Caliqueamicina 1 I : Um Dispositivo Radical para o Corte da Cadeia do ADN

Transcrição

1 DQ-FCT-UNL QUÍMICA II RESUMOS DE QUÍMICA ORGÂNICA CAPÍTULO IX JOÃO PAULO NORONHA 2012

2 Capítulo 9 REAÇÕES RADICALARES Caliqueamicina 1 I : Um Dispositivo Radical para o Corte da Cadeia do ADN Química II.2012 I 1. A Caliqueamicina 1 liga-se ao sulco menor do ADN em que a sua porção invulgar enediyna reage para formar um dispositivo altamente eficaz para cortar a cadeia do ADN. I 1) A caliqueamicina 1 e os seus análogos são de grande interesse clínico, porque são extraordinariamente mortais para células tumorais. 2) Eles têm mostrado capacidade para iniciar a apoptose (morte celular programada). I 2. A bactéria chamada Micromonospora echinospora produz Caliqueamicina 1 como um metabolito natural, presumivelmente como uma defesa química contra outros organismos. I 3. A propriedade de corte do ADN da Caliqueamicina 1 surge porque atua como uma máquina molecular para a produção de radicais de carbono. 1) Um radical de carbono é um intermediário altamente reativo e instável, que tem um eletrão desemparelhado. 2) Um radical de carbono pode tornar-se novamente uma molécula estável através da remoção de um protão e um eletrão (isto é, um átomo de hidrogénio) de outra molécula. 3) A molécula que perdeu o átomo de hidrogénio torna-se num novo radical intermediário. I 4) Quando o arsenal radical de cada Caliqueamicina 1 é ativado, ela remove um átomo de hidrogénio da cadeia do ADN. 5) Isto deixa a molécula de ADN como um radical intermediário instável, que por sua vez resulta na clivagem da cadeia dupla do ADN e na morte celular. 2

3 I 4. A síntese total da Caliqueamicina 1 pelo grupo de investigação de Nicolaou KC (The Scripps Research Institute, Universidade da Califórnia, San Diego) representa uma realização impressionante em química orgânica sintética Introdução: 1. As reações iónicas são aquelas em que se quebram as ligações covalentes heteroliticamente, e no qual os iões estão envolvidos como reagentes, intermediários ou produtos. 1) Dissociação heterolítica ligação (heterólise):quebra de ligação eletronicamente assimétrica produz iões. 2) Formação de ligação heterogénea: formação de ligação eletronicamente assimétrica. 3) Dissociação de ligação homolítica (homólise): quebra de ligação eletronicamente simétrica produz radicais (radicais livres). 3

4 4) Formação de ligação hemogénica: formação de ligação eletronicamente simétrica. i) São usadas setas de farpa-simples para o movimento de um único eletrão. 10.1A PRODUÇÃO DE RADICAIS 1. A energia deve ser fornecido por aquecimento ou por irradiação com luz para causar homólise de ligações covalentes. 1) Homólise de peróxidos: 2) Homólise de moléculas de halogéneo: aquecimento ou irradiação com luz de um comprimento de onda que pode ser absorvido pelas moléculas de halogéneo. 10.1B REAÇÕES DE RADICAIS: 1. Quase todos os radicais pequenos são espécies altamente reativas de curta duração. 2. Eles tendem a reagir de uma maneira que leva ao emparelhamento de seu eletrão desemparelhado. 1) Abstração de um átomo de outra molécula: i) Abstração de hidrogénio: Reação Geral Exemplo específico 2) Adição de um composto contendo uma ligação múltipla para produzir um novo e maior radical: 4

5 A Química de Radicais na Biologia, Medicina e Indústria 1. A reações radicalares são de importância vital na biologia e na medicina. 1) Reações radicalares são ubíquas (em todo o lado) nos organismos vivos, porque os radicais são produzidos no decurso normal do metabolismo. 2) Os radicais estão à nossa volta porque o oxigénio molecular ( ) é em si um diradical. 3) O óxido nítrico ( ) tem um notável número importantes participações nos sistemas vivos. i) Embora na sua forma livre de óxido nítrico é um gás relativamente instável e potencialmente tóxico, no sistema biológico que está envolvido na regulação da pressão arterial e coagulação sanguínea, neurotransmissão, e na resposta imune contra células tumorais. ii) Em 1998, o Prémio Nobel de Medicina foi atribuído aos cientistas (RF Furchgott, LJ Ignarro e F Murad) que descobriram que o NO é uma molécula sinalizadora (mensageiro químico). 2. Os radicais são capazes de danificar aleatoriamente todos os componentes do corpo, devido a serem altamente reativos. 1) Os radicais acredita-se serem importantes no "processo de envelhecimento", no sentido de que os radicais estão envolvidos no desenvolvimento das doenças crónicas que são limitadoras da vida. 2) Os radicais são importantes no desenvolvimento de cancros e no desenvolvimento da aterosclerose. 3. O superóxido ( ) é um radical que ocorre naturalmente e está associado tanto com a resposta imune contra agentes patogénicos e, ao mesmo tempo com o desenvolvimento de certas doenças. 1) Uma enzima chamada superóxido dismutase regula o nível de superóxido no organismo. 4. Os radicais do fumo do cigarro têm sido implicados na inativação de uma antiprotease nos pulmões que leva ao desenvolvimento de enfisema pulmonar. 5. As reações radicalares são importantes em muitos processos industriais. 1) Polimerização: polietileno (PE), Teflon (politetrafluoroetileno, PTFE), poliestireno (PS), etc 2) As reações radicalares são fundamentais para o processo de "cracking", pelo qual a gasolina e outros combustíveis são feitos a partir do petróleo. 3) O processo de combustão envolve reações radicalares. 5

6 Tabela 10.1 Energias de Dissociação Homolítica de Ligações Simples H a 25 C Ligação quebrada (a vermelho) kj mol 1 Ligação quebrada (a vermelho) kj mol 1 H H 435 (CH 3 ) 2 CH Br 285 D D 444 (CH 3 ) 2 CH I 222 F F 159 (CH 3 ) 2 CH OH 385 Cl Cl 243 (CH 3 ) 2 CH OCH Br Br 192 (CH 3 ) 2 CHCH 2 H 410 I I 151 (CH 3 ) 3 C H 381 H F 569 (CH 3 ) 3 C Cl 328 H Cl 431 (CH 3 ) 3 C Br 264 H Br 366 (CH 3 ) 3 C I 207 H I 297 (CH 3 ) 3 C OH 379 CH 3 H 435 (CH 3 ) 3 C OCH CH 3 F 452 C 6 H 5 CH 2 H 356 CH 3 Cl 349 CH 2 =CHCH 2 H 356 CH 3 Br 293 CH 2 =CH H 452 CH 3 I 234 C 6 H 5 H 460 CH 3 OH CH 3 OCH CH 3 CH CH 3 CH 2 H 410 CH 3 CH 2 CH CH 3 CH 2 F 444 CH 3 CH2CH 2 H 356 CH 3 CH 2 Cl 341 CH 3 CH 2 CH 2 CH CH 3 CH 2 Br 289 (CH 3 ) 2 CH CH CH 3 CH 2 I 224 (CH 3 ) 3 C CH CH 3 CH 2 OH 383 HO H 498 CH 3 CH 2 OCH HOO H 377 CH 3 CH 2 CH 2 H 410 HO OH 213 CH 3 CH 2 CH 2 F 444 (CH 3 ) 3 CO OC(CH 3 ) CH 3 CH 2 CH 2 Cl 341 CH 3 CH 2 CH 2 Br CH 3 CH 2 CH 2 I 224 CH 3 CH 2 CH 2 OH 383 CH 3 CH 2 O OCH CH 3 CH 2 CH 2 OCH CH 3 CH 2 O H 431 (CH 3 ) 2 CH H 395 (CH 3 ) 2 CH F (CH 3 ) 2 CH Cl 339 6

