grupo orgânico mais simples, em seguida o grupo orgânico mais complexo) + amina

..............metiletilamina

AMINA(terciária)

(terciária)

(Nome do grupo orgânico mais simples em seguida o 2 o grupo orgânico e por último o grupo orgânico mais complexo) + amina

.........

metiletilpropilamina

Amida (Nome do grupo orgânico) + amida

propanamida

Amida N + nome do grupo orgânico ou N,N + nome dos grupos orgânicos + prefixo + infixo + amida

N,N-etil-metil-3-etil-4-metil-hexanamida

NITROCOMPOSTO Nitro + (nome do grupo orgânico) nitrometano

NITRILOR-C≡ N (Nome do grupo orgânico)

+ nitrilo(a) propanonitrilo(a)

16MATOZO; H. C.

C

O

R1 O R2

N

H

R1 H

N

CH3

H3CH2C H

N

R2

R1 R3

N

CH3

H3CH2CH2C CH2CH3

C

O

NH2H3CH2C

C

O

NR

R

R

C

O

NH3CH2CHCHCH2C

CH3

CH2CH3

H3C

H3CH2C

H3C NO2

N

H

H3CH2CH2C H

C

O

H3CH2C O CH3

R NO2

C

O

NH2R

N

R2

R1 H

H2C C NH3C


Exemplos

HALETO ORGÂNICO

R-X(onde X é: F, Cl, Br, I)

Haleto + (Nome do grupo orgânico)

1-cloropropano

ORGÂNICOMETÁLICO M= Metal

(Nome do halogênio + de + grupo orgânico + il) + metal Cloreto de metilmagnésio

SULFETO Nome do grupo orgânico mais simples + il + tio grupo orgânico mais complexo + o

Metil-tioetano ou sulfeto de metila e etila

ÁCIDO SULFÔNICO Ácido + (Nome do grupo orgânico) + sulfônico Ácido etanossulfônico

TIOÁLCOOL (Nome do grupo orgânico) + o (em alguns casos) + tiol

Etanotiol

propan-2-tiolSAIS DE AMÔNIO QUARTENÁRIO

(Nome do ânion + de + nome dos substituintes + amônio)

Cloreto de nonadecil-trimetilamônio

ANIDRIDO Anidrido + (Nome do grupo orgânico mais simples + grupo orgânico mais complexo )

Anidrido etanóico e propanóico

Observação: Quando o composto apresentar duas ou mais funções diferentes, deve-se escolher uma função principal de acordo com a preferência: ácido – amida – aldeído – cetona – álcool – amina – éter – haleto. As demais funções serão consideradas secundárias, ou seja, apenas como ramificações da cadeia onde está a função principal.

9- SÉRIES DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS

Em Química Inorgânica, temos, por exemplo, a função sal a função ácida, etc. E na Química Orgânica, temos as funções hidrocarboneto, aldeído, álcool, etc.

17MATOZO; H. C.

R M H3C MgCl

R1 S R2 H3C S CH2CH3

R SO3H H3CH2C SO3H

R S H

CH3CHCH3

SH

H3CH2C S H

N

C

CC

C

N

CH2

CH3H3C

CH3

18H3C

Cl

R1

O

O

R2

O

H3CH2C C

O

O

CH3C

O

H2C

H2C ClH3C

Denomina-se grupo funcional um agrupamento atômico particular que identifica a função. É o responsável pelas propriedades Químicas comuns aos diversos compostos pertencentes à função considerada.

Série Homóloga: É um conjunto de compostos orgânicos (homólogos), pertencente à mesma função química, e cujas fórmulas moleculares diferem entre si por um número inteiro de grupos CH2. O grupo CH2 é chamado de razão de homologia.

Geralmente são dispostas em ordem decrescente de suas massas moleculares. Exemplos:a) CH4 , C2H6 , C3H8 ... CnH2n + 2 . Hidrocarbonetos acíclicos saturados.b) C2H4 , C3H6 , C4H8 ... CnH2n . Hidrocarbonetos acíclicos insaturados.c) C2H2 , C3H4, C4H6 ... CnH2n - 2. Hidrocarbonetos acíclicos insaturados.d) H3CCOOH , C2H6 , C3H8 ... CnH2n + 2 . Monoácidos acíclicos saturados.

Generalizando, as propriedades físicas dos homólogos variam gradualmente com a massa molecular. O ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade crescem com o aumento da cadeia carbônica. As propriedades químicas dos homólogos de uma mesma série são semelhantes mas, muitas vezes, o primeiro termo afasta-se dos demais pelas suas propriedades.

Série Isóloga: é um conjunto de compostos orgânicos (isólogos) pertencentes à mesma função química, e cujas fórmulas moleculares diferem por um número inteiro de grupos (H2).

As propriedades físicas dos isólogos são parecidas, pois a massa molecular dos termos pouco difere. Exemplos:

a) Etano; eteno; etino.

Série Heteróloga: é um conjunto de compostos orgânicos (heterólogos) não pertencente à mesma função química, mas que apresentam a mesma cadeia carbônica. Exemplos:

a) Metano; metanol; metanal; ácido metanóico. Benzeno; fenol comum; anilina (C6H5- NH2).

10- CÁLCULO PARA INSATURAÇÕES OU CICLON - I/2 + 1 onde:N= número de carbonoI= número de monovalentesQuando o resultado for 2 poderá ser: 2 ligações duplas ou uma ligação tripla ou um anel com uma ligação dupla.

11- PRINCIPAIS DIFERENÇAS ENTRE COMPOSTOS ORGÂNICOS E INORGÂNICOS

• Composição (C, H, O, N) • Número de compostos • Freqüência do fenômeno de isomeria e polimeria

18MATOZO; H. C.

2 ligações duplas1 ligação tripla1 anel com uma ligação dupla

• Natureza dos compostos • PF e PE • Condutividade elétrica • Solubilidade • Resistência ao aquecimento (sem decomposição) • Inflamabilidade dos compostos

12- POLARIDADE DAS MOLÉCULASDevido à diferença de electronegatividade dos átomos envolvidos numa ligação a nuvem eletrônica estará deslocada em direção do átomo mais eletronegativo. O centro da carga negativa na ligação não corresponderá portanto com o centro de carga positiva (que é praticamente igual ao centro de gravidade da ligação, no caso da maioria das ligações encontradas na química orgânica). Isto dá origem a um dipolo elétrico na ligação. O dipolo é uma grandeza vetorial, pelo que o dipolo de uma molécula será igual à soma vetorial de todos os dipolos das ligações presentes. Por exemplo, na molécula da água os elétrons encontram-se deslocados no sentido do átomo de oxigênio.

Figura 12-1: Sentido da Polaridade e Resultante

O dipolo da molécula vai ser a soma dos dipolos das duas ligações O-H. Os hidrocarbonetos são moléculas apolares.

A introdução de átomos de elementos mais eletronegativos conduz geralmente a um aumento da polaridade da molécula, desde que os dipolos não se anulem mutuamente devido à geometria e/ou simetria da molécula. Generalizando, compostos polares dissolverão outros compostos polares, e compostos apolares dissolverão compostos apolares.

Molécula Apolar: ocorre quando todas as ligações são apolares ou quando a soma dos momentos de dipolo for nula.

Molécula Polar: ocorre quando a molécula tiver ligações polares e soma dos momentos de dipolo não for nula.

13- PRINCIPAIS PROPRIEDADES QUÍMICAS E FÍSICAS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS

13-1- PROPRIEDADES GERAIS DOS HIDROCARBONETOS CxHy

13-1-1- FORÇAS DE INTERAÇÃO MOLECULAR

São substâncias consideradas apolares, cuja moléculas se mantém unidas por forças fracas de Van der Waals (forças de dipolo)

Na verdade, devido aos diversos ângulos de ligações existentes nas moléculas de hidrocarbonetos (que em geral acabam gerando um vetor resultante) e à própria força de Van der Waals que estabelece entre as moléculas, não podemos afirmar que os hidrocarbonetos são compostos 100% apolares. É melhor dizer que são praticamente apolares ou que a polaridade é tão pequena que pode ser considerada desprezível.

19MATOZO; H. C.

O

H

H

13-1-2- PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO

Por serem apolares, os hidrocarbonetos possuem baixos pontos de fusão e de ebulição em relação aos compostos polares

Comparando os hidrocarbonetos de cadeia normal, de uma mesma classe, observamos que os pontos de fusão e ebulição aumentam com o aumento da massa molar do composto.

Se compararmos hidrocarbonetos de cadeia normal e de cadeia ramificada com a mesma massa molar, por exemplo, butano e metilpropano, ambos com fórmula molecular C4H10 e massa molar 58g/mol, iremos observar que os compostos de cadeia normal apresentam pontos de fusão e ebulição mais elevados que os compostos de cadeia ramificadas.

Isso ocorre porque as moléculas de cadeia normal apresentam uma maior área superficial e, portanto, forças de dipolo induzido mais intensas, que necessitam maior quantidade de energia (pontos de fusão e ebulição mais elevados) para serem rompidas. Já as moléculas de cadeia ramificadas são mais “compactas”, a área superficial é menor, gerando forças de dipolo induzido mais fracas, que necessitam de menos energia para serem rompidas ( menores pontos de fusão e ebulição).

13-1-3- FASE DE AGREGAÇÃO

Em condições de temperatura e pressão ambientes, podemos fazer a seguinte generalização: Os hidrocarbonetos que possuem de 1 a 4 carbonos são gasosos, de 5 a 17 carbonos são líquido e acima de 17 carbonos são sólidos.

13-1-4- DENSIDADE

Todos os hidrocarbonetos apresentam densidade menor que a água (1g/mL) por dois motivos principais: os átomos que os formam possuem baixo valores de massa atômica e suas moléculas, sendo praticamente apolares, tendem a ficar mais distante entre si, o que implica menos moléculas por unidade de volume.

13-1-5- SOLUBILIDADE

De acordo com a regra “semelhante dissolve semelhante”, os hidrocarbonetos dissolvem-se apenas em substâncias apolares ou de baixa polaridade. São, portanto, insolúveis em água, que é polar.

13-1-6- REATIVIDAE

A reatividade dos hidrocarbonetos é considerada baixa nos compostos saturados de cadeia acíclica, nos compostos cíclicos com 6 ou mais carbonos e nos aromáticos. Compostos insaturados de cadeia acíclica apresentam reatividade média, e os compostos cíclicos que possuem de 3 a 5 carbonos, reatividade alta.

13-1-7- PROPRIEDADES ORGANOLÉPITICAS

Por formarem uma classe bastante intensa, de compostos químicos, não é possível generalizar as propriedades organolépticas-cor, cheiro, aspecto, textura- dos hidrocarbonetos.

13-1-8- APLICAÇÕES PRÁTICAS

São ótimos combustíveis que formam toda a matéria prima da indústria petroquímica, que produz desde

20MATOZO; H. C.

plásticos, fibras têxteis e borracha sintéticas até tintas, detergentes e fertilizantes agrícolas.

13-2- PROPRIEDADES GERAIS DOS ÁLCOOIS (-OH “CADEIA SATURADA”)


As moléculas de álcoois estabelecem ligações de hidrogênio entre si.


Os monoálcoois possuem ponto de fusão e de ebulição bastante altos em comparação com os do hidrocarbonetos de massa molecular próxima.Os poliálcoois possuem pontos de fusão bem mais elevados que os monoálcoois com o mesmo número de cadeias.


Em condição de temperatura e pressão ambientes, os monoálcoois com até 12 carbonos na molécula são líquidos; e demais sólidos. Os poliálcoois com até 5 carbonos na cadeia são líquidos cuja viscosidade aumenta com o aumento do número de grupos -OH. Poliálcoois com 6 ou mais carbonos tendem a ser sólidos.

13-2-4- DENSIDADE

A grande maioria dos álcoois possuem densidade menor que a da água. Os poliálcoois são mais densos que a água.


Os álcoois possuem na molécula uma parte polar referente ao grupo -OH e uma parte apolar referente a cadeia carbônica. Por exemplo

Por isso o etanol pode se dissolver tanto na gasolina (apolar) quanto na água (polar).

Contudo, nos álcoois de cadeia carbônica pequena prevalecem as Propriedades de compostos polares e em álcoois de cadeia carbônica longa prevalecem as propriedades de compostos apolares.

Monoálcoois com mais de 4 ou 5 carbonos na cadeia são praticamente insolúveis em água. O aumento do número de grupos -OH tende a tornara substância mais solúvel; assim, o hexanol (sorbitol) é bastante solúvel em água apesar de ter 6 carbonos na molécula.

13-2-6- REATIVIDADE

Os álcoois são mais reativos que os hidrocarbonetos devido ao fato de serem polares.


Os monoálcoois como o metanol (extremamente tóxico por ingestão) e o etanol (moderadamente tóxico) apresentam sabor picante e odor levemente irritante. Os poliálcoois em geral, como o etilenoglicol

21MATOZO; H. C.

H3CH2C OH

Apolar Polar

(etanodiol) e a glicerina (propanotriol), apresentam sabor doce; muitos deles (como os isômeros sorbitol e manitol) são utilizados como adoçantes.


O metanol é usado como combustível, solvente e na síntese de compostos orgânicos. O etanol é utilizado como combustível, em limpeza doméstica e na fabricação de bebidas.

13-3- PROPRIEDADES GERAIS DOS HALETOS ORGÂNICOS (-F; -Cl; -Br; -I)


O mono-haletos orgânicos são levemente polares e suas moléculas mantem-se unidas por forças de atração do tipo dipolo permanente ou força de dipolo-dipolo.

Os poli-haletos orgânicos, por sua vez, podem ser levemente polares ou mesmo apolares, dependendo da geometria molecular.

Quando são apolares, suas moléculas mantem-se unidas por forças fracas de Van der Waals ( forças de dipolo induzido).

13-3-2- PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃOOs pontos de fusão e ebulição dos haletos orgânicos são próximos ao dos alcanos (comporando compostos de massa molar semelhante) e vão se tornando gradativamente mais altos à medida que os seguintes fatores começam a pesar:

1- Aumento da massa molecular devido ao aumento do grupo orgânico;2- Aumento do número de halogênios substituídos (di, tri, tetra...);3- Aumento da massa atômica do halogênio substituído ( F < Cl < Br < I).

Assim, por exemplo, os pontos de fusão e ebulição aumentam ao passarmos de um mono-haleto com o mesmo número de carbonos na cadeia, para um di, um tri, um tetra, um poli-haleto.

Aumentam também ao passarmos de fluoretos para cloretos, brometos e iodetos.


A grande maioria dos mono-haletos orgânicos são líquidos em condições ambiente (25oC e 1atm).Com poucas exceções, os que possuem até 3 átomos de carbono na molécula são gases ou líquidos voláteis.

Os poli-haletos geralmente são líquidos e os de massa molar elevada apresentam-se na fase sólida.

13-3-4- DENSIDADE

Os mono-fluoretos e os mono-cloretos não aromáticos são menos denso que a água. Os mono-brometos e os mono-iodetos são mais densos. Um caso particular e importante é do diiodometano, CH2I2 que é o líquido de maior densidade conhecido na orgânica (3,32g/mL), usado como contraste no estudo de minerais ao microscópio.

22MATOZO; H. C.


Os haletos orgânicos são insolúveis em água, possivelmente por não formarem ligações de hidrogênio com as moléculas de água.São solúveis em solventes orgânicos de baixa polaridade, como benzeno, éter, clorofórmio (Haleto orgânico) ou a nafta (ligroína).

13-3-6- REATIVIDADE

A reatividade não é muito acentuada, possivelmente devido à fraca polaridade que possuem.


Em geral possui cheiro forte característico e muito deles apresentam sabor doce (lembre-se, porém, de que são compostos extremamente tóxico por ingestão ou inalação).


Os haletos orgânicos são largamente usados na síntese de diversos compostos orgânicos, dentre eles os compostos de Gringnard, intermediários na obtenção de álcoois, aldeídos e ácidos.Muitos haletos orgânicos são também utilizados como solventes para ceras, vernizes e borracha, como é o caso do tetracloreto de carbono, CCl4(l), e do clorofórmio, CHCl3(l).

13-4- PROPRIEDADES GERAIS DOS FENOIS (Ar-OH)


Todos os monofenóis (que apresentam apenas 1 grupo -OH ligado ao anel aromático) possuem moléculas polares com o vetor resultante no sentido do átomo de oxigênio (mais eletronegativo). Alguns difenóis com 2 grupos -OH nas posições 1,4, como a hidroquinona (1,4-hidroxibenzeno), são considerados apolares. As moléculas dos fenóis estabelecem ligações de hidrogênio entre si.


Como as moléculas estabelecem ligações de hidrogênio, os fenóis possuem ponto de fusão e de ebulição bem mais elevados que os hidrocarbonetos de massa molecular próxima.


Os monofenóis mais simples, como o benzenol, são líquidos ou então sólidos de baixo ponto de fusão. Os demais fenóis são sólidos.

13-4-4- DENSIDADE

São mais densos que a água; o benzenol, por exemplo, possui densidades igual a 1,071 g/mL a 25oC.


O benzenol é relativamente solúvel em água (9g de fenol por 100g de água 25oC) devido à formação de ligações de hidrogênio entre as moléculas de fenol e as moléculas de água. Os demais monofenóis são praticamente insolúveis.

23MATOZO; H. C.

13-4-6- REATIVIDADE

Os fenóis são compostos facilmente oxidáveis e também possuem um fraco caráter ácido (são chamados de ácido fênico), podendo sofrer ionização na água como mostra na equação abaixo:

O caráter ácido dos fenóis pode ser explicado devido a ressonância do anel aromático. Os elétrons ressonantes dão certa estabilidade ao carbono do ânion fenóxido. Essa propriedade é utilizada para diferenciar álcoois de fenóis. Os fenóis (devido ao caráter ácido) reagem com bases fortes, como NaOH E KOH, formando sal orgânico e água. Os álcoois não reagem com bases. Exemplos


Possuem cheiro forte característico. São tóxicos e altamente irritantes.


O fenol é usado na produção de desinfetantes e de pomadas contra queimaduras (ácido pícrico) e na fabricação de baquelite (plástico resistente ao calor), poliuretano (espuma) e explosivos.

13-5- PROPRIEDADES GERAIS DOS ÉTERES (C-O-C)


São levemente polares devido à geometria angular. Embora, os éteres não estabeleçam ligações de hidrogênio entre si, podem fazê-lo com moléculas de outros compostos, como a água e etanol.

13-5-2- PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃOComparando compostos de massa molar próxima, os pontos de fusão e ebulição dos éteres se aproximam dos alcanos e são bem mais baixo que os álcoois e dos fenóis.

13-5-3- FASE DE AGREGAÇÃOO metoximetano e o metoxietano são gases. Os demais são líquidos, normalmente voláteis.

13-5-4- DENSIDADEEm geral são compostos menos denso que a água.

13-5-5- SOLUBILIDADEOs éteres de menor massa molar apresentam uma discreta solubilidade em água, provavelmente porque suas moléculas podem estabelecer ligações de hidrogênio com as moléculas de água.

13-5-6- REATIVIDADE

24MATOZO; H. C.

OH

+ H2O

O

+ H3O (aq.)

fenol ânion fenóxido hidrônio

São compostos pouco reativos, como os alcanos

13-5-7- PROPRIEDADES ORGANOLÉPITICASA maioria dos éteres possui cheiro agradável, toxidez moderada e é altamente inflamável.


São muito utilizados como solventes inertes em reações orgânicas e na extração de essências, óleos e gorduras de fontes naturais. O etoxietano conhecido também como éter comum, éter dietílico, éter etílico ou éter sulfúrico, pois sua obtenção envolve o ácido sulfúrico, H2SO4 (aq.).

13-6- PROPRIEDADES GERAIS DOS ALDEÍDOS (H-C=O)


Possuem moléculas polares, mas elas não fazem ligações de hidrogênio entre si.


Os pontos de fusão e ebulição dos aldeídos são mais altos que os compostos apolares e que os éteres e são mais baixos que os álcoois e dos ácidos carboxílicos de valor de massa molar correspondente.


Os aldeídos com 1 ou 2 carbonos na molécula são gases; os demais são líquidos; a exceção se faz apenas para os que possuem valor de massa molecular elevado, que são sólidos.

13-6-4- DENSIDADE

Os aldeídos mais simples são menos densos que a água.


Os aldeídos mais simples são solúveis em meio aquoso, já que podem estabelecer ligações de hidrogênio com as moléculas da água. Com o aumento da cadeia carbônica, porém, a solubilidade desses compostos diminui progressivamente até que, devido ao tamanho da cadeia, se tornam insolúveis nesse meio. Os aldeídos são solúveis na maioria dos solventes orgânicos comuns: álcool, éter, benzeno.

13-6-6- REATIVIDADE

Os aldeídos são compostos bastante reativos, sendo que os aldeídos alifáticos são menos reativos que os aldeídos aromáticos. Isso ocorre porque, quando a carbonila está ligada ao núcleo aromático, os elétrons da ligação π do grupo carbonila entram em ressonância com os elétrons π do núcleo aromático diminuindo a reatividade do composto (ou aumentando sua estabilidade).


O metanal e o etanal possuem cheiro forte e desagradável. Com o aumento da cadeia carbônica, os aldeídos passam a ter cheiros e aromas agradáveis e suas moléculas maiores são constituintes de diversas essências, como a de amêndoas amargas (benzaldeído) e a vanilina (3-metóxi-4-hidroxibenzaldeído).

25MATOZO; H. C.


Dos aldeídos, os que apresentam maior diversidade de uso são o metanal (aldeído fórmico ou formaldeído) e o etanal (aldeído acético). O metanal é um gás incolor, de cheiro característico e irritante. Em água, a cerca de 40%, forma uma solução conhecida como formol, usada como desinfetante e na conservação de peças anatômicas.O etanal é usado na síntese de diversos compostos orgânicos, na obtenção de resinas, inseticidas (DDT) e também como redutor de íons de prata na fabricação de espelhos comuns.

13-7- PROPRIEDADES GERAIS DAS CETONAS (C=O “ENTRE 2 CARBONOS”)


As moléculas de cetona não fazem ligações de hidrogênio entre si, porém mais polares que as moléculas de aldeído.


Em geral possuem ponto de fusão e de ebulição mais baixos que os dos álcoois e mais elevados que os dos aldeídos de massa molecular próxima.


As cetonas mais simples, como a propanona e a butanona, são líquidas em condições ambientais. Com o aumento progressivo da massa molecular torna-se sólidas.

13-7-4- DENSIDADE

As cetonas mais simples são menos densas que a água.


Devido à maior polaridade, as cetonas são mais solúveis em água que os aldeídos.Suas moléculas podem fazer ligações de hidrogênio com moléculas de água e de álcoois, por exemplo, o que explica a solubilidade nesses solventes. Também são solúveis em éter e benzeno.

13-7-6- REATIVIDADE

São compostos bastante reativos; as alifáticas são mais reativas que as aromáticas devido à ressonância que se estabelece entre os elétrons do grupo carbonila e os elétrons do núcleo aromático.


Possuem cheiro agradável e são parte constituinte de óleos essenciais encontrados em flores e frutas.


A mais utilizada é a propanona, conhecida no comércio como acetona.Trata-se de um líquido incolor, de cheiro agradável (quando puro), inflamável, usado principalmente como solvente de esmaltes, tintas, vernizes, e na extração de óleos de sementes vegetais.

26MATOZO; H. C.

13-8- PROPRIEDADES GERAIS DOS ÁCIDOS CARBOXÍLICO (HO-C=O)


Por apresentarem o grupo carboxila, esses compostos são muito polares e podem fazer o dobro de ligações de hidrogênio que as moléculas de monoálcoois. Exemplo:


Podemos generalizar que os ácidos carboxílicos possuem pontos de fusão e ebulição mais alto que os dos álcoois de valor de massa molar próximo.


Considerando-se apenas os monoácidos saturados, aqueles que possuem até 9 carbonos na cadeia são líquidos. Os com 10 ou mais carbonos são em geral sólidos.

13-8-4- DENSIDADE

Os ácidos mais simples como o metanóico e o etanóico, são mais densos que a água.


Os ácidos carboxílicos alifáticos que possuem de 1 a 4 carbonos na molécula são solúveis em água. O ácido que possui 5 carbonos é apenas parcialmente solúvel. Os demais são praticamente insolúveis. São também solúveis em éter dietílico, álcool etílico e benzeno.

13-8-6- REATIVIDAE

Os ácidos carboxílicos são compostos bastante reativos, principalmente os mais simples.


O cheiro característico dos ácidos alifáticos passa progressivamente de forte e irritante nos ácidos de 1 a 3 carbonos a extremamente desagradável nos ácidos de 4 a 6 carbonos; os demais são praticamente inodoros, por serem voláteis.


Os compostos que apresentam maior diversidade de uso são os ácidos metanóico e o etanóico.

27MATOZO; H. C.

H3CH2C

H2C O

H

CH3H2C

H2CO

H

H3C C

O

OH

CH3C

O

HO

Propan-1-ol

Ácido etanóico

O ácido metanóico é usado no tingimento de tecidos como mordente e como desinfetante me medicina.

O ácido etanóico é usado na preparação de perfume, corantes, seda artificial e vinagre.

13-9- PROPRIEDADES GERAIS DOS ÉSTERES (C-O-C=O)


Em ésteres com cadeia carbônica pequena, como o metanoato de metila, predominam forças de dipolo permanente. Conforme a massa molar aumenta, a polaridade vai tornando-se menor e passam a prevalecer as propriedades de compostos apolares.


Como as moléculas dos ésteres não fazem ligações de hidrogênio entre si, seus pontos de fusão e de ebulição são mais baixos que os de álcoois e dos ácidos carboxílicos de massa molecular próxima.


Os que possuem massa molar baixa são líquidos; à medida que a massa molar aumenta, passam de líquidos oleosos e viscosos a sólidos.

13-9-4- DENSIDADE

Só os ésteres mais simples são menos densos que a água. Os demais são ligeiramente mais densos.


Os ésteres de massa molecular baixa são parcialmente solúveis em água. Os demais são insolúveis.

13-9-6- REATIVIDADE

São pouco reativos, mas, conforme as condições, os ésteres sofrem hidrólise com certa facilidade.


Possuem aroma agradável de frutas e de flores.


Os ésteres são usados como essências de frutas e aromatizantes na indústria alimentícia, farmacêutica e cosmética (inclusive na fabricação de perfumes). Constituem também os óleos e as gorduras vegetais e animais, e diversos tipos de cera.

13-10- PROPRIEDADES GERAIS DOS SAIS DE ÁCIDOS CARBOXÍLICOS (M-O-C=O)


Possuem uma extremidade altamente polar, formada pela ligação iônica, e outra praticamente apolar,

28MATOZO; H. C.

referente à cadeia carbônica.


Muito elevados. Em geral a temperatura necessária para a fusão de um sal orgânico é tão alto que, antes de ser atingida, as ligações carbono-carbono se rompem e a molécula se decompõe.


São sólidos cristalinos e não-voláteis.

13-10-4- DENSIDADE

Em geral são mais densos que a água.


Os sais de ácidos carboxílicos de metais alcalinos e de amônio são solúveis em água; os de metais pesados (Fe, Ag, Cu) são praticamente insolúveis.

13-10-6- REATIVIDAE

Reagem da mesma maneira que os sais inorgânicos, e os sais que possuem cadeia insaturada estão sujeitos às reações características da ligação dupla.


São inodoros. Apresentam sabor característico ligeiramente adstringente.


Os sais de ácidos carboxílicos de cadeia longa (ácidos graxos) são denominados sabões.

13-11- PROPRIEDADES GERAIS DAS AMINAS (R-N-R2)


São compostos polares; as moléculas de aminas primárias e secundárias podem fazer ligações de hidrogênio entre si, o que já não ocorre com as moléculas de aminas terciárias, pois nesse caso não existe ligação nitrogênio-hidrogênio.


São mais elevados que dos compostos apolares e mais baixos que os dos compostosa apolares e mais baixo que os dos álcoois e ácidos carboxílicos, sempre comparando compostos de valores de massa molecular próximos.


Aminas que possuem 1 a 3 substituintes metil e também a etilamina são gases em condições ambientes. Da propilamina à dodecilamina, são líquidas; daí em diante, as aminas são sólidas.

29MATOZO; H. C.

13-11-4- DENSIDADE

As alifáticas mais simples são menos densas que a água. As aromáticas são mais densas


Todas as aminas fazem ligações de hidrogênio com moléculas de água e de etanol. As aminas com até 5 carbonos na molécula são solúveis em meio aquoso e alcoólico. Aminas de 6 carbonos ou mais são praticamente insolúveis em água devido ao substituinte (que faz prevalecer a propriedades de compostos apolares), mas são solúveis em álcool etílico (como a gasolina), em éter e em benzeno.

13-11-6- REATIVIDADE

Aumenta, em geral, na mesma proporção em que aumenta o caráter básico desses compostos.

CARÁTER BÁSICO:

R2NH > R-NH2 > R3N > NH3 > Ar-NH2 > Ar2N > Ar3N


As metilaminas e as etilaminas possuem cheiro ao da amônia; as demais, em geral cheiram peixe. As aminas aromáticas são muito tóxicas e sua absorção prolongada através da pele pode ser letal, elas são incolores quando puras, mas também podem ser oxidadas pelo ar dando origem a compostos amarelados.


São usadas na síntese de vários compostos orgânicos, na fabricação de certos tipos de sabões e na vulcanização da borracha. As aminas aromáticas como a felilamina (anilina), são utilizadas na fabricação de corantes.

13-12- PROPRIEDADES GERAIS DAS AMIDAS (O=C-N-R2)

13-12-1- FORÇAS DE INTERAÇÃO MOLECULARSão muito polares; cada duas moléculas podem fazer até 3 ligações de hidrogênio entre si (no caso de amidas primárias)


Possuem ponto de fusão e ebulição muito elevados, até mais que dos ácidos carboxílicos de massas moleculares correspondentes.


Apenas a metanamida se apresenta em condições ambientes na forma de um líquido incolor; as demais amidas são sólidos cristalinos.

13-12-4- DENSIDADE

São mais densas que a água. A metanamida, por exemplo possuem d=1,146 em relação a água a 4oC.

30MATOZO; H. C.


As mais simples são solúveis em água e pouco solúveis em solvente apolares como o hexano. Em geral todas são solúveis em álcool e éter.


Alta.


A metanamida é um líquido oleoso e incolor de odor característico. As demais amidas em geral são sólidos cristalinos incolores e deliqüescentes (que se desagregam e se desfazem facilmente).


Síntese de outros compostos orgânicos e como intermediárias na preparação de medicamentos.

13-13- PROPRIEDADES GERAIS DOS NITROCOMPOSTOS (-NO2)


São polares. Sofrem força de dipolo permanente.


Possuem ponto de fusão e ebulição elevados.


Os nitroalcanos de massa molar baixa são líquidos fluidos. À medida que a massa molar aumenta, vão se tornado cada vez mais viscosos.

13-13-4- DENSIDADE

São mais densos que a água.


O nitrometano e nitroetano são muito pouco solúveis em água; os demais são insolúveis.


São compostos bastante reativos.


Os alifáticos possuem cheiro agradável e são atóxico; os aromáticos possuem odor ruim e são tóxicos.


31MATOZO; H. C.

O nitrobenzeno usado como solvente o dinitrobenzeno e o trinitrobenzeno, como explosivos.

13-14- PROPRIEDADES GERAIS DOS NITRILOS (RN)


São compostos polares, unidos por força de dipolo permanente.


São altos, comparados com os demais compostos orgânicos de uma massa molecular aproximada.


Em condições ambiente, os nitrilos que possuem de 2 a 14 átomos de carbono na molécula são líquidos; os que possuem 15 ou mais são sólidos.

13-14-4- DENSIDADE

Em geral, são menos densos que a água, como é o caso do propenonitrilo de d=0,8004g/mL a 25 oC em relação à água a 4oC.


São praticamente insolúveis em água.


São compostos reativos e estáveis. Por isso, são bastante utilizados em sínteses orgânicas.


Todos são tóxicos, embora o sejam menos do que o HCN [que é também chamado de metanonitrilo(a) e considerado o nitrilo mais simples].


Dos nitrilos o mais utilizado é o propenonitrilo ou acrilonitrilo, que industrialmente é obtido a partir do acetileno.

O acrilonitrilo é amplamente usado na industria de produção de borracha sintética de alta qualidade.

13-15- PROPRIEDADES GERAIS DOS TIOÁLCOOIS (-SH)


São compostos menos polares que os álcoois.


Em geral, possuem pontos de fusão e ebulição menores que os dos álcoois correspondentes.

32MATOZO; H. C.


Os mais simples são líquidos incolores e voláteis.

13-15-4- DENSIDADE

Em geral, os monotióis são menos densos que a água; os ditióis e os politióis são mais densos.


São pouco solúveis em água, mas solúveis em soluções básicas devido ao seu caráter ácido.


Possuem caráter ácido bem mais forte que os álcoois, pois o átomo de enxofre é maior e menos eletronegativo que o átomo de oxigênio. O hidrogênio ligado ao enxofre, ioniza mais facilmente.


Quando voláteis apresentam cheiro repugnante, perceptível mesmo em quantidades minímas. O cheiro desagradável que certas espécies de gambá utilizam como mecanismo de defesa em situações de perigo é uma mistura de vários compostos sulfurados, entre eles, o but-2-eno-1-tiol.


Devido ao cheiro repugnante que têm, alguns compostos dessa classe são adicionados a gases combustíveis em reservatórios para detectar eventuais vazamentos em tubulações.

13-16- PROPRIEDADES GERAIS DOS TIOÉTERES (-S-)


São pouco polares devido à geometria angular


Possuem pontos de ebulição e fusão mais baixos que os éteres de massa molar próxima.


Os mais simples são líquidos, os demais são sólidos.

13-16-4- DENSIDADE

Em geral, são menos densos que a água.

13-16-5- SOLUBILIDADESão insolúveis em água, mas solúveis em solventes orgânicos comuns.


33MATOZO; H. C.

São compostos reativos. Podem ser obtidos pela reação entre haletos orgânicos e sulfeto de sódio.


Os mais simples são incolores e têm cheiro de éter.


O sulfeto de di(cloroetila), gás mostarda ou iperita já foi usado como arma Química.

13-17- PROPRIEDADES GERAIS DOS COMPOSTOS DE GRINGNARD


A ligação carbono-magnésio é considerada predominantemente covalente, porém é altamente polar. A ligação magnésio-halogênio é iônica


Teoricamente são bastante elevados, mas são difíceis de serem determinados, em razão da reatividade com composto de Grignard com gás oxigênio do ar.


São encontrados dissolvidos em éter etílico anidro formando uma solução.

13-17-4- DENSIDADE

Em geral, são mais densos que a água.


Não formam soluções aquosas porque reagem violentamente com a água. Como também reagem com o oxigênio do ar, são mantidos dissolvidos em éter etílico.


São extremamente reativos.


São tóxicos e altamente higroscópicos (desidratantes)


São utilizados na síntese de compostos orgânicos, como ácidos carboxílicos, álcoois e hidrocarbonetos.

14- ISOMERIA

34MATOZO; H. C.

ClH2C

H2C S

H2C

H2C Cl

Fenômeno pelo qual dois ou mais compostos diferentes apresentam a mesma fórmula Molecular e fórmulas Estruturais diferentes.

14-1- A HIBRIDAÇÃO DAS ORBITAIS DO ÁTOMO DE CARBONO

O átomo de carbono possui uma orbital de valência s e três orbitais de valência p.

Orbital s Orbital p Dois Orbitais spFigura 14-1-1: Orbitais s, p e sp

Os orbitais atômicas de dois átomos distintos podem combinar-se, de forma a formar orbitais moleculares, i.e. formarem uma ligação química. Uma orbital s pode-se combinar com outra orbital s (ou com uma orbital p ) para formar uma ligação σ. Dois orbitais p podem-se combinar entre si para formar uma ligação π. Só se formarão ligações π se não for possível formar ligações σ.

Figura 14-1-2: Orbital Molecular entre dois núcleos de carbono

Figura 14-1-2: Orbital Molecular π entre dois núcleos de carbono

Como as três orbitais p são perpendiculares entre si, seria de esperar que as orbitais moleculares formadas com essas orbitais também fossem perpendiculares. Acontecerá isso na realidade?

Apresentam-se a seguir as estruturas de alguns compostos de carbono simples:

Verifica-se que na molécula de metano (tetraédrica) os ângulos de ligação são de aproximadamente 109,5 º. No etileno são de 120º e no acetileno são de 180 º. Como é que isto se pode explicar?

No caso do metano, a orbital s mistura-se com as 3 orbitais p, dando origem a quatro novas orbitais “mistas” : as orbitais híbridas sp3. Estas quatro orbitais terão energia inferior à energia das orbitais s e p que lhes deram origem, sendo por isso mais estáveis. Estas quatro orbitais, sendo todas iguais, dispôr-se-ão no espaço de forma a formar ângulos iguais entre si. Essa disposição será tetraédrica, dando origem aos ângulos observados de 109,5 º. Sempre que um átomo de carbono estiver ligado a quatro outros átomos as suas orbitais hibridizarão de forma a criar orbitais sp3.

O etileno possui uma ligação dupla. Estas ligações (tal como as ligações triplas) são formadas por orbitais moleculares p. Cada átomo de carbono utilizará uma orbital p para formar a ligação, sobrando então uma orbital s e duas orbitais p, que hibridizarão dando origem a três novas orbitais sp2. Estas orbitais afastam-se o mais possível umas das outras, dando origem ao ângulo de ligação observado de

35MATOZO; H. C.

c c

c c

120º.

Na molécula do acetileno, cada átomo de carbono utilizará duas orbitais p para formar ligações p. A orbital s hibridiza com a orbital p restante, dando origem a duas novas orbitais sp, que se afastam uma da outra dando origem ao ângulo de ligação de 180º.

14-2-ISOMERIA PLANA: MESMA FÓRMULA MOLECULAR, COMPOSTOS DIFERENTES14-2-1- ISOMERIA DE CADEIA

Ocorre quando os isômeros têm cadeias diferentesExemplos:

Cadeia normal Cadeia ramificada Butano 2-metilpropano

14-2-2- ISOMERIA DE COMPENSAÇÃO OU METAMERIAOcorre quando os isômeros diferem pela posição de um heteroátomo na cadeia carbônica.

Exemplo:

Etóxietano Metóxipropano

14-2-3- ISOMERIA DE FUNÇÃO

Ocorre quando os isômeros pertencem a funções químicas diferentesExemplos:

Metoximetano Etanol Propanona Propanal

Metanoato de metila Ácido etnóico

14-2-4- ISOMERIA DE POSIÇÃO

Ocorre quando os isômeros têm a mesma cadeia carbônica, mas diferem pela posição das ramificações

36MATOZO; H. C.

CH3CHCH3

CH3H3CH2C

H2C CH3

H3CH2C O

H2C CH3

H3CH2C

H2C O CH3

H3C C CH3

OH3C

H2C C

O

H

H3CH2C OHH3C O CH3

H C

O

O CH3

H3C C

O

OH

C3H6

H2C

H2C CH2H2C C

HCH3

Ciclopropano PropenoFórmula Molecular

H3C N CH3

H

H3CH2C NH2

Dimetilamina

Etilamina

ou insaturações.

Exemplos:

Pentan-3-ol Pentan-2-ol But-2-eno But-1-eno

14-2-5- DINÂMICA OU TAUTOMETRIA

Ocorre quando dois compostos de mesma fórmula molecular e grupos funcionais diferentes coexistem em equilíbrio dinâmico no qual um deles está continuamente se transformando ou vice-versa. Ocorre somente na fase líquida, em moléculas que possui um elemento muito eletronegativo, como oxigênio ou nitrogênio, ligado ao mesmo tempo ao hidrogênio e a um carbono insaturado(que possui ligações π)

Etenol Etanal

14-2-6- ISOMERIA ESPACIALA isomeria espacial é também denominada estereoisomeria. Neste caso os isômeros diferem entre si pelas fórmulas estruturais espaciais. Mostraremos dois casos de isomeria espacial: Isomeria Geométrica cis-trans e Isomeria Óptica

14-2-6-1-ISOMERIA GEOMÉTRICA CIS-TRANS

Quando dois átomos de carbono fazem ligação dupla ( 1 σ e 1π ), não é possível haver rotação entre eles. Qualquer tentativa de rotação entre os átomos de carbono ocasiona o rompimento da ligação. A ligação dupla é “rígida”.Assim, se os ligantes de cada átomo de carbono da dupla forem diferentes entre si e iguais aos ligantes do outro átomo de carbono, tem-se a formação de dois compostos, que são geométricos cis e trans.

Considerando o composto 1,2-dicloroeteno

37MATOZO; H. C.

H3CH2C

HC

H2C CH3

OH

H3CH2C

H2C

HC CH3

OHH3C C

HCH

CH3 H3CH2C C

HCH2

H2C C

H

OH

H3C CH

OH

H

C CH2 H3C CH3C

OH

CH3

O

Prop-1-en-2-ol Propanona

C

H2C CH2

CH

H2C CH

CH3H3CCH3

CH3

1,1-dimetilciclopropano 1,2-dimetilciclopropano

Trans-1,2-dicloroeteno Cis-1,2-dicloroeteno

Lembre-se que a ligação dupla do carbono corresponde a uma ligação sigma ( σ ) e uma ligação pi ( π ) em carbono híbrido sp2 .

Em relação ao plano determinado pela dupla ligação, os átomos de cloro podem estar ou no mesmo semi-espaço ou em semi-espaços opostos, dando origem a duas moléculas diferentes, e não-superponíveis, de 1,2-dicloroeteno. A essas duas estruturas diferentes correspondem correspondem a duas substâncias diferentes: os isômeros geométricos do 1,2-dicloroeteno. O isômero com dois átomos de cloro no mesmo semi-espaço é chamado de cis, o isômero com dois átomos de cloro em semi-espaço opostos é chamado de trans.

Considerando outro composto o ácido butanóico, também apresenta dois isômeros geométricos : o ácido butenodióico cis( ou ácido maléico) e o ácido butenodióico trans ( ou ácido fumárico). É um exemplo clássico, pois os isômeros são facilmente identificado pelo seu ponto de fusão: P.F. Ácido maléico = 130oC; ácido fumárico = 287oC .

Generalizando: A existência da isomeria geométrica ou cis-trans decorre da dupla ligação na cadeia carbônica e não da igualdade entre os grupos ligados a cada carbono da dupla ligação. Assim sendo o composto deve-se ter : R1 ≠ R2 e R3 ≠ R4.

14-2-6-2- ISOMERIA ÓPTICA

Certas substâncias químicas podem desviar o plano de vibração da luz polarizada; a luz polarizada vibra em apenas um plano, ao contrário da luz natural, que é constituída em todas as direções.

Dizemos que as substâncias que desviam o plano da luz polarizada têm atividade óptica ou que elas são oticamente ativas.

Caso o desvio ocorra para a direita, dizemos que são dextrógiras; ocorrendo o inverso, dizemos que se trata de substâncias levógiras.

Desvio para direita → dextrógira (d)Desvio para esquerda → levógira (l)

A atividade óptica de uma substância decorre de sua assimetria molecular.

Assimetria molecular → Atividade Óptica

A causa mais comum de assimetria molecular é a presença de pelo menos um carbono assimétrico. Chamamos de carbono assimétrico (assinalado C*) o átomo de carbono ligado a quatro grupos

38MATOZO; H. C.

C C

H H

Cl Cl

C C

H Cl

Cl H

C

C

C

C

O

O

H

HH

H

C

C

C

H

O

HH

C

O

H

Cis Trans

Ácido fumáricoÁcido maléico

diferentes.

Onde : R1 ≠ R2 ≠ R3 ≠ R4

Estereoisômeros não são isômeros constitucionais. Os seus átomos estão ligados da mesma forma, mas diferem na sua disposição:

Estes compostos são isômeros porque não podem ser facilmente convertidos um no outro, por causa da grande barreira energética da rotação em torno da ligação dupla. Os estereoisômeros podem ser subdivididos em duas categorias: enantiômeros e diasteroisômeros. Os enantiômeros são isômeros cujas moléculas são reflexões não sobreponíveis uma na outra:

Só ocorrem enantiômeros quando a molécula é quiral. Um objecto é quiral quando não é sobreponível com a sua imagem no espelho. Por exemplo, a reflexão da mão esquerda não é sobreponível com a mão esquerda, mas com a mão direita. As mãos são, por isso, quirais.

Uma forma de reconhecer a possibilidade de existência de enantiômeros é identificar se na molécula existe um átomo tetraédrico com quatro substituintes diferentes. Trocar dois destes substituintes entre si converte um enantiômero no outro (ver exemplo acima). Esta reação não ocorre espontâneamente, uma vez que exigiria a quebra de ligações em torno do carbono, o que exige uma energia.

Se todos os átomos tetraédricos numa molécula têm dois substituintes iguais a molécula será aquiral (ex.: o propan-2-ol)

Diasteroisômeros são moléculas que não são reflexões uma da outra:

39MATOZO; H. C.

R1

C* R2R4

R3

14-6-2-1- ESTEREOQUÍMICA: REPRESENTAÇÕES DE NEWMAN Examinemos o etano:

As representações ao centro e à direita denominam-se Representações de Newman. Representam o que

um observador veria se olhasse para a molécula no sentido de uma das ligações carbono-carbono. P. ex., uma representação do butano seria:

Sabemos que é possível a rotação livre em torno das ligações simples. Mas nem todas as conformações possíveis têm a mesma energia: as conformações eclipsadas são desfavoráveis, por causa das repulsões entre as nuvens eletrônicas dos substituintes. As conformações mais estáveis serão as conformações alternadas. Existem dois tipos principais de conformações alternadas, segundo as posições relativas dos substituintes de cada um dos carbonos. Anti é a mais estável, porque aí é máximo o afastamento entre os substituintes

Por exemplo, o carbono assinalado do ácido láctico é assimétrico.

Uma molécula como ácido láctico, que contêm um átomo assimétrico, é chamado molécula assimétrica.

A presença do carbono assimétrico na molécula de uma substância lhe confere atividade óptica. Podemos encontrar dois ácidos lácticos com comportamento diferente, isto é, que desviam o plano da luz polarizada em sentidos contrários: um é dextrógiro e o outro é levógiro. Tal fato reflete a existência de dois tipos de moléculas de ácido láctico com estruturas diferentes. As duas estruturas moleculares

40MATOZO; H. C.

H3C C*

O

OHH

OH

diferem entre si como um objeto e sua imagem refletida num espelho plano, ou como a mão direita e a mão esquerda: elas não são superponíveis. Cada uma corresponde a um dos dois tipos de moléculas do ácido láctico: têm a mesma fórmula molecular, mas suas atividades ópticas são diferentes. Por isso dizemos que as duas moléculas são isômeros ópticos. Os dois isômeros, o dextrógiro e o levógiro, são chamados antípodas ópticas ou enantiomorfos.

Uma mistura formada por quantidades equimolares dos dois antípodas ópticos é chamadas de mistura racêmica e é oticamente inativa. Em outras palavras, o isômero dl não desvia o plano da luz polarizada, pois as atividades ópticas do dextrógiro e do levógiro são contrárias e uma neutraliza a outra.

Vejamos outro exemplo: Butan-2-ol apresenta um carbono assimétrico:

Existirá, portanto, o d-butan-2-ol e o l-butan-2-ol e o dl-butan-2-ol (oticamente inativo).Havendo apenas um átomo de carbono assimétrico, o total de isômeros será três, sendo dois oticamente ativo e um inativo.

Para compostos com dois ou mais átomos de carbono assimétrico e diferentes, encontra-se o número de isômeros ativos pela fórmula 2n, sendo n o número de átomos de carbono assimétrico e diferentes. O número de isômeros inativos é dada pela fórmula 2n-1 (que é 2n/2).

Por exemplo: num composto com 4 átomos de carbono assimétrico e diferentes, teremos 16 isômeros ativos e 8 inativos.

15- CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES ORGÂNICAS

As reações com compostos orgânicos se realizam por meio de ruptura de ligações e formação de novas ligações.

Tomando o composto AB, a liação entre dois átomos A e B pode ser rompida de dois modos:

Cisão Homolítica (homólise), nesta ruptura, cada átomo leva seu elétron, dando como resultado dois radicais (átomos com elétrons não emparelhados).

Esta ruptura se dá pela adição de calor, luz e de reativos que contenham elétrons desemparelhados, como o oxigênio, e produtos de decomposição de peróxidos. Esse mecanismo aparece frequentemente na fase gasosa.

Cisão heterolítica (heterólise), nessa ruptura, o par eletrônico fica com um átomo apenas.

Essas reações se realizam frequentemente em solução e são catalisadas por ácidos ou bases. Não são afetadas por luz, oxigênio ou peróxidos. Essa cisão acontece quando a reação ocorre em um líquido polar, ou polar, ou seja, líquido com constante diéletrica elevada.

41MATOZO; H. C.

H3C C*H2C CH3

H

OH

A B A B

A B A B+

As reações orgânicas podem ser classificadas em três tipos fundamentais: substituição, adição e eliminação.

Podemos citar, ainda, reações de rearranjo, transferência de próton e oxirredução.

15-1-REAÇÕES DE COMBUSTÃO

A combustão não depende apenas do combustível, mas também do Oxigênio chamado de comburente.

Na reação de combustão libera uma grande quantidade de energia (na forma de luz e calor). Há três tipos de combustão:

15-1-1- COMBUSTÃO COMPLETA

15-1-2- COMBUSTÃO INCOMPLETA, COM FORMAÇÃO DE MONÓXIDO DE CARBONO

15-1-3- COMBUSTÃO INCOMPLETA, COM FORMAÇÃO DE CARBONO (FULIGEM)

Observação: Todos os hidrocarbonetos são combustíveis, formando H2O e originando C, CO e CO2, conforme o tipo de combustão sofrida.

15-2-REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO

Na reação de substituição, um grupo ligado a um átomo de carbono é removido e outro toma o seu lugar. Não há variação no grau de insaturação, isto é, o número de ligantes em torno do carbono não altera.

Exemplos:

Observação: O mesmo acontece com os outros halogênios, verificando experimentalmente que a ordem de reatividade é F2 > Cl2 >Br2 > I2. O Fluor é oque maior tendeência para reagir ( reação que pode ser explosiva), e o iodo, a menor (praticamente não reage).

42MATOZO; H. C.

CH4 + O2 C + H2O

H3C H + Cl ClLuz

HCl + H3C Cl

C

H

H

H C C C C

H

C C

C

H

C

Carbono Primário Carbono SecundárioCarbono Terciário

Aumento da Tendência do H sofrer substituição

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

2CH4 + 3O2 2CO + 4H2O

Observação: AlCl3 e FeBr3 são catalisadores

Substituição em hidrocarbonetos aromáticos:

Observação: R = Aromático

15-2-1- DIRIGÊNCIA DE SUBSTITUIÇÃO EM AROMÁTICOS

É de esperar que na reação de cloração do fenol sejam obtidos três produtos isômeros, resultantes da substituição dos hidrogênios em orto, meta e para. No entanto, na prática, não se obtém o produto meta.

O que determina a diferença nos produtos não é o cloro, mas sim o grupo já presente na molécula, ou seja, -OH e -CHO. Os grupos como -OH dirigem a reação para que ocorra nas posições orto e para, são chamados de orto-para dirigentes; e os grupos como -CHO, dirigem a reação para a posição meta, são chamados de meta-dirigentes.

Exemplos de grupos orto-para-dirigentes:

43MATOZO; H. C.

R H

Cl Cl

HO NO2

HO SO3H

Cl CH3

C CH3

O

Cl

R Cl

R NO2

R SO3H

R CH3

R C CH3

O

Halogenação

Nitração

Sulfonação

Alquilação

Acilação

+ HCl

+ HOH

+ HOH

+ HCl

+ HCl

OH

Orto

Meta

Para

C

O H

Orto

Meta

Para

BenzaldeídoFenol

F Cl Br I OH NH2 CH3 CH2

+ Cl2AlCl3

Cl

+ HCl

Exemplos de grupos meta-dirigentes

15-3- REAÇÕES DE ADIÇÃO

Na reação de adição, há um aumento no número de grupos ligados ao carbono.

A molécula torna-se mais saturada.

Exemplos:

44MATOZO; H. C.

C

O

H

C

OH

O

S OH

O

O

N

O

O

C N C CH3

O

OH

+ Cl2

OH

OH

+ HCl

+ HCl

Cl

Cl

Orto

Para

Gruupo orto-para-dirigente

Fenol

C

O H

Cl

C

O H

Benzaldeído

+ Cl2 + HCl

Meta

Grupo meta-dirigente

C C

H

H

H

H

H HNi

H3C CH3

H2C CH2 Cl Cl H2C CH2

Cl Cl

+

15- 4- REAÇÕES DE ELIMINAÇÃO

Na reação de eliminação, há uma diminuição no número de grupos ligados ao carbono. O grau de insaturação aumenta.

Exemplos:

15-5- REAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA DE PRÓTONS

Na reação de transferência de próton, temos uma reação ácido-base de acordo com a teoria de Bronsted e Lowry.

Exemplo:

15-6- REAÇÕES DE REARRANJO

Na reação de rearranjo, o número de ligantes em torno do átomo de carbono não muda, ocorrendo apenas uma reorganização dos ligantes.

Exemplo:

15-7- REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

Na reação de oxirredução, ocorre variação no número de oxidação do carbono.

Exemplos:

45MATOZO; H. C.

H2C CH2

H Cl

+ KOH Álcool H2C CH2 + H2O + KCl

H3C C

O

OH + H2O H3C C

O

O + H3OÁcido Base Base Ácido

H

CH2CH3C

CH3

CH3

Br + HOH

CH2CH3C

CH3

CH3

OH

CH2CH3C

CH3

OH

CH3

Não reorganizado

Reorganizado

+ HBr

+ HBr

16- CLASSIFICAÇÃO DOS REAGENTES

Os reagentes são classificados como nucleófilo, eletrófilos e radicais livres.

16-1- REAGENTE NUCLEÓFILO

Reagente nucleófilo ou nucleófilo (amigo do núcleo) é uma espécie (molécula ou íon) capaz de oferecer um par de elétrons para a formação de uma ligação. Os nucleófilos, geralmente, são bases de Lewis.

Exemplos:

16-2- REAGENTE ELETRÓFILO

Reagente eletrófilo (amigo do elétron) é uma espécie capaz de formar uma nova ligação, aceitando um par de elétrons. Os eletrófilo, geralmente, são ácidos de Lewis.

Exemplos:

16-3- RADICAL LIVRE

Radical livre é uma espécie que tem elétron desemparelhado.

Exemplo:

46MATOZO; H. C.

H3C C

O

H + 2KMnO4 + 3H2SO4 H3C C

O

OH55 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O

+7 +2Redução

+1 +3Oxidação

Aldeído Ácido

O

H

H N

H

HHC NOHCl

C

H

H

H

H H + C

H

H

HMetano Radical Metil

H X

F

B F

F

17- MECANISMOS DE REAÇÕES

As etapas de uma reação mostrando como se rompem as ligações e como se formam as novas ligações constituem o mecanismo de reação.

Analizaremos exemplos de mecanismos de reações orgânicas das reações: adição, substituição ou eliminação. E os reagentes: radical livre, eletrófilo ou nucleófilo.

17-1- ADIÇÃO ELETROFÍLICA

Exemplo:

Mecanismo

a) Heterólise do HI e ataque do H+ (eletrófilo) ao composto orgânico.

Todo o cátion que tem a carga positiva em um átomo de carbono recebe o nome genérico de íon carbônio.

b) Combinação do íon carbônio com o I- (nucleófilo).

17-2- ADIÇÃO NUCLEOFÍLICA

Exemplo:

Mecanismo

a) Heterólise do HCN e ataque do CN- (nucleófilo) ao composto orgânico.

Todo o cátion que tem a carga positiva em um átomo de carbono recebe o nome genérico de íon

47MATOZO; H. C.

H2C CH2 + HI H3C CH2I

+ H ) I H3C CH2C

H

H C

H

H + Iíon carbônio

H3C CH2 + I H3C CH2

I

C C HH + HCN C C

H

H CN

H

C CH H H ( CN C C CN + HH

H

carbânio.

b) Combinação do íon carbânio com H+ (eletrófilo)

17-3- SUBSTITUIÇÃO POR RADICAIS LIVRES

Exemplo:

Mecanismo

a) Homólise do Cl2 sob a ação da luz ou calor

b) Ataque do CH4 pelo átomo de cloro formado, formando o radical metila

O radical metil ataca uma molécula de Cl2 .

A reação prossegue em cadeia.

17-4- SUBSTITUIÇÃO NUCLEOFÍLICA

Exemplo:

Mecanismo:

Ataque do OH- (nucleófilo) ao H3Cl.

48MATOZO; H. C.

C C CN + HH

H

C CH CN

H

H

CH4 + Cl2 Luz Cl CH3+ HCl

ClCl Energia 2 Cl

Cl + H C

H

H

H

H Cl C

H

H

H+

Metil

CH3Cl Cl CH3Cl Cl+

H3C Cl + K+ + OH -H2O H3C OH + K+ + Cl-

OH + C

H

H H

Cl

H

C

H H

HO + Cl

17-5- SUBSTITUIÇÃO ELETROFÍLICA

Exemplo:

Mecanismo

a) O catalisador combina com Cl2 .

b) O Cl+ (eletrófilo) ataca o núcleo o núcleo benzênico.

c) O íon carbônio perde o próton (H+) para o AlCl4- e o catalisador é regenerado.

17-6-REAÇÃO DE ELIMINAÇÃO

Exemplo

Mecanismo

a) Transferência de próton (H+)

49MATOZO; H. C.

+ Cl2AlCl3

CatalisadorCl + HCl

Cl Al

Cl

Cl

+ ClCl Cl Al Cl

Cl

Cl

+ Cl

ClC

C

H

H

C

CH

H

Cl

C

CH

Cl

H AlCl4

Cl

+ HAlCl4

HAlCl4 HCl + AlCl3

H C C

H

H

H

H

OH

H2SO4 H2O + C CH H

H H

b) Perda de água

c) Perda de próton (H+) pelo íon carbônio.

17-7- REAÇÕES DE DESIDRATAÇÃO

Desidratação intramolecular dos Álcoois: a facilidade de desidratação é maior nos álcoois terciários, depois nos secundários e por fim nos primários. A desidratação intramolecular necessita de catalisador (H2SO4, Al2O3, SiO4) e aquecimento maior que a intermolecular. Na desidratação intramolecular forma-se alceno.

Exemplo:

170 °C

Desidratação intermolecular dos Álcoois: ocorre na presença de ácido forte. Na desidratação intermolecular forma-se éter.

Exemplo:

140 °C

Desidratação dos Ácidos Carboxílicos: ocorre na presença de desidratantes (H2SO4, H3PO4, P2O5). Na desidratação dos ácidos carboxílicos forma-se anidrido de ácidos.

50MATOZO; H. C.

H3C CH2

OH

+ H2SO4

H3C CH2

HOH+ HSO4

H3C CH2

OH H

H2O + H3C CH2

C CH

H

H

H

H

+ HSO4 C CH

H

H

H

+ H2SO4

Exemplo:

O íon carbonato CO3

2- pode ser representado por três estruturas de Lewis equivalentes.

Estas três estruturas são semelhantes, mas não são iguais: A posição da ligação dupla carbono-oxigênio torna-as diferentes. Quando é possível desenhar várias estruturas de Lewis equivalentes para a mesma molécula (ou íon), diz-se que essa molécula (ou íon) apresenta ressonância. Cada uma das estruturas de Lewis será uma estrutura contribuinte. A verdadeira estrutura do ião carbonato será um híbrido das estruturas A, B e C. Todas as suas ligações carbono-oxigênio têm o mesmo comprimento, e todos os oxigênios têm a mesma carga.

Que regras se devem obedecer ao escrever estruturas contribuintes?

1. Todas as estruturas deverão ter o mesmo número de eletrons.

A estrutura E tem 12 elétrons e a estrutura F tem 14 elétrons. Isto não é permitido pela primeira regra....

2. A regra do octeto deve ser obedecida.

3. As estruturas contribuintes mais importantes têm o maior número possível de octetos completos:

Ao contrário da estrutura A, todos os átomos da estrutura B têm octetos completos. B será portanto mais importante do que A, mesmo apesar de ter uma carga positiva num átomo eletronegativo.

4. Se numa estrutura contribuinte houver carga localizada, esta deverá estar nos átomos mais apropriados:

51MATOZO; H. C.

cargas negativas deverão estar nos átomos mais eletronegativos, e cargas positivas deverão estar nos átomos menos eletronegativos:

D é mais importante do que C, porque tem a carga negativa num oxigénio em vez de a ter num carbono.

5. As estruturas deverão ter o maior número possível de ligações covalentes.

6. A importância duma estrutura contribuinte diminui com o aumento do número de cargas localizadas.

F é mais importante do que E porque não tem cargas localizadas.

7. Um híbrido de ressonância é tanto mais estável quanto maior for o número de estruturas contribuintes equivalentes.

8. As estruturas com cargas do mesmo sinal são tanto menos estáveis quanto mais próximas as cargas se encontrarem.

Efeito de ressonância (ou efeito mesomérico) de átomos e grupos funcionais

O ânion benzoato é um híbrido de ressonância com muitas estruturas contribuintes. Apresentam-se na figura algumas destas estruturas:

É evidente nestas estruturas que o grupo funcional carboxilato tem a capacidade de retirar carga do anel benzênico por efeito de ressonância, dando origem a deficiência eletrônica nas posições orto e para do anel.

Qualquer grupo ou átomo capaz de aceitar (ou dar) electrões por efeito de ressonância vai afetar a

52MATOZO; H. C.

distribuição de carga num anel aromático.

Grupos aceitadores de elétrons:

Grupos dadores de elétrons:

A presença destes grupos vai afetar de forma decisiva a reatividade do anel benzênico.

17- RESUMO DE REAÇÕES ORGÂNICAS BÁSICAAdição:

Eliminação:

Substituição:

Ordem de reatividade

O carbono é mais eletronegativo que o hidrogênio. Na ligação C-H, o carbono apresenta carga parcial

53MATOZO; H. C.

C CRR

R R

+ A B C C R

R

BA

R

R

C B + AC

R

R

R A

R

R

R+ B

C CRR

R R

+ A BC C R

R

BA

R

R

negativa. Devido a esse fato, um grupo alquila (R- ) ao lado, é elétron repelente.

Um radical é instável, porque o átomo de carbono com menos de oito elétrons de valência. Quanto maior o número de grupos alquila ligados a esse átomo de carbono, mais estável (menos instável) será o radical.

Em ordem decrescente de estabilidade temos:

19- REGRA DE MARKOWINIKOFF

Regra de Markowinikoff: nas reações de adição, a porção positiva (no caso H +) se dirige para o carbono mais hidrogenado da insaturação.

20- REGRA DE KARASH

Regra de Karash: nas reações de adição, na presença de peróxido (O2)–2 , ocorre a inversão da regra de Markowinikoff.

21- DETERMINAÇÃO DE FÓRMULA PERCENTUAL

A fórmula percentual ou composição centesimal, indica a massa de cada elemento Químico em 100g do composto. Seu cálculo baseia-se na lei das proporções constantes (lei de Proust) e nos cálculos comuns de percentagens. Tomando com o exemplo o etileno temos:

54MATOZO; H. C.

H C

H

H

repele elétron

δ+

δ +

δ 3 −δ +

CH

CH2H3C + HCl

HC CH2H3C

HC CH2H3C

H Cl

Cl H

Produto Obtido

Produto não-obtido

H C

H

H

H C

CH3

H

H C

CH3

CH3

H3C C

CH3

CH3

< < <

CH

CH2H3C + HClHC CH2H3C

Cl H

Este é o carbono mais Hidrogenado da Dupla. Ele recebe o H

Massa de um mol de C2H4 = 28gEm 28g de etileno há 24g de carbono

Em 100g há Xg de carbono

Em 28g de etileno há 4g de hidrogênio

Em 100g há Xg de hidrogênio

Portanto, a fórmula percentual, ou composição centesimal, do etileno é:

85,7% de carbono; 14,3% de hidrogênio

Observe que o mesmo resultado é obtido se efetuarmos os cálculos a partir da fórmula mínima CH2 .

Para sanar isto, observar se o resultado equivale a massa de um mol do composto em gramas.

22- DETERMINAÇÃO DE ENERGIA DE LIGAÇÃO

A força de ligação entre dois átomos pode ser descrita pela energia de ligação(Mais apropiado, porém não tão comum, é a denominação entalpia de ligação). A energia de ligação é o ΔH quando 1 mol de ligação é quebrado no estado gasoso. Exemplos:

H2(g) → 2H (g) ΔH= +436kJ (Quebra de ligação)Cl2 (g) → 2Cl (g) ΔH= +243kJ (Quebra de ligação)Cl2 (g) + H2(g) → 2HCl (g) ΔH= -431kJ (Forma ligação) para cada 1 mol

A quebra de ligação tem valor positivo, isto é, a energia sempre é absorvida. Por outro lado, o calor é liberado quando são formadas ligações a partir de átomos gasosos.

Alguns fatores que afetam a energia de ligação : -A diferença de eletronegatividade, isto é, em geral, quanto maior a diferença em eletronegatividade entre os átomos ligados, mais polar será a ligação e maior a energia “extra” de ligação. - O número de pares de elétrons entre os átomos ligados. - As ligações múltiplas tem os valores maiores que as simples.

Exemplo:

H-H e F-F: (436kJ/mol + 153 kJ/mol)/2 = 295kJ/mol

a energia de ligação verdadeira do H-F é quase o dobro deste valor, ou seja, 565 kJ/mol. Poderíamos dizer que a energia de ligação “extra” devida à polaridade é:

565kJ/mol - 295kJ/mol = 270 kJ/mol

Tabela 21-1 : Energias de Ligações Simples (kJ/mol) a 25 º CH C N O S F Cl Br I

H 436 414 389 464 339 565 431 368 297C 347 293 351 259 485 331 276 218N 159 222 ------- 272 201 243 ------

55MATOZO; H. C.

H C N O S F Cl Br IO 138 ------- 184 205 201 201S 226 285 255 213 ------F 153 255 255 277Cl 243 218 209Br 193 180I 151

Tabela 22-2 : Comparação entre energia de ligação (kJ/mol)Ligação Simples

Energia de Ligação

Ligação Dupla Energia de Ligação

Ligação Tripla Energia de Ligação

C-C 347 C=C 612 C≡C 820C-N 293 C=N 615 C≡N 890C-O 351 C=O 715 C≡O 1075C-S 259 C=S 477 ------- -------N-N 159 N=N 418 N≡N 941N-O 222 N=O 607 ------- -------O-O 138 O=O 498 ------- -------S-O 347 S=O 498 ------- -------Observação: 1cal = 4,184 joules

23- ATIVIDADES

1- Classifique as funções orgânicas dos compostos abaixo:

56MATOZO; H. C.

H2N CH C

CH3

OH

O

H2N CH C

CH2

OH

O

O

NH2

HO

HO

O

OH

O

O

NH2

O

N

OH

O

O

O

OK

NO2 Br

1) 2) 3)

4) 5)

6)

7) 8)

9) 10)11) 12)

13) 14)15) 16)

2- Quantos hidrogênios há em cada composto da questão 1?

3 - A gasolina é um combustível constituído basicamente por hidrocarbonetos e, em menor quantidade, por produtos oxigenados. Esses hidrocarbonetos são, em geral, mais "leves" do que aqueles que compõem o óleo diesel, pois são formados por moléculas de menor cadeia carbônica. Além dos hidrocarbonetos, a gasolina contém compostos de enxofre, nitrogênio e metálicos, todos eles em baixas concentrações. A faixa de destilação da gasolina automotiva varia de 30 a 220 °C. No Brasil a empresa Estatal Petrobras produz diversos tipos de gasolina utilizando tecnologia própria, fabricando as diversas frações de petróleo constituintes da gasolina e misturando-as entre si e com os aditivos, através de formulações convenientemente definidas para atender aos requisitos de qualidade do produto. A octanagem é o índice de resistência à detonação da gasolina. O índice faz relação de equivalência à resistência de detonação de uma mistura percentual de isoctano (2,2`,4- trimetilpentano) e heptano. Assim, uma gasolina de octanagem 87 apresenta resistência de detonação equivalente a uma mistura de 87% de isoctano e 13% de n-heptano. Entretanto, são possíveis valores superiores a 100 para a octanagem; uma gasolina com octanagem 120 apresentará na mesma escala uma resistência 20% superior à do isoctano. Quais são as fórmulas estruturais, moleculares e a massa molar dos compostos grifados e em negrito (grifados e negrito) no texto?

4- Alguns compostos são muito utilizados para intensificar o sabor de carnes enlatadas, frangos, carnes congeladas e alimentos ricos em proteína. Por exemplo:Esse composto não contribui, por si só, ao sabor. Sua função é explicada por duas teorias:◊ Estimula a atividade das papilas do gosto.◊ Aumenta a secreção celular.

O OH

NH2

O

NaO

a) Quais as funções orgânicas existentes no composto acima?

b) Quantos Hidrogênios há ligados diretamente ao Carbono? Marque os C primário com a letra P, se houver justificando sua resposta.

5- Os Biocombustíveis são combustíveis de origem biológica. São fabricados a partir de vegetais, tais como, milho, soja, cana-de-açúcar, mamona, canola, babaçu, cânhamo, entre outros. O lixo orgânico também pode ser usado para a fabricação de biocombustível. Os biocombustíveis podem ser usados em veículos (carros, caminhões, tratores) integralmente ou misturados com combustíveis fósseis. Aqui no Brasil, por exemplo, o diesel é misturado com biocombustível. Na gasolina também é adicionado o etanol. A vantagem do uso dos biocombustíveis é a redução significativa da emissão de gases poluentes. Também é vantajoso, pois é uma fonte de energia renovável ao contrário dos combustíveis fósseis (óleo diesel, gasolina querosene, carvão mineral). Por outro lado, a produção de biocombustíveis tem diminuído a produção de alimentos no mundo. Buscando lucros maiores, muitos agricultores preferem produzir milho, soja, canola e cana-de-açúcar para transformar em biocombustível.Os principais biocombustíveis são: etanol (produzido a partir da cana-de-açúcar e milho), biogás (produzido a partir da biomassa), bioetanol, bioéter, biodiesel, entre outros. Através da reação abaixo identifique as funções orgânicas envolvidas em um dos processos para a produção de biocombustível e o nome segundo a IUPAC-2001 de dois compostos na reação. Observação: R grupo composto de carbonos.

57MATOZO; H. C.

6- Um grupo de pesquisadores da Universidade do Texas (Estados Unidos) descobriu um alvo novo e promissor para o combate ao câncer de cólon e retoTrata-se de uma caminho bioquímico considerado crítico para que tumores se espalhem para outros locais no corpo. Segundo os autores do estudo, se esse caminho for bloqueado clinicamente, o resultado seria uma nova e muito aguardada terapia para o câncer colo-retal. A pesquisa foi publicada esta semana no site (12/2008) e em breve aparecerá na edição impressa da revista Proceedings of the National Academy of Sciences. Através de várias descobertas envolvendo a minimização ou a cura causadas do câncer os alvos são as células maliganas que estão diretamente relacionadas com a expressão de proteínas. As proteínas são polímeros de aminoácidos sabendo disso quais as funções presentes no composto abaixo:

7- Dê o nome dos seguintes hidrocarbonetos segundo a regra da IUPAC.

e)



58MATOZO; H. C.




13) Os hidrocarbonetos são os principais constituintes do petróleo. A respeito dos hidrocarbonetos, cujos nomes estão relacionados a seguir:I – ciclopenteno II – but- 2-eno III – propadieno IV – hexano V – hept-3-ino VI – ciclobutanoIndique a fórmula estrutural plana para cada composto.

14) (Vunesp-SP) Considere os compostos de fórmula:.

Classifique cada um deles como saturado ou insaturado, alifático ou aromático.

59MATOZO; H. C.

Cl

Br

I II

CH C CH2 CH3

15) A seguir estão indicadas as fórmulas estruturas de alguns ácidos carboxílicos importantes, seus respectivos nomes usuais e, conforme o caso, a origem do nome:

A respeito desses ácidos, indique: O nome oficial (IUPAC) a cada um deles.

16) Algumas substâncias são adicionadas a certos alimentos que contêm óleos e gorduras (como batatas fritas e toucinho) com a finalidade de impedir sua oxidação no ar, produzindo compostos com sabores rançosos. Essas substâncias são denominadas antioxidantes e as mais comuns são derivadas do fenol. Uma delas está representada a seguir. Indique seu nome oficial.

60MATOZO; H. C.

ácido fórmico - do latim formica = formiga

I

ácido acético - do latim acetum = azedo

II

ácido propiônico

III

IV

ácido acrílico - da utilização na síntese

V

ácido butírico-do latim butyrum=manteiga

VI

ácido valérico

C

O

OH

H

C

O

OH

CH3

C

O

OH

CH2CH3

C

O

OH

CHCH2

de resina acrílica

CH3

CH2

CH2

C

O

OH

C

CH2

CH2

CH2

CH3

O

OH

VII

C

CH2

CH2

CH2

CH2

CH3O

OH

ácido capróico-do latim caper=cabra

OH

CH2

CH2

CH2

CH3

CH2

CH2

CH2

CH3

CH3

17) (FAFI-MG)

Sobre o benzeno, C6H6, estão corretas as seguintes afirmações, exceto:

a) Possui três pares de elétrons deslocalizados.b) É uma molécula plana, com forma de hexágono regular, confirmada por estudos espectroscópicos e de cristalografia por raios X.c) Todos os ângulos de ligação valem 120° devido à equivalência de todas as ligações carbono-carbono.d) O benzeno não apresenta estrutura de ressonância.e) Os seis elétrons p estão espalhados igualmente nos seis carbonos e não localizados entre os pares de átomos de carbono.

18) Alguns compostos são muito utilizados para intensificar o sabor de carnes enlatadas, frangos, carnes congeladas e alimentos ricos em proteína.Por exemplo:

Esse composto não contribui, por si só, ao sabor. Sua função é explicada por duas teorias: Estimula a atividade das papilas do gosto. Aumenta a secreção celular.Quais as funções orgânicas existentes no composto acima?(a) Amida, amina e ácido (b) Anidrido de ácido e sal orgânico (c) Amina, ácido carboxílico e sal orgânico(d) Amida, ácido carboxílico e sal orgânico (e) Amido, ácido orgânico e éster de ácido.

19) Um xampu, de um modo geral, contém, no mínimo, as seguintes substâncias: detergente, espessante, essência, corante, bactericida, fungicida, água desmineralizada, sal de cozinha e ácido cítrico para o seu pH. A fórmula estrutural abaixo corresponde ao ácido mencionado:

Quais as funções orgânicas presentes no composto acima?

(a) Álcool e ácido carboxílico (b) Álcool e aldeído (c) Enol e aldeído (d) Ácido carboxílico e fenol (e) Ácido carboxílico

20) Indique a alternativa que corresponda aos grupos funcionais de herbicida “Silvex”:

(a) Éter, cetona, aldeído (b) Éter, ácido carboxílico (c) Fenol, ácido carboxílico (d) Fenol, aldeído, álcool(e) Cetona, aldeído, álcool.

61MATOZO; H. C.

C CH2

C CH2

C

O

OHC

OH O

OH O

OH

C CH CH2 CH2 C

O

OH NH2

O

ONa

I II

Cl

Cl

Cl

O CH

CH3

C

O

OH

21) Qual é a soma das funções orgânicas presentes nas estruturas abaixo:

CH3 C C

OH OH

OH

CH3 C C

NH2H

OH

01. ácido carboxílico 02. cetona 04. amina 08. éster 16. álcool 32. aldeído 64- fenol

22) Equacione as reações de :a) cloração do benzeno

b) nitração do benzeno

d)sulfonação do benzeno

23) Equacione a reação do benzeno com:a) cloreto de etila

b) brometo de acetila

24) Indique abaixo qual é o composto que enquadra em meta, orto e para:

25) Quais dos compostos abaixo podemos dizer que é aromático. Justifique sua resposta.

26) Nomear os compostos carbônicos abaixo conforme as recomendações da IUPAC:

Observação: Círculo com cinza = carbono; Círculo preto = hidrogênio. A molécula está no plano da folha, isto é, não há átomos atrás da folha ou escondidos. a) b) c) d)

62MATOZO; H. C.

OH

HO

OH

O

OH

OH

OH

OH

OH OH

OHNO2

e) H3CCOCH2COCH2CH3

f) OCHCH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3 g) h) i) j)

k) l) m) n)

o) p) q) r)

s) t) u) v)

w) x) y) z)

27) Quais são os significados da linguagem usadas abaixo para descrever como os átomos estão unidos.

a) Cadeia aromática:

b) Cadeia aberta (acíclica):

c) Cadeia heterogenia:

63MATOZO; H. C.

H3CCHCHCH2CH2CH3

CH3 CH3

H3CCHCHCCCH3

CH3 CH3

CH3CHCHCH

CH3

CH3 O

C3H7

C2H5

NO2HOCH2CH2CH2CHCH2OH

OH

O

OH

C2H5

C2H5

C2H5

NO2

O

CH3CH2CH2CHCH2CHCH2CH3

OH

OH

O

O

O

ClO2NH3C C

O

O

CH3C

O

CH3CH2CHCH2CHCH2CH2CH3

CH3

CH2CH3

H3C(CH2)4

CH3

d) Cadeia insaturada:

e) Cadeia não ramificada:

28) Desenhe as estruturas dos seguintes alcenos:

a) hept-2,4-dieno

b) 1-cloroprop-1-eno

c) cetona etílica e metílica

d) álcool propílico

e) 3-etilbenzenol

f) meta-etilfenol

g) cetona dietílica

h) hexan-1,4-diol

i) But-1,3-dieno

j) cetona etílica e propílica

k) álcool isobutílico

l) 3-propilbenzenol

m) hexan-1,4-diol

n) But-1,3-dieno

o) cetona etílica e propílica

p) álcool isobutílico

q) 3-propilbenzenol

r) etilamina

s) isopropilamina

t) anilina

u) cicloexano

v) etanoato de etila

w) 2-cloroexano

x) 1-bromo-2-cloroetano

h) triclorometano

64MATOZO; H. C.

y) metanamida

z) octanamida

29) O que é energia de ligação?

30) Calcule ΔH para a reação de etileno com o fluor dando C2H4F2. R.: -552kJ 31) Qual dos compostos abaixo apresenta isomeria geométrica?a) 2,3-dimetilpent-2-enob) 2-metilbut-2-enoc) 2,3-diclorobut-2-eno

32) Quantos isômeros oticamente ativo apresenta o composto:

33) Quantos isômeros apresenta o composto C2H2F2 ? De que tipo são?

34) Como você descreveria uma reação de substituição, adição, combustão, oxirredução e eliminação? Usar conceitos de Química Orgânica.

35) Descreva as principais propriedades dos hidrocarbonetos, e dos grupos funcionais relatados na apostila.

36- Dê exemplos e o nome segundo a IUPAC 2001 de isômeros de cadeia.

37- Qual o nome do composto que tem 3(três) ligações π (pi) e 12(doze) ligações σ (sigma)? Qual a sua MM? Há carbonos primário(P), secundário(S), terciário(T) ou quartenário(Q)? Quantos CARBONOS P, S, T e Q? Deixar a fórmula estrutural, molecular e cálculos.

38- Qual a diferença entre isômeros ópticos e geométricos? Dê exemplos e nomeá-los.

39- Qual é a forma dos orbitais s e p (dica Hibridização do átomo de carbono)? Dê exemplo em reação.

40- Qual a diferença entre as reações hemólise e heterólise?

41- Quantos e quais isômeros podemos obter com a fórmula molecular C5H12O e C4H7N? Quais as os tipos (classificações) de isomerias? Dar o nome a cada composto orgânico segundo a IUPAC 2001.

42- Montar a reação de combustão dos compostos, 3,3-dietildec-4-en-7-ino; butan-1-ol; composto contendo duas ligações pi consecutivas (hidocarboneto sem ramificação contendo 3 C). Deixar a Fórmula Molecular, estrutural, e quais os compostos que sofrem redução e oxidação.

43- Qual o nome do composto que tem 3(três) ligações π (pi) e 12(doze) ligações δ (sigma)? Qual a sua MM? Há carbonos primário(P), secundário(S), terciário(T) ou quartenário(Q)? Quantos CARBONOS P, S, T e Q? Deixar a fórmula estrutural, molecular e cálculos.

44- Os hidrocarbonetos são os principais constituintes do petróleo. Esta afirmação está correta? Justifique sua resposta?

65MATOZO; H. C.

H3C C C CH3

H

OH

H

Cl

45- A glicose também chamada de glucose ou dextrose é um monossacarídeo usado pelas células como fonte de energia. Dê o nome da glicose segundo a IUPAC 2001? Qual a massa necessária para prepararmos 100mL de uma solução 0,01M de glicose? Deixar os cálculos.

46- Dê um exemplo de sal quartenário de amônio (NOME IUPAC 2001 E FÓRMULA ESTRUTURAL)

47- No artigo da revista MINAS faz Ciência n° 35, sobre as micobactérias onde um exame identifica com rapidez e precisão o microorganismo do gênero Mycobacterium, um dos principais agentes causadores de infecções pós-cirúrgicas. A técnica irá ajudar nas identificação precoce de doenças relacionadas diretamente a microorganismo do gênero. A turberculose é uma dessas doenças, para combate-la geralmente usam antibióticos, alguns deles são: Isoniazid, Rifampicin, Pyrazinamide e Ethambutol. Podem ser receitados para se tomarem diariamente ou 3 vezes por semana. A fórmula estrutural da Rifampicin está abaixo. Quais e quantas funções há neste composto?

48- Na revista FAPESP de Janeiro/09 sobre EINSTEIN O Universo Além da Física, onde relatavam depoimentos e vários artigos sobre teorias envolvendo o Físico e o ser Humano da pessoa Einstein. Na página 8 (oito) o Professor Luiz Davidovich da UFRJ descreveu o conflito de Einstein com a física quântica. O que você pode dizer sobre Einsten? Qual a sua interpretação sobre a frase ...“Conhecimento global não implica conhecimento individual das partículas. Se não entendem podem ficar tranquilos. Ninguém entende”... . Dica: Descreva apenas o que sabe, as partículas estão relacionadas com o fóton(são comumente associados com a luz visível, o que só é verdade para uma parte muito limitada do espectro eletromagnético. Toda a radiação eletromagnética é quantizada em fótons: isto é, a menor porção de radiação eletromagnética que pode existir é um fóton, qualquer que seja seu comprimento de onda, frequência, energia ou momento. Fótons são partículas fundamentais que podem ser criados e destruídos quando interagem com outras partículas, mas é conhecido pelo decaimento por conta própria).

49- Qual o nome do composto que tem 2(duas) ligações π (pi) e 10(dez) ligações δ (sigma)? Qual a sua MM? Há carbonos primário(P), secundário(S), terciário(T) ou quartenário(Q)? Quantos CARBONOS P, S, T e Q? Há Carbonos assimétricos? Se a resposta for sim, quantos isômeros ópticos há? Dica: Há um grupo carboxílico e no segundo carbono há um halogênio e um grupo hidroxila. Deixar a fórmula estrutural, molecular e cálculos.

50- Os hidrocarbonetos são os principais constituintes do petróleo. Sabendo-se disto, qual o nome de um dos compostos (segundo a IUPAC- 2001) retirado por destilação do petróleo, em que temos cinco carbonos primários, um secundário, um terciário e um quaternário? Classifique os carbonos em sp, sp2 e sp3 .

51- Qual a diferença entre isômeros ópticos e geométricos?

66MATOZO; H. C.

C CH C C C C

O

H

OH

OH

OH OH OH

H

HHH

H

52- Os compostos com dois carbonos primários (sp3) e um átomo de oxigênio, pertence a qual tipo de isômeria? Quais os nomes segundo a IUPAC – 2001?

53- Dê exemplos de compostos polares e apolares. (Compostos orgânicos)

54- Qual é a forma dos orbitais s e p (dica Hibridização do átomo de carbono)?

55- Dê exemplos e o nome segundo a IUPAC 2001 de isômeros de cadeia.

56- Quais os nomes do isômeros que podemos obter através da fórmula molecular C3H6?

57- Descreva a importância da Química Orgânica em sua vida.

58- Quantos e quais isômeros podemos obter com a fórmula molecular C5H12O e C4H7N? Quais as os tipos (classificações) de isômerias? Dar o nome a cada composto orgânico segundo a IUPAC 2001.

59- As Representação de Newman A B C D E

Podemos afirmar que:

(a) As conformações A, B e C são eclipsada (b) Somente a D tem a conformação alternada (c) A conformação E é o butano (d) As conformações A e B são eclipsadas (e) O composto A e B são homólogos “série”

60- Em uma série homóloga, os vizinhos do termo C8H20O são:(a) C10H24O; C12H28O (b) C6H16O2;C10H24O2 (c) C8H16O; C8H12O (d) C10H24O; C6H16O (e) C6H16O; C4H12O

61- Um composto que tenha carbonos sp3 e sp2 (somente C “carbono” e H “hidrogênio”) poderá ser isômeros de: (a) função (b) tautomeria (c) geométrico “cis e trans” (d) compensação (e) nenhuma das alternativas “NDA”

62- Sendo o alcano mais simples, podemos afirmar que é: (a) isólogo ao C2H6 (b) isômero de alceno (c) heterólogo CH4O (d) homólogo a um alceno (e) nenhuma das afirmativas “NDA”

63- Os compostos ácido hexanóico e etanoato de isobutila (Dica: isobutil -CH2-CH(CH3)2) são responsáveis pelo mau cheiro exalado pelas cabras e pela esseência de morango respectivamente. O tipo de isomeria que se verifica entre as duas substâncias e a fórmula estrutural é: (a) de cadeia CH3CH2CH2CH2CH2CH2COOH e CH3COOCH2CHCH3CH3 (b) de função CH3CH2CH2CH2CH2CH2COOH e CH3COOCH2CHCH3CH3 (c) de posição CH3CH2CH2CH2CH2CH2COOH e CH3COOCH2CHCH3CH3 (d) de compensação CH3CH2CH2CH2CH2COOH e CH3COOCH2CHCH3 (e) Nenhuma das alternativas “NDA”

64- No Laboratório da EMIP- Química o professor colocou uma amostra no polarímetro e pediu para que os alunos calcula-se a concentração do composto. Qual tipo de isomeria estava sendo analisada? (a) função (b) tautomeria (c) geométrica “cis e trans” (d) óptica (e) compensação

67MATOZO; H. C.

HH

HH

HH

H

HH

H

H HH

H

H

HH CH

3

H Cl

H

H

H

H

H CH3H CH

3

H

H

H

H

H

H

H

H

H CH3

HBr H H

H

H

H

H

H

H

65- Observando que a mistura racêmica é quando temos 50% de composto que desvia a luz polarizada para a direita e 50% de composto que desvia a luz polarizada para a esquerda. Sabendo-se disso qual a relação entre o número de dextrógiro (d), levógiro (l) e racêmicos (r) de um mesmo composto? (a) d = l > r (b) d > l = r (c) d = l = r (d) d > l > r (e) d < l < r

66- Um composto orgânico contém 83,3% de carbono e o restante de hidrogênio, sabendo que a massa molecular do composto é 72gmol-1. Quantos isômeros planos o composto pode apresentar? (a) 1 (b) 2 (c) 3 (d) 4 (e) 5

67- Os compostos abaixo, podem apresentar isomeria exceto: (a) etoxietano (b) 1-cloropropan-1-ol (c) 1,2-dibromociclobutanoano (d) propano (e) todas as alternativas estão corretas

68- A talidomida (C13H10N2O4), sintetizada pela primeira vez na forma racêmica, na Alemanha em 1954, é uma substância dotada de propriedades químicas capazes de controlar ansiedade, tensão nervosa e náuseas. Em 1960, foram descobertos seus efeitos teratogênicos. Os estudos demonstraram que gestantes que consumiram essa substância geraram fetos com má formação e que o causador dessa anomalia é o isômero l-talidomida.Admitindo que 8mg de l-talidomida seja a dose mínima capaz de provocar a má formação do feto. Uma gestante consome um medicamento cuja fórmula contenha 12mg de talidomida racêmica, este medicamento poderá ocasionar má formação do feto? Justifique sua resposta.

69- No dia 20 de maio de 2009 os alunos do curso de Química da EMIP foram à Universidade de Viçosa, visitaram o Departamento de Química e Estandes de várias áreas. No departamento de Química segundo relatos da aluna de doutorado pesquisam na área de poluição ambiental compostos (agrotóxicos) BTX (benzeno, tolueno e xilenos). Dica: Tolueno = metilbenzeno; xileno = 1,2-dimetilbenzeno, 1,3- dimetilbenzeno, 1,4- dimetilbenzeno. Na revista Química Nova (vol.27 no 3 de 2004) relatou que em 2001 a Agência Nacional de Águas, cerca de 70% dos rios que fazem parte das bacias hidrográficas que vão do Sergipe ao Rio Grande do Sul apresentaram altos índices de contaminação, principalmente por efluentes urbanos, substâncias lixiviadas de grandes lixões e agrotóxicos. Sabendo da importância destes estudos podemos afirmar que os compostos BTX: (a) são isômeros (b) são isólogos (c) somente o benzeno e o tolueno são homólogos (d) somente xileno apresenta isomeria (e) Nenhuma das alternativas “NDA”

70- No centenário da descoberta da Doença de Chagas, pesquisadores falam sobre os avanços no diagnóstico, controle e tratamento, além dos desafios que ainda persistem para sua erradicação (revista Minas faz Ciência n° 36). Ainda não há vacina para a prevenção da doença. A prevenção está centrada no combate ao vetor, o barbeiro, principalmente através da melhoria das moradias rurais a fim de impedir que lhe sirvam de abrigo. A melhoria das condições de higiene, o afastamento dos animais das casas e a limpeza frequente das palhas e roupas são eficazes. O DDT [4,4'-(2,2,2-tricloroetano)bis(clorobenzeno)] apresenta grande eficiência no combate a mosquitos. Com ajuda do DDT, a malária foi banida da Flórida, Itália, Espanha,etc. No Brasil, houve erradicação da malária em estados como Ceará, Minas Gerais, Piauí etc. Em 1950, o então presidente Eurico Gaspar Dutra anunciou a erradicação da dengue no Brasil.Observação: Em 14 de maio de 2009 o DTT ( Lei nº. 11.936) teve sua fabricação, importação, exportação, manutenção em estoque, comercialização e uso, proibidos.

68MATOZO; H. C.

a) Qual a fórmula molecular do DTT? Quantos Carbonos Primário, secundário, terciário e quaternário existem?

b) Por que o DTT foi banido, se é tão eficaz contra vários vetores ?

24- REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

[1] MATOZO,H.C. Apostila de química orgânica teórica II- João Monlevade, 2007.[2] http://ull.chemistry.uakron.edu/periodic_table/H.html[3] RODRIGUES;J.A.R. Nomenclatura de Compostos Orgânicos. Revista Química Nova na Escola

número13, maio de 2001, páginas 22-28. [4] PERUZZO, T. CANTO, E.L. Química:Volume único. 2a edição. São Paulo, Editora Moderna, 2003.[5] FONSECA; M. R. M. Química Integral. Editora FTD S.A., 2004.[6] SALLES, A.M. Química Orgânica II. São Paulo. Centro de Recursos Educacionais. Coleção Objetivo

Sistema de Métodos de Aprendizagem, 1996.[7] http://www.mundodoquimico.hpg.com.br[8] http://www.iupac.org/divisions/III/index.html[9] AMARAL, L. F. P.et al. Fundamentos de química orgânica. São Paulo. Editora Edgar Blucher Ltda.

1980. Reimpressão, 2001.[10]KOLTZ, J.C.TREICHEL, P. JR. Química e reações química. Tradutor Horácio Macedo 3a edição.

Rio de Janeiro, LTC- Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1998.[11]MASTERTON; L. W. SLOWINSKI; E. J. STANITSKI; C. L. Tradução Jossyl de Souza Peixoto.

Princípios de Química. Sexta Edição. Rio de Janeiro, Editora Guanabara Koogan S.A., 1990.[12] http://www.fisica.net/quimica/[13] http://www.cleberserafin.cjb.net[14]SALLES, A.M.Química Orgânica I. Centro de Recursos Educacionais. São Paulo. Coleção

Objetivo Sistema de Métodos de Aprendizagem, 1996. [15]KOLTZ, J.C.TREICHEL, P. JR. Química e reações química. Tradutor Horácio Macedo 3a edição.

Vol. I e II. Rio de Janeiro, LTC- Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1998.[16]ROMERO; J. R. Fundamentos de Estereoquímica dos Compostos Orgânicos. Ribeirão Preto-SP,

Holos Editora, 1998.[17] Fundação Amparo à Pesquisa do Estado de São Paulo www.fapesp.br[18] Fundação Amparo à Pesquisa do Estado de Minas Gerais www.fapemig.br[19]FLETCHER; J. H. DERMER; O. C. FOX; R. B. Nomenclature of organic compounds. Principe and

practice- Advances in Chemistry Series 126-1974[20] http://www2.ufp.pt/~pedros/qo2000/nomenclatura.htm[22] SARDELA, A. Química, Volume Único, Editora Ática, 2003[23] http://www.cdcc.usp.br[24]Resumo do vídeo sobre cursos para professores de ciências e a pesquisa do Physics Education Group

da Univ. de Whashington.[25]Texto sobre Palestra Millikan de 1990: “O que ensinamos e o que é aprendido- diminuindo a

lacuna”.

69MATOZO; H. C.

química orgânica teórica 3 ed

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