Fundamentos de Química Orgânica

1. Fundamentos de Química Orgânica Prof. Dr. Fábio Herbst Florenzano

2. Informações gerais • Prof. Fábio • Sala A-08, campus II • Email: fhfloren@usp.br • Estrutura da disciplina • Aulas Expositivas • Estudos Dirigidos • Exercícios

3. Cronograma tentativo

4. Avaliação • 3 provas teóricas (20/7, 25/10 e 6/12), com pesos iguais • Média final= (P1+P2+P3)/3

5. Bibliografia Básica • CAMPOS, M.M. Fundamentos de Química Orgânica. Editora Edgard Blücher, 1997. • McMURRY, J. Química Orgânica. Rio de Janeiro: LTC Editora, 1997. • MORRISON, R.T. e BOYD, R.N. Qu[mica Orgänica. Lisboa: FundacãoCalousteGulbenkian, 1995. • SOLOMONS, T.W.G., FRYHLE, C.B. Química Orgânica. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2005. • QUINOÁ, E. e RIGUERA, R. Questões e Exercícios de Química Orgânica. São Paulo: MAKRON Books, 1996.

6. A Química Orgânica • Histórico • Até o século XIX • Síntese da uréia a partir do cianato de amônio - 1828 • Elementos Químicos • Isótopos • Elétrons de valência (famílias da tabela periódica) • Teoria Estrutural • Valência dos átomos (C, O, H, N, etc.) • Representação das ligações (covalentes) • Isomeria e fórmulas estruturais

8. Ligações Químicas • A Regra do Octeto • Ligações iônicas e covalentes

9. Ligações covalentes • Compartilhamento de elétrons: • Configuração de gás nobre (quase sempre 8 elétrons na camada de valência) • Conceito de moléculas • Estruturas de Lewis • Cargas formais • F=Z-(1/2)S-U

10. Teoria da Ressonância • Mais de uma estrutura de Lewis pode ser escrita para algumas moléculas • Cada uma dessas estruturas de ressonância, que existe apenas no papel, é uma estrutura válida e contribuirá parcialmente para a estrutura da molécula real, que é um híbrido de todas as estruturas de ressonância • Estruturas de ressonância de uma mesma molécula diferem apenas pelo posicionamento dos elétrons • Contribuição relativa de cada estrutura de ressonância • Exemplos: carbonato, grupo funcional amida

11. O íon carbonato

12. Teoria dos Orbitais • De acordo com a mecânica quântica os elétrons podem ser descritos também como ondas • A função de onda (Ψ) corresponde a um estado de energia de um elétron • Esse estado de energia pode ser ocupado por um ou dois elétrons • O quadrado da função de onda (Ψ2) expressa a probabilidade de se encontrar um elétron no espaço tridimensional • Um orbital é a região do espaço onde há alta probabilidade de se encontrar o elétron

14. Configurações eletrônicas • Os orbitais representam os níveis de energia atômicos 1s, 2s e assim por diante • De acordo com a energia, eles podem ser ordenados da seguinte forma, para as duas primeiras camadas: • 1s (1 orbital) < 2s (1 orbital) < 2p (três orbitais) • O preenchimento desses orbitais com os elétrons deve ser feito seguindo três princípios: Aufbau, exclusão de Pauli e regra de Hund.

15. Configurações eletrônicas de alguns átomos

16. Orbitais moleculares • As funções de onda de elétrons de dois átomos separados podem ser combinadas linearmente por adição ou subtração e gerar os chamados orbitais moleculares • Os orbitais moleculares pode ser ligantes ou antiligantes. No primeiro caso os elétrons são compartilhados pelos átomos e compõe uma ligação covalente, de comprimento definido

19. Hibridização de orbitais • Para explicar fatos como a geometria de moléculas orgânicas, recorre-se à teoria de hibridização dos orbitais • Segundo essa teoria, orbitais da camada de valência do mesmo átomo podem se combinar (soma ou subtração das funções de onda) formando novos orbitais híbridos • No caso do carbono há um orbital s e três p na camada de valência

20. Hibridização sp3

21. Hibridização sp3 – o metano

22. Ligação sp3-s: exemplo de ligação sigma

23. Hibridização sp2 – o eteno

24. O carbono com hidridização sp2

25. O carbono com hidridização sp2: o eteno

26. Ligação pi

27. Ligação dupla: a restrição rotacional

28. A ligação dupla: isomerismo cis-trans • Devido ao impedimento rotacional, os grupos podem ser distribuídos de duas maneiras diferentes nos carbonos de uma dupla ligação. • Exemplo 1,2 dicloro eteno: duas substâncias diferentes! Cis e trans • 1,1 dicloroeteno: apenas uma substância • 1,1,2 tricloroeteno: apenas uma substância

29. Hibridização sp

30. Hibridização sp: o etino

31. Comparação entre etano, eteno e etino

32. Explicando a geometria molecular • Repulsão dos pares de elétrons de valência (RPECV ou VSEPR): • Os orbitais se repelem e a configuração de menor energia é aquela em que os pares de elétrons estão afastados • Devem ser levados em consideração os elétrons compartilhados e não-compartilhados • Os não-compartilhados tendem a repelir mais que os outros • Exemplos significativos: água e amônia

33. As moléculas da água e da amônia

34. Fórmulas estruturais

35. Fórmulas tridimensionais

36. Famílias dos compostos de carbono

37. Famílias dos compostos de carbono

38. Famílias dos compostos de carbono: propriedades físicas e estrutura

39. Forças intermoleculares • São forças que existem entre moléculas como resultado da atração/repulsão entre suas nuvens eletrônicas • Propriedades das substâncias, como as propriedades físicas comuns estão intimamente ligadas a essas forças • Devido à variedade de grupos funcionais e famílias dos compostos orgânicos, eles podem apresentar diversos tipos de forças e, por conseguinte, apresentam propriedades também bastante diferentes • A densidade eletrônica sobre os átomos e grupos é fundamental para determinar quais forças intermoleculares ocorrem

40. A origem da polaridade: a ligação covalente polar • Quando dois átomos com certa diferença de eletronegatividade (p.ex. C-O, C-N, O-H, N-H) se ligam por ligações covalentes, os elétrons se distribuem de maneira não-homogênea sobre esses átomos, gerando polaridade na ligação, um dipolo, onde há uma separação parcial de carga e um pólo parcialmente positivo e outro parcialmente negativo • A magnitude da polaridade da ligação pode ser medida pelo seu momento de dipolo (carga x distância) • A soma vetorial dos momentos de dipolo determina o momento de dipolo da molécula • Lembrando que, quando a diferença de eletronegatividade é muito alta, a ligação é iônica, com separação total de cargas

41. Momentos de dipolo

42. Momentos de dipolo: água e amônia

43. Propriedades físicas e estrutura molecular

44. Exemplos de processos mediados por forças intermoleculares

45. Forças intermoleculares e solubilidade • A solubilidade de uma substância em um líquido dependo do balanço entre as interações (soluto/soluto+solvente/solvente) x soluto/solvente • Sendo as interações soluto/solvente intensas, a substância será solúvel naquele solvente específico • Portanto, substâncias que interagem fortemente com o determinado solvente por forças intermoleculares tendem a ser solúveis nele • De uma maneira bastante genérica e com muitas exceções diz-se que semelhante dissolve semelhante (polar dissolve polar...)