CURSO FARMÁCIA SEMESTRE

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1 QUÍMICA ORGÂNICA I INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA (Parte I) CURSO FARMÁCIA SEMESTRE 2016/2 Professoras: Alceni Augusta Werle Tânia Márcia Sacramento Melo

2 Tabela Periódica/Revisão Representação esquemática do átomo O volume ocupado pelo elétron, chamado de eletrosfera, é extremamente maior que o tomado pelo núcleo Uma vez que os elétrons são responsáveis por praticamente o volume dos átomos, eles têm um papel predominante sobre as propriedades químicas e físicas dos elementos e compostos.

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4 ORBITAIS ATÔMICOS O orbital é a região do espaço onde é mais provável encontrar um elétron. Os orbitais atômicos são designados pelas letras s, p, d ef. Oorbitalséesférico.

5 O orbital p tem forma de alteres distribuídos sobre os três eixos cartesianos: Os orbitais p têm energia mais alta que o orbital 2s mais distantes do núcleo. Orbitais degenerados têm a mesma energia.

6 Os orbitais atômicos se localizam sobre diversos níveis de energiaoucamadas,quesãodesignadospornúmeros(1a7).

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8 LIGAÇÕES QUÍMICAS Lewis propôs a regra do octeto: um átomo é mais estável se sua camada mais externa contém oito elétrons - configuração de gás nobre. Elétrons mais internos elétrons do cerne. Elétrons da camada mais externa (última camada) elétrons de valência. Elétrons de valência participam de ligações químicas e de reações orgânicas.

9 Tipos de ligações químicas: A) Ligação iônica Envolve a completa transferência de elétrons: um cátion(carga positiva) formado a partir do elemento atrai um ânion (carregado negativamente), ocorre com elementos de eletronegatividades distintas. Exemplos: LiF, NaCl Li + F Li + + F _

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11 Eletronegatividade Eletronegatividadeé a medida da atração do átomo pelos elétrons em uma ligação. Valores de Eletronegatividade

12 B) Ligação Covalente: Hidrogênio 1) A ligação covalente ocorre com elementos que apresentam a mesma ou similar eletronegatividade e envolve o compartilhamento entre eles. 2) Quando um orbital 1s do H de um átomo se sobrepõe ao orbital 1s do outro átomo de H, uma ligação sigma (σ) que concentra a densidade de elétrons entre os dois núcleos é formada.

13 3) A forma da ligação é um cilindro simétrico, porque os elétrons que formam a ligação são distribuídos simetricamente sobre uma linha imaginária ligando os dois núcleos.

14 Teoria do Orbital Molecular H + H H..H + 435kJ/mol

15 Formação da molécula de hidrogênio Força da ligação = energia de dissociação da ligação

16 Ligação Covalente: Metano (CH 4 ) e hibridização do átomo de carbono estado fundamental. Nesta descrição, o carbono deve formar apenas duas ligações porque tem apenas dois elétrons de Valência não pareados e CH 2 deve ser uma molécula estável. No entanto, CH 2 é uma espécie muito instável que não pode ser isolada em condições típicas de laboratório.

17 Há uma segunda possibilidade. Promoção de um elétron de um 2s para um orbital 2p vazio formaria quatro elétrons desemparelhados. Este processo requer energia, porque move um elétron para um orbital de maior energia. Esta configuração de elétrons de energia superior é chamada um estado eletronicamente excitado.

18 Para resolver esse dilema, químicos propõem que os átomos de carbono não utiliza s puro e puro orbitais p na formação de ligações. Em vez disso, os átomos usam um conjunto de novos orbitais, chamados orbitais híbridos. - Hibridização é a combinação de dois ou mais orbitais atômicos para formar o mesmo número de orbitais híbridos, cada um comamesmaformaeenergia.

19 Forma e orientação das orbitais híbridos sp 3 A mistura de um orbital de 2s esférico e três orbitais 2p forma de haltere origina quatro orbitais híbridos, cada um tendo um lobo grande e um pequeno lobo. Os quatro orbitais híbridos são orientados para os vértices de um tetraedro e formam quatro ligações equivalentes. Entre os quatro orbitais híbridos teremos um ângulo de 109,5º.

20 -Ligação no CH 4 usando orbitais híbridos sp 3 As 4 ligações C-H são ligações σ Potencial eletrostático do etano

21 Outros padrões de hibridização -UmOrbital2sedoisorbitais2pformamtrêsorbitaishíbridossp 2. Entre os três orbitais híbridos teremos um ângulo de 120º e estes em relação ao orbitalpumângulode90º.

22 Ligações no eteno usando orbitais híbridos sp 2 Potencial eletrostático do eteno

23 -UmOrbital2seumorbital2pformamdoisorbitaishíbridossp. Entre os dois orbitais híbridos teremos um ângulo de 180º e estes com relação acadaorbitalpumângulode90º.

24 Ligações no etino usando orbitais híbridos sp Potencial eletrostático do eteno Cada C tem 2 orbitais híbridos sp A ligação C-H e C-C são ligações σ

25 Hibridização e a ligação em moléculas orgânicas

26 A Medida que aumenta a porcentagem caráter s, o orbital híbrido mantém seus elétrons mais próximos ao núcleo, - geometria esférica-, a ligação fica mais curta e mais forte. Embora orbitais híbridos sp 3, sp 2 e sp sejam similares na forma, eles são diferentes em tamanho.

27 Força e distância da ligação x Hibridização À medida que aumenta a densidade eletrônica entre dois núcleos, ligações se tornam mais curtas e mais fortes.

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29 - Na geometria das moléculas sp 3 sp 2 sp Tetraédrica Angular Linear

30 Outros exemplos de moléculas com ligações covalentes: Carga Formal = n o elétrons de valência - (n o elétrons não ligantes + 1/2 n o elétrons ligantes)

31 Polaridade das ligações covalentes e das moléculas Em moléculas onde os dois átomos ligados não possuem diferença de eletronegatividade, o par de elétrons é igualmente compartilhado na ligação covalente. Porém, quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos, o compartilhamento também será desigual, gerando uma ligação polar, e por conseqüência, uma molécula polar. Mesma eletronegatividade Diferença de eltronegatividade H H δ+ δ H Cl

32 A magnitude dessa polarização é denominada de momento dipolar ou momento de dipolo (µ), dado pela seguinte fórmula: Momentode dipolo(d) = µ= ex d (µ emdebye) d= distância, em metro, que separa as cargas e= carga parcial, em Coulomb µ= momento de dipolo ( a unidade mais usada é Debye, eseuvalornosiéde3,33564x10-3 C/m)

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34 Moléculas poliatômicas Use o procedimento a seguir para determinar se uma molécula tem um dipolo: 1.Use as diferenças de eletronegatividade para identificar todas as ligações polares e os sentidos dos dipolos de ligação. 2.Determinar a geometria em torno de átomos individuais, e decidir se os dipolos individuais se cancelam ou se reforçam mutuamente.

35 - Pares de elétrons não ligantes fazem grandes contribuições para o µ. Uma molécula polar tem ligações polares, ou dois ou mais dipolosdeligaçãosereforçam.umexemploéaágua:

36 Moléculas APOLARES ( µ = 0 ) - Átomos de mesma eletronegatividade. - Átomos de eletronegatividades diferentes, cujos momentos de dipolo se anulam GEOMETRIA da molécula.

37 Existem moléculas formadas por ligações polares, mas que são apolares (possuem μ=0). Fórmula µ(d) Fórmula µ(d) H 2 0 CH 4 O Cl 2 0 CH 3 Cl 1,87 HF 1,91 CH 2 Cl 2 1,55 HCl 1,08 CHCl 3 1,02 HBr 0,42 CCl 4 0 HI 0,42 NH 3 1,47 BF 3 0 NF 3 0,24 CO 2 0 H 2 O 1,85