Estrutura de compostos_orgânicos

Estrutura de compostos
Orgânicos
Disciplina: Q. Orgânica I

Introdução
Química Orgânica : Estuda os compostos formados
pelo
carbono,
pois
formam
substâncias
fundamentais para a vida.
Elementos que constituem as moléculas orgânicas:
C, H, O, N, S e Halogênios.
O
Exemplos :
OH
CH
3

H
HO
H
H

OH
H
OH
OH
OH

Glicose, fórmula em cadeia
aberta (um carboidrato)
Estrutura de compostos orgânicos

H
H

H

H
H2N

HO

R
Estradiol
(um hormônio feminino)

O
OH

Aminoácido
(monômero de proteínas)

Estrutura tridimensional do DNA


Estrutura tridimensional da
carboxipeptidase

Introdução

HO

OH
NH
Cl

OH
Clorafenicol (um antibiótico)

CH3 O
H3C

H
CH3
Ibuprofeno (um analgésico)


CH3

Cl

OH

Cl

CH3

NH

HO

O

H3C

H

CH3
OH
Terbutalina (tratamento de
bronquite asmática)

Introdução

Histórico:
1780 – 1807- Vitalismo – Jons Jakob Berzelius (Sueco)
1784 - Identificação dos elementos predominantes das moléculas orgânicas:
C, H e O – Antoine Lavoisier
1828 - Síntese da uréia – Friedrich Wohler (Alemão)
1858 – 1861 - Avanços da teoria estrutural – postulados de August Kekulé,
Archibald Couper e Alexander Butlerov
1924 – Descoberta das propriedades ondulatórias do elétron -Louis de Broglie
1926 – Desenvolvimento de Mecânica Quantica por Erwin Schrodinger

Introdução

A mecânica quântica usa a equação matemática do
movimento de onda para caracterizar o movimento
dos elétrons em torno do núcleo.
As funções de onda ou orbitais nos diz a energia de
um elétron e a região do espaço em torno do núcleo
onde um elétron é mais provavelmente encontrado.
O orbital atômico mais perto do núcleo tem a menor
energia.

Introdução

• Sinais de fases das funções de onda
Ligação Química


Introdução

Ligação Química da molécula de H2


Introdução

Considerações importantes:
- O princípio da construção ou Aufbau: Primeiro os
elétrons ocupam os orbitais de menor energia.
- O princípio de exclusão de Pauli: somente dois elétrons
podem ocupar o mesmo orbital e os dois elétrons têm
que ter spins opostos.
- A regra de Hund: os elétrons ocuparão orbitais vazios
antes de serem emparelhados em um mesmo orbital.

Propriedades do carbono
• O carbono não libera nem aceita elétrons
prontamente.
•O

carbono compartilha elétrons com outros
átomos de carbono, bem como com diferentes tipos
de átomos.
O carbono pode formar até quatro ligações.

.



Eletronegatividade

Configuração eletrônica



Momento de dipolo de uma ligação (D) = µ = e x d
(e) : grandeza da carga no átomo
(d) : distância entre as duas cargas
Uma ligação polar tem uma extremidade positiva e uma
extremidade negativa.


Orbitais atômicos do carbono

Orbital s

Tem forma esférica
Tem menor energia que o orbital p

Orbitais atômicos do carbono

Orbitais p


Orbitais moleculares
Características:
-Pertencem a molécula como um todo.
-Ligação σ: formada pela sobreposição de dois orbitais s ou s
e p hibridizados (sp3, sp2 ou sp).
Comprimento da ligação/dissociação da ligação:
-É a energia necessária para quebrar uma ligação ou energia
liberada para formar uma ligação.



Sobreposição em fase forma um OM ligante;
sobreposição fora de fase forma um OM
antiligante



Ligação pi (π) é formada pela sobreposição lado-alado de dois orbitais p paralelos



Orbitais híbridos do etano


Ligação Química
Tipos de Ligações Químicas:
- Ligações iônicas : Acontece por transferência de elétrons.

Ocorre entre átomos de eletronegatividades bem diferentes.
- Ex: LiF, NaCl, Na2SO4, etc.
- Ligações covalentes: Acontece por compartilhamento de

elétrons. Ocorre entre elementos de eletronegatividades
iguais (Lig. Apolar) ou diferentes (Lig. Polar). Ex: H2O,
CH4, CH3CH3, CH3COOH, demais moléculas orgânicas.

Ligação Química

Características das substâncias iônicas:
- São sólidas
- Possuem fortes forças eletrostáticas
- Possuem elevados pontos de fusão
- Quando em solução aquosa, geralmente conduzem a

corrente elétrica.

Caracteristicas das substâncias covalentes:
- Podem sólidas ou líquidas
- Os pontos de fusão e ebulição dependem das forças

atrativas podendo ser elevados ou baixos.

Ligação Química

Representação da ligação covalente:

Por pontos – Representação de Gilberth Lewis :

Por traços – Representação de August Kekulé:


Ligação Química

2-Bromo-5-cloroexano

n-hexano

4-Metilexan-2-ol

3,3-Dimetilexan-1-ol

Hibridizações do átomo de carbono

Hibridização sp3


Hibridização do carbono

Molécula do etano


Hibridização sp2



Molécula do eteno



Hibridização sp



Molécula do etino


Ligação em haletos de hidrogênio


Resumo
- Uma ligação π é mais fraca do que uma ligação σ.
- Quanto maior for a densidade eletrônica na região

de sobreposição dos orbitais, mais forte é a ligação.
- Quanto maior o caráter s, menor e mais forte é a

ligação.
- Quanto maior o caráter s, maior é o ângulo de
ligação.

Momento de dipolo nas moléculas
A soma vetorial da magnitude e direção do momento de
dipolo da ligação individual determinam o momento de
dipolo total da molécula.


Forças intermoleculares
Estados físicos das substâncias orgânicas:
Sólido: moléculas muito próximas umas das outras – baixa
entropia.
Líquido: moléculas um pouco mais distantes – grau um
pouco maior de liberdade de movimento – média entropia.
Gasoso: moléculas com grande distanciamento umas das
outras – total grau de liberdade – alto grau de entropia.

Principais tipos de forças intermoleculares e espécies envolvidas:
Tipo de interação
Íon - dipolo
Dipolo - dipolo

Força relativa
Forte

Espécies envolvidas
Íon e moléculas polares
Ex: Sal + água ou álcool

Moderadamente forte

Moléculas
de média
polaridade. Ex: aldeídos

Dipolo – dipolo induzido

Muito fraca

Molécula polar e outra
apolar. Ex: aldeído +
hidrocarboneto

Dipolo instantâneo – dipolo
induzido

Muito fraca

Moléculas apolares
Ex: hidrocarbonetos

Associação por pontes de
Hidrogênio


Forte

Moléculas polares com H
ligado
a
elementos
eletronegativos como o O,
N. Ex: Álcoois.

Representação de cada tipo de interação intermolecular:
Ion - dipolo

Dipolo - dipolo
H

..

..
..
H

H

H

H

δ

δ

δ

δ

δ

δ

ou

δ

O

..
..

O

Cl

H

H

..

H

..
O
..

H

O

δ

H

H

O

..

..

Na

O

H

..
..

..

O

..
..

H

H

O

H

H

δ

molécula polar

choque

molécula apolar

δ

dipolo induzido
H3C

H

..
..
O

----

Associação por ponte de hidrogênio

H
O

..

H

..

..
..

O

----

H3C


δ

δ

----

δ

Dipolo instantâneo – dipolo induzido

CH3

H

..
..

Dipolo – dipolo induzido

O

CH3

δ

Ácidez e Basicidade de Substâncias Orgânicas
Ácidos e Bases
Conceitos
Svante Arrhenhius (Químico Sueco) – 1887
Ácido: São substâncias que cujas soluções aquosas
contém excesso de íons H+ (em relação a OH-).
Base: São substâncias cujas soluções aquosas
contém excesso de íons OH- (em relação a H+).

Ácidos e bases orgânicos

Gilberth Lewis
Ácido: Espécie capaz de aceitar um par de elétrons em
uma reação química ( Ex. H+, Mg2+, BF3, AlCl3, FeBr3)
Base: Espécie capaz de doar um par de elétrons em
uma reação química (Ex. H2O, NH3, CH3OH, éteres)
O

..

H 3C

CH 3
Base

F

F

..

H 3C

B
F

F
Ácido

O

+

B

CH 3 F

F


Ácidos e bases de Lewis


Ácidos e bases Orgânicos

*Johannes Bronsted (Dinamarquês) e Thomas
Lowry (Inglês) – 1923.
Ácido : Substância capaz de doar um ou mais prótons
(íons H+) em uma reação química.
Base: Substância capaz de aceitar um ou mais prótons em
uma ração química.
H

A

Ácido

+

B:

-

Base

B -H +

A

-

Base conjugada
Ácido
conjugado

* Conceituação mais divulgada

+

Ácidos e Bases de Brønsted–Lowry
Relações :
Ácido forte
Base forte


base conjugada fraca e vice-versa
ácido conjugado fraco e vice-versa


Estabilidade de bases conjugadas

Mapa de potencial eletrostático



Notas:
-Forte reage para dar fraco.
-Quanto mais fraca é a base, mais forte é seu ácido
conjugado.
-Bases estáveis são bases fracas.
H3C

C

O
+ NaOH
OH

Ácido

O
H3C

C

+ H2O

OBase

Ácido conjudado fraco

Base conjugada fraca

O
H3C

C

O

Ânion
estabilizado
ressonância


por

Equilíbrio Ácido/Base
Constante de ionização ácida (Ka)
+

H2O + HA
base

H3O + A

ácido

+

-

[H3O ][A ]
Ka =
[H2O][HA]
pKa = -log Ka


-

Força de ácidos e bases orgânicos

Constante de basicidade (Kb)

H2O + Base :
ácido

Kb = HO-

BaseH+

H2O

Base :

pKb = -log Kb


-

HO + BaseH+

Força de ácidos e bases

pK a

[HA]
= pH + log

[A ]
−

O pH indica a concentração de íons hidrogênio (H+) no meio.
Uma solução tampão mantém um pH aproximadamente
constante na adição de pequena quantidade de ácido ou base.
Quanto maior o valor de pKa menor é a constante de dissociação (Ka)


Força de ácidos
Tabela 1- Valores aproximados de pKa de alguns ácidos a 25 oC.
Ácido

pKa
aproximado

I-

-10

HBr

Br-

-9

HCl

Cl-

-7

HF

F-

3,17

RCOO-

4-5

ArOH

ArO-

9-11

H2O

HO-

15,74

RCH2O-

16

C2H2 (etino)

etineto

25

C2H6 (etano)

C2H5- (etaneto)

42

RCOOH

RCH2OH


Acidez crescente

HI

Base
conjugada

Força de ácidos

Assim,
Ácido forte ----------------------------pKa < 1
Ácido moderadamente fortes -------pKa = 1-5
Ácido fracos ----------------------------pKa = 5-15
Ácidos extremamente fracos --------pKa > 15
Maioria das substâncias orgânicas são ácidos
fracos ou extremamente fracos.


Fatores que influenciam na acidez de um composto
orgânico:
- Força da ligação H-A
- Eletronegatividade de A
- Efeitos eletrônicos que estabilizam a base conjugada A-

em relação a H-A

- Natureza do solvente quando a substância estiver

solubilizada


Força de ácidos

Efeitos eletrônicos que estabilizam a base
conjugada A- em relação a H-A


Força de bases

Dentre os compostos orgânicos os pertencentes à função
amina são os mais básicos.


Força de bases

Basicidade crescente

Quanto maior o pKa menor o Ka e maior o Kb


Força de bases

Mapas de potencias eletrostáticos para algumas aminas


Exercícios:
1- Disponha as moléculas orgânicas em ordem decrescente de
acidez.
OH
H3C

OH

, H C
3

,

CH2

C

O
H

(I)

(II)

(III)

,

O
H3C

CH2 C
OH
(IV)

2- Justifique o fato experimental : A ligação C-C do etino é mais
forte e menor (1,20 A)que a ligação C-C do etano (1,54 A)

3- Qual dos ácidos é o mais forte ? Justifique a sua escolha.
a- orto-hidroxibenzóico
c- para-hidroxibenzóico


b- meta-hidroxibenzóico

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