7 10.2 Energias de Dissociação Homolítica de Ligação 1. A formação da ligação é um processo exotérmico: H + H H H H = 435 kj mol 1 Cl + Cl Cl Cl H = 243 kj mol 1 2. A quebra de ligação é um processo endotérmico: H H H + H H = kj mol 1 Cl Cl Cl + Cl H = kj mol 1 3. As energias de dissociação hemolíticas de ligação, H, do hidrogénio e do cloro: H H Cl Cl ( H = 435 kj mol 1 ) ( H = 243 kj mol 1 ) 10.2A ENERGIAS DE DISSOCIAÇÃO HOMOLÍTICA DE LIGAÇÃO E CALORES DE REAÇÃO: 1. As energias de dissociação de ligação podem ser usadas para calcular a variação de entalpia ( H ) para uma reação. 1) Para quebra de ligação o H é positivo e para a formação de ligação o H é negativo. H = 435 kj mol 1 H = 243 kj mol 1 ( H = 431 kj mol 1 ) kj mol 1 são necessários 862 kj mol 1 estão envolvidos para a clivagem das ligações. na formação de ligações. i) A reação global é exotérmica: H = (- 862 kj mol kj mol -1 ) = kj mol -1 ii) A via que se segue é assumida no cálculo: H H Cl Cl 2 H 2 Cl 2 H + 2 Cl 2 H Cl 7

8 10.2B ENERGIAS DE DISSOCIAÇÃO HOMOLÍTICA DE LIGAÇÃO E AS ESTABILIDADES RELATIVAS DE RADICAIS: 1. As energias de dissociação de ligação podem ser usadas para estimar as estabilidades relativas de radicais. 1) H para ligações C-H 1 e 2 do propano: CH 3 CH 2 CH 2 H (CH 3 ) 2 CH H ( H = 410 kj mol 1 ) ( H = 395 kj mol 1 ) 2) H para as reações: CH 3 CH 2 CH 2 H CH 3 CH 2 CH 2 + H H = kj mol 1 Radical propilo (um radical 1 ) (CH 3 ) 2 CH H (CH 3 ) 2 CH + H H = kj mol 1 Radical isopropilo (um radical 2 ) 3) Estas duas reações ambas começam com o mesmo alcano (propano), e ambas produzem um radical alquilo e um átomo de hidrogénio. 4) Elas diferem na quantidade de energia necessária e no tipo de carbono radical produzido. 2. Os radicais alquilo são classificados como sendo 1, 2, ou 3 com base no átomo de carbono que tem o eletrão não emparelhado. 1) Deve ser fornecida mais energia para produzir um radical alquilo 1 (o radical propil) a partir do propano do que é necessário para produzir um radical carbono 2 (o radical isopropilo) a partir do mesmo composto um radical 1 tem maior energia potencial um radical 2 é um radical mais estável. 3. Comparação do radical terc-butilo (um radical 3 ) e o radical isobutilo (um radical 1 ) em relação ao isobuteno: 1) O radical 3 é mais estável do que o radical 1 em 29 kj mol -1. H = kj mol 1 8

9 H = kj mol 1 Figura 10.1 (a) Comparação das energias potenciais do radical propilo (+H ) e do radical isopropilo (+H ) em relação ao propano. O radical isopropilo um radical 2 é mais estável do que o radical 1 em 15 kj mol -1. (b) Comparação das energias potenciais do radical terc-butilo (+H ) e do radical isobutilo (+H ) em relação ao isobutano. O radical 3 é mais estável do que o radical 1 em 29 kj mol As estabilidades relativas de radicais alquilo: 1) A ordem de estabilidade de radicais alquilo é o mesmo que para os carbocatiões. i) Embora os radicais alquílicos estejam não carregados, o carbono suporta os eletrão impar é deficiente de eletrões. ii) Os grupos alquilo dadores de eletrões ligados a este carbono proporcionam um efeito de estabilização, e quantos mais grupos alquilo estão ligados a este carbono, mais estável será o radical. 9

10 10.3 As Reações de Alcanos com Halogénios 1. O metano, etano e outros alcanos reagem com flúor, cloro e bromo. 1) Os alcanos não reagem apreciavelmente com o iodo. 2) Com o metano a reação produz uma mistura de halometanos e um HX. 2. A halogenação de um alcano é uma reação de substituição. R H + X 2 R X + H X 10.3A REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO MÚLTIPLA VERSUS SELETIVIDADE 1. As substituições múltiplas quase sempre ocorrem na halogenação de alcanos. 2. Cloração do metano: 1) No início, os únicos compostos que estão presentes na mistura são cloro e metano a única reação que pode ocorrer é aquela que produz clorometano e cloreto de hidrogénio. 2) À medida que a reação progride, a concentração de clorometano na mistura aumenta e começa a ocorrer uma segunda reação de substituição clorometano reage com cloro para produzir diclorometano. 3) O diclorometano produzido pode então reagir para formar triclorometano. 4) O triclorometano, uma vez que se acumula na mistura, pode reagir para produzir tetraclorometano. 10

11 3. A cloração da maioria dos alcanos mais elevados origina uma mistura de produtos isoméricos monoclorados, bem como compostos mais altamente halogenados. 1) O cloro é relativamente não seletivo não discrimina muito entre os diferentes tipos de átomos de hidrogénio (1, 2 e 3 ) de um alcano. 4. As clorações de alcanos geralmente dão uma mistura complexa de produtos não são geralmente métodos sintéticos úteis para a preparação de um cloreto de alquilo específico. 1) Halogenação de um alcano (ou cicloalcano) com hidrogénios equivalentes: 5. O bromo é geralmente menos reativo que o cloro para alcanos a bromação é mais regioseletiva Cloração do Metano: Mecanismo de Reação 1. Várias e importantes observações experimentais sobre as reações de halogenação: CH 4 + Cl 2 CH 3 Cl + HCl (+ CH 2 Cl 2, CHCl 3 e CCl 4 ) 1) A reação é promovida pelo calor ou pela luz. i) O metano e o cloro a não reagem á temperatura ambiente a uma velocidade perceptível, desde que a mistura seja mantida ao abrigo da luz. ii) O metano e o cloro reagem á temperatura ambiente se a mistura gasosa reacional é irradiada com luz UV. iii) O metano e o cloro reagem no escuro se a mistura gasosa reacional é aquecida a temperaturas superiores a 100 C. 2) A reação promovida pela luz é altamente eficiente. 11

12 10.4A UM MECANISMO PARA A REAÇÃO DE HALOGENAÇÃO: 1. A reação de cloração (halogenação) ocorre por um mecanismo radicalar. 2. O primeiro passo é a fragmentação de uma molécula de cloro, pelo calor ou de luz, em dois átomos de cloro. 1) A frequência da luz que promove a cloração do metano é uma frequência que é absorvida pelas moléculas de cloro e não pelas moléculas de metano. Um Mecanismo para a Reação Reação: Cloração Radicalar do Metano CH 4 + Cl 2 CH 3 Cl + HCl Mecanismo: Passo 1 (passo iniciador de cadeia são criados radicais) Passo 2 (passo de propagação de cadeia um radical gera outro) Passo 3 (passo de propagação de cadeia um radical gera outro) 12

13 3. Com a repetição dos passos 2 e 3, são produzidas as moléculas de clorometano e HCl reação em cadeia. 1) A reação em cadeia conta com a observação de que a reação promovida pela luz é altamente eficiente. 4. Passos de terminação de cadeia: usados por um ou por ambos os intermediários radicais. 1) O clorometano e o etano, formados nos passos de terminação, podem dissipar o excesso de energia por meio de vibrações das suas ligações C-H. 2) O cloro diatómico simples que é formado deve rapidamente dissipar a energia em excesso por colisão com alguma outra molécula ou as paredes do recipiente. Caso contrário, ele simplesmente voa e reage de novo. 5. Mecanismo para a formação de CH 2 Cl 2 : Passo 2a Passo 3a 10.5 Cloração do Metano: Variações de Energia 1. O calor de reação de cada passo individual da cloração: Iniciador de cadeia Passo 1 Cl Cl 2 Cl H = kj mol 1 ( H = 243) 13

14 Propagação de cadeia Passo 2 CH 3 H + Cl CH 3 + H Cl H = + 4 kj mol 1 ( H = 435) ( H = 431) Passo 3 CH 3 + Cl Cl CH 3 Cl + Cl H = 106 kj mol 1 ( H = 243) ( H = 349) Terminação de cadeia CH 3 + Cl CH 3 Cl H = 349 kj mol 1 ( H = 349) CH 3 + CH 3 CH 3 CH 3 H = 368 kj mol 1 ( H = 368) Cl + Cl Cl Cl H = 243 kj mol 1 ( H = 243) 2. No passo de iniciação de cadeia apenas a ligação entre dois átomos de cloro é quebrado, e sem ligações são formadas. 1) O calor de reação é simplesmente a energia de dissociação da ligação para uma molécula de cloro, e é altamente endotérmica. 3. Nos passos de terminação da cadeia são formadas ligações, mas não são quebradas ligações. 1) Todos os passos de terminação de cadeia são altamente exotérmicos. 4. Nos passos de propagação de cadeia, requer a quebra de uma ligação e a formação de uma outra. 1) O valor de H para cada um destes passos é a diferença entre a energia de dissociação da ligação que é quebrada e a energia de dissociação da ligação que é formada. 5. A adição dos passos de propagação cadeia produz a equação geral para a cloração do metano: CH 3 H + Cl CH 3 + H Cl H = + 4 kj mol 1 CH 3 + Cl Cl CH 3 Cl + Cl H = 106 kj mol 1 CH 3 H + Cl Cl CH 3 Cl + H Cl H = 102 kj mol 1 1) A adição dos valores de H para os passos de propagação cadeia produz o valor global de H para a reação. 14

15 10.5A A VARIAÇÃO GLOBAL DA ENERGIA LIVRE: 1. Para muitas reações a variação de entropia é tão pequena que o termo T S é quase zero, e o G é aproximadamente igual ao H em G = H - T S. 2. Os graus de liberdade estão associados com os modos em que podem ocorrer variações na posição relativa de uma molécula e dos seus átomos constituintes. Figura 10.2 Graus de liberdades translacionais, rotacionais e vibracionais para uma molécula diatómica simples. 3. A reação do metano com cloro: CH 4 + Cl 2 CH 3 Cl + HCl 1) São formadas 2 moles de produtos a partir de 2 moles de reagentes o número de graus de liberdade de translação disponíveis para produtos e reagentes são os mesmos. 2) O CH 3 Cl é uma molécula tetraédrica como CH 4, e o HCl uma molécula diatómica como o Cl 2 o número de graus de liberdade vibracionais e rotacionais disponíveis para os produtos e os reagentes são aproximadamente os mesmos. 3) A variação de entropia para esta reação é bastante pequena, S = +2,8 JK -1 mol -1 à temperatura ambiente (298 K) o termo T S é de 0,8 kj mol -1. 4) A variação de entalpia para a reação e a variação de energia livre são quase iguais H = - 102,5 kj mol -1 e G = -103,3 kj mol -1. 5) Em situações como esta, é sempre conveniente fazer previsões sobre se uma reação prosseguirá até à conclusão com base no H, em vez de G uma vez que os valores de H são facilmente obtidos a partir das energias de dissociação de ligação. 10.5B ENERGIAS DE ATIVAÇÃO: 1. Muitas vezes, é conveniente para estimar as velocidades de reação simplesmente nas energias de ativação, E act, ao invés da energia livre de ativação, G. 15

16 2. E act e G estão intimamente relacionados e ambos medem a diferença de energia entre os reagentes e o estado de transição. 1) A baixa energia de ativação uma reação ocorrerá rapidamente. 2) A alta energia de ativação uma reação ocorrerá lentamente. 3. A energia de ativação para cada passo da cloração: Iniciador de cadeia Passo 1 Cl 2 2 Cl E act = kj mol 1 Propagação de cadeia Passo 2 CH 3 H + Cl CH 3 + H Cl E act = + 16 kj mol 1 Passo 3 CH 3 + Cl Cl CH 3 Cl + Cl E act = ~ 8 kj mol 1 1) A energia de ativação deve ser determinada a partir de outros dados experimentais. 2) A energia de ativação não pode ser medida diretamente - ela é calculada. 4. Princípios para o cálculo da energia de ativação: 1) Qualquer reação em que são quebradas ligações terá uma energia de ativação maior que zero. i) Isto é verdade mesmo que seja formada uma ligação mais forte e a reação seja exotérmica. ii) No estado de transição, a formação e a quebra de uma ligação não ocorrem simultaneamente. iii) A formação da ligação é posterior, e a sua energia não está toda disponível para quebra da ligação. 2) As energias de ativação de reações endotérmicas que envolvem a formação e a ruptura de ligações será maior do que o calor de reação, H. CH 3 H + Cl CH 3 + H Cl H = + 4 kj mol 1 ( H = 435) ( H = 431) E act = + 16 kj mol 1 CH 3 H + Br CH 3 + H Br H = + 69 kj mol 1 ( H = 435) ( H = 366) E act = + 78 kj mol 1 i) Esta energia liberada na formação da ligação é inferior à necessária para a quebra da ligação para as duas reações acima são reações endotérmicas. 16

17 Figura 10.3 Diagramas energia potencial (a) para a reação de um átomo de cloro com o metano e (b) para a reação de um átomo de bromo com metano. 3) A energia de ativação de uma reação em fase gasosa, onde são quebradas ligações homolíticamente mas não são formadas ligações é igual a H. i) Esta regra só se aplica a reações radicalares que têm lugar na fase gasosa. Cl Cl 2 Cl H = kj mol 1 ( H = 243) E act = kj mol 1 Figura 10.4 Diagrama de energia potencial para a dissociação de uma molécula de cloro em átomos de cloro. 4) A energia de ativação para uma reação em fase gasosa em que os radicais se combinam para formar moléculas é normalmente zero. 2 CH 3 CH 3 CH 3 H = 368 kj mol 1 ( H = 368) E act = 0 kj mol 1 17

18 Figura 10.5 Diagrama de energia potencial para a combinação de dois radicais metilo, para formar uma molécula de etano. 10.5C REAÇÃO DO METANO COM OUTROS HALOGÉNIOS: 1. A reatividade de uma substância em relação a outra é medida pela velocidade que as duas substâncias reagem. 1) O flúor é muito reativo tão reativo que sem precauções especiais misturas de flúor e metano explodem. 2) O cloro é o próximo mais reativo a cloração do metano é facilmente controlada através do controlo criterioso do calor e luz. 3) O bromo é muito menos reativo para o metano do que o cloro. 4) O iodo é tão pouco reativo que a reação entre ele e o metano não ocorre. 2. A reatividade dos halogéneos pode ser explicada pela sua H e E act para cada passo: 1) FLUORAÇÃO: H (kj mol 1 ) E act (kj mol 1 ) Inciação de cadeia F 2 2 F Propagação de cadeia F + CH 3 H H F + CH CH 3 + F F CH 3 F + F 293 Pequeno Global H = 427 i) O passo de iniciação de cadeia na fluoração é altamente endotérmico e, portanto, tem uma elevada energia de ativação. ii) Um passo de iniciação é capaz de produzir milhares de reações de fluoração a elevada 18

19 energia de ativação para este passo não é um obstáculo para a reação. iii) Os passos de propagação de cadeia não se podem dar ao luxo de terem elevadas energias de ativação. iv) Ambos os passos de propagação de cadeia da fluoração têm energias de ativação muito pequenas. v) O calor global de reação, H, é muito grande é produzida grande quantidade de calor quando ocorre a reação o calor pode acumular-se mais rapidamente na mistura do que se dissipa para o exterior fazendo com que a temperatura da reação suba um rápido aumento da frequência de passos adicionais de iniciação de cadeia que geram cadeias adicionais. vi) A baixa energia de ativação para os passos de propagação de cadeia, e o elevado calor global de reação alta reatividade do flúor em direção ao metano. vii) As reações de fluoração podem ser controladas através da diluição de ambos, hidrocarboneto e o flúor, com um gás inerte como o hélio, ou a reação pode ser realizada num reator empacotado com cobre para absorver o calor produzido. 2) CLORAÇÃO: H (kj mol 1 ) E act (kj mol 1 ) Inciação de cadeia Cl 2 2 Cl Propagação de cadeia Cl + CH 3 H H Cl + CH CH 3 + Cl Cl CH 3 Cl + Cl 106 Pequeno Global H = 102 i) A maior energia de ativação do primeiro passo de propