Química Orgânica. Prof. Me. Felipe Gorla Turma- EIN2014

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1 Química Orgânica Prof. Me. Felipe Gorla Turma- EIN2014

2 Química Orgânica Bergman 1780: Histórico Compostos orgânicos: substâncias obtidas dos organismos vivos Compostos inorgânicos: substâncias obtidas do reino mineral Berzelius Teoria da força vital: Compostos orgânicos substâncias produzidas por organismos vivos era a teoria da força vital e inorgânicas derivadas de minerais as quais faltava a força vital

3 Química Orgânica Friedrich Wohler 1828 : Cianato de Amônio (Inorgânico) Uréia (Orgânico) Histórico A partir desta observação a química orgânica passou a ser definida como a parte da química que estuda os compostos que contém o elemento químico carbono.

4 Química Orgânica Gmelim 1848 : Histórico Reconhece que o carbon é o elemento fundamental dos compostos orgânicos Kekulé 1858 : Química orgânica é a química dos compostos de carbono

5 Química Orgânica Substâncias Orgânicas Sintéticas Naturais Vitaminas, Fertilizantes, Alimentos, Medicamentos, Roupas, Energia ANO Nº de compostos orgânicos ou 200 milhões

6 Química Orgânica Características Gerais Formados principalmente por C, H, O, N Ligações covalentes Gases. Líquidos ou sólidos com baixo ponto de fusão Maioria insolúvel em água são APOLARES Não são bons condutores de eletricidade Queimam e se decompõem

7 Ligações Químicas

8 Ligações Químicas Química Orgânica Porquê os átomos se unem? Porque ocorre a formação das ligações químicas? Quando uma ligação é formada Energia é liberada; Para quebrar uma ligação Energia é fornecida LEWIS: átomos formam ligações para adquirir maior estabilidade, completando suas camadas externas

9 Ligações Químicas Gases Nobres Família 8ª ou Grupo 18 8 elétrons da camada de valência 2He 1s 2 10Ne 1s 2, 2s 2, 2p 6 18Ar - 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6 36Kr - 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 10,4p 6 54Xe - 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 4p 6, 3d 10, 4p 6, 5s 2, 5p 6 Química Orgânica Regra do Octeto: Os elementos tendem a se unir, formando compostos, para atingir a estabilidade (configuração eletrônica de gás nobre) 62Rn - 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 4p 6, 3d 10, 4p 6, 5s 2, 5p 6, 6s 2, 6p 6

10 Ligação Iônica Química Orgânica Quando ocorre transferência de elétrons entre os átomos induzindo um átomo a se tornar um íon carregado positivamente e outro a se tornar carregado negativamente. Ex: Atrações eletrostáticas: atrações entre cargas opostas mantém os átomos unidos formando os compostos iônicos.

11 Átomos podem alcançar a estabilidade pelo compartilhamento de elétrons formando as ligações covalentes Ex: Ligação Covalente Química Orgânica Ligação Simples ordem 1

12 Ligação Covalente Química Orgânica

13 Química Orgânica Ligação Covalente Átomo central mais eletronegativo Átomos terminais Dupla ligação ordem 2

14 Ligação Covalente Química Orgânica Quando átomos se unem através de ligações covalentes formam-se as moléculas Representamos as ligações covalentes através das Estruturas de Lewis. Valência: 2s 2, 2p 4 Valência: 1s 1 Valência: 2s 2, 2p 3 Símbolo representa o núcleo e os elétrons internos Até 4 e - de valência são colocados um de cada vez ao redor do símbolo; a partir de então são adicionados ao lado de algum que lá já esteja.

15 Par de elétrons livres elétrons de valência não utilizados nas ligações Par de elétrons compartilhados cada par compartilhado representa uma ligação covalente C 4 e - H 1e - N 5 e - O - 6 e - Átomos centrais mais baixa energia de ionização necessária para remover elétron Átomos terminais alta energia de ionização

16 Orbitais Atômicos

17 Orbitais Atômicos Química Orgânica Orbital região em torno do núcleo do átomo onde há uma grande probabilidade de se encontrar um elétron Princípio da incerteza de Heisenberg Qual o formato dos orbitais s, p, d e f?

18 Química Orgânica Orbital s Quando um elétron tem l =0 dizemos que ele ocupa o orbital s Os orbitais s tem formato esférico o e - encontra-se dentro de uma esfera, com o núcleo no centro. A medida que nos afastamos do núcleo em qualquer direção a probabilidade de encontrar o elétron é a mesma

19 Orbital s Química Orgânica

20 Orbital s Química Orgânica Todos os orbitais s são esféricos mas seu tamanho e sua energia aumenta com aumento de n

21 Orbital p Todo orbital p tem um plano imaginário que passa através do núcleo e que divide a região de densidade eletrônica ao meio Esse plano é chamado de superfície nodal onde a 2 é zero Densidade eletrônica encontram-se de um lado do núcleo e do outro Química Orgânica

22 Química Orgânica Orbitais p x, p y, p z nomeados de acordo com o eixo que se encontram Orbital p

23 Orbital p Química Orgânica

24 Química Orgânica Orbital p Orbital 1p (1p x, 1p y, 1p z )

25 Química Orgânica Orbital d Há 5 orbitais d em uma subcamada não representamos todos eles ao mesmo tempo 5º orbital d tem dois lobos que apontam em sentido opostos ao longo do eixo z e mais um anel de densidade eletrônica, em forma de rosca, em torno do centro que cai no plano x-y Quatro dos cinco orbitais d tem a mesma forma e consistem em quatro lobos de densidade eletrônica

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27 Química Orgânica Há 7 orbitais d em uma subcamada As superfícies nodais fazem com que as densidades eletrônicas se encontrem em oito regiões do espaço Auxiliam no entendimento da Tabela periódica, na presença dos lantanídeos e actinídeos e das propriedades dos últimos elementos do bloco d. Orbital f

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29 Química Orgânica

30 Química Orgânica

31 Química Orgânica Teoria da Ligação de Valência - TLV Uma ligação covalente se forma quando dois átomos se aproximam tão perto um do outro que o orbital ocupado de um átomo se sobrepõe ao orbital ocupado do outro átomo. Os elétrons se emparelham nos orbitais que se sobrepuseram e são atraídos por ambos os núcleos, unindo os átomos A ligação H-H formada é simetricamente cilíndrica e formada pela sobreposição frontal de dois orbitais atômicos Ligações Sigma ( )

32 Durante a Formação da Ligação Energia é liberada devido as atrações dos núcleos sobre os elétrons: Força da Ligação ou Energia de dissociação da ligação ou 436 KJ/mol Comprimento da Ligação

33 No caso do metano: CH 4 Problema!!!!!!!!!!!!!!!! C 1s 2 2s 2 2p 2 três orbitais p disponíveis para o Carbono H - 1s 1 um orbital s p/ cada Hidrogênio Química Orgânica 3 Orbitais p orientados 90º entre si orbital s esférico poderia se ligar a qualquer um dos orbitais ângulos ortogonais

34 Problema!!!!!!!!!!!!!!!! Química Orgânica Experimentos revelaram molécula tetraédrica ângulos 109,5º entre as ligações Como???? Linus Pauling propôs a Teoria dos Orbitais Híbridos para descrever as ligações de moléculas com muitos átomos. Um novo conjunto de orbitais chamados orbitais híbridos, pode ser criado mesclando os orbitais s, p e as vezes d em um átomo.

35 Hibridação de Orbitais

36 O que é? Mistura de orbitais atômicos do estado fundamental formando orbitais híbridos. Quem faz? Carbono, Boro e Belírio, em evidência. Outros elementos em casos especiais. Por que faz? Adquirir maiores possibilidades de ligações estáveis. O nosso objetivo? Hibridação do carbono Hibridação de Orbitais Química Orgânica Mas poderia ser

37 Hibridação de Orbitais É o processo de formação de orbitais eletrônicos híbridos. Química Orgânica Os orbitais dos subníveis atômicos s e p se misturam, dando origem a orbitais híbridos sp, sp² e sp³. Com os orbitais do subnível d, originam orbitais híbridos sp³d, sp³d 2 Mistura de orbitais atômicos (OA) com energias semelhantes, dando origem a novos OAs com energia com valor intermediário com relação aos valores dos orbitais atômicos originais. A teoria da hibridização atende adequadamente as evidências de geometria molecular adquiridas experimentalmente.

38 Hibridação de Orbitais Química Orgânica O número de orbitais híbridos = número de orbitais atômicos que são mesclados para criar o conjunto de orbitais híbridos Os orbitais híbridos são mais direcionados do átomo central aos átomos terminais do que os não hibridizados Mais direcionados melhora da sobreposição ligações mais fortes

39 Formas de Hibridação: Hibridação de Orbitais Química Orgânica Hibridação sp³ : Fórmula XY 4 (X=14 ou 4A) Hibrização sp² : Fórmula XY 3 (X= 13 ou 3A) Hibrização sp: Fórmula XY ( X= Be) Hibridação sp³d : Fósforo (5 é na CV) Hibridação sp³d 2 : Enxofre (6é na CV) Obs.: O Carbono pode apresentar 3 tipos de hibridação: sp³, sp², sp

40 Hibridação de Orbitais 6C : 1s 2 2s 2 2p 2 6C : 1s 2 2s 1 2p 3 ENERGIA 2p ENERGIA 2p 2s X 2s 1s 1s TEMPO TEMPO Estado Fundamental Estado Excitado Não faz ligações Muito instável

41 Hibridação sp 3 ENERGIA 2p ENERGIA 2p sp 3 2s 2s 1s 1s TEMPO TEMPO -Geometria tetraédrica -Ângulo de 109 o 28`(~109,5 o ) -4 Ligações σ (sigma)

42 Hibridação sp3

43 Hibridação sp 3 Orbitais Degenerados sp 3 25% caráter s e 75% caráter p Mais estável que o orbital p mas não tão estável como o orbital s

44 Hibridação sp 3 A molécula de CH 4 CH 4

45 Hibridação sp 3 Quatro orbitais sp 3 arranjam-se no espaço de forma que lhes seja permitido ficar o mais distante possível uns dos outros Ângulos de ligação de 109,5 - tetraédrico

46 p-puro Hibridação sp 2 ENERGIA 2p 2s ENERGIA 2p sp 2 2s 1s 1s TEMPO TEMPO Caso típico: 5 B Exemplo: BF 3 -Geometria trigonal plana -Ângulo de 120 o -3 Ligações σ (sigma) e 1 π (pi)

47 Hibridação sp 2 A molécula de BF 2 BF 3

48 p-puro Hibridação sp ENERGIA 2p 2s ENERGIA 2p sp 2s 1s 1s TEMPO TEMPO Caso típico: 4 Be Exemplo: BeH 2 -Geometria linear -Ângulo de 180 o -2 Ligações σ (sigma) e 2 π (pi)

49 Hibridação sp Orbital Híbrido

50 Hibridação sp A molécula de BeF 2 ou BeF 2 BeCl 2

51 Hibridação de Orbitais Ligação σ/π Orbitais no mesmo eixo: ligação σ Sobreposição de orbitais Orbitais em eixos paralelos: ligação π Nuvens eletrônicas Orbitais em eixos paralelos: ligação π Nuvens eletrônicas

52 Hibridação de Orbitais Ligação Simples (σ) Ligação Simples Etano (C 2 H 6 ) Ligações sp 3 Carbono com s do hidrogênio ligação σ sp 3 -s sp 3 sp 3 sp 3 sp 3 sp 3 sp 3 sp 3 sp 3

53 Hibridação de Orbitais Ligação Simples (σ) No Metano e no Etano são todas ligações σ formadas pelas sobreposições frontais dos orbitais s e p e p e p, e são todas ligações simples. Ligações σ são sempre simples Ligação

54 Hibridação de Orbitais Ligação Dupla (π) Ligação Dupla Eteno: H 2 C=CH 2 Dois orbitais p do C se hibridizam (sp 2 ) Um orbital p não hibridiza e fica perpendicular a esse plano Orbital p não hibridizado utilizado para formar a ligação π p sp 2 sp 2 sp 2

55 A geometria permite que os orbitais p não hibridizados alinhe-se para formar a ligação

56 Dois orbitais p que se sobrepõe para formar ligação precisam estar o mais paralelo possível para a sobreposição ocorrer devem estar no mesmo plano molécula não gira.

57 Hibridação de Orbitais Ligação Tripla (π) Ligação Tripla Etino: C 2 H 2 Dois orbitais p não hibridizam e permanecem perpendiculares ao plano para formarem ligação Dois orbitais hibridizados formam duas ligações p p sp sp

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61 Tripla ligação 6 e - mantém os dois carbonos unidos Dupla ligação 4 e - mantém os dois carbonos unidos Simples ligação 2 e - mantém unidos os carbonos Hibridação de Orbitais Ligação σ/π Tripla > Dupla > Simples Tripla 1,20 A Kcal/mol Dupla 1,33 A Kcal/mol Simples 1,54 A - 90 Kcal/mol

62 Hibridação de Orbitais Ligação σ/π Todas as ligações simples são ligações σ Ligações duplas 1 ligação σ e 1 ligação π Ligações triplas 1 ligação σ e 2 ligação π

63 Hibridação de Orbitais Ligação σ/π Comprimento e Força Simples, dupla e tripla quanto mais ligações segurando os dois átomos de carbono menor e mais forte as ligações C-C Uma ligação dupla é mais forte que uma simples, mas não duas vezes mais forte indicando: Uma π é menos forte que uma σ Sobreposição lateral e frontal

64 Exercícios 1- Qual das ligações em uma dupla carbono-carbono tem sobreposição de orbital mais efetiva: a ligação σ ou a ligação π? Explique. 2- Porque é esperado que uma ligação σ C-C, formada pela sobreposição sp 2 - sp 2, seja mais forte que uma ligação σ formada pela sobreposição sp 3 -sp 3? 3- a) qual a hibridização de cada átomo de carbono na substancia a seguir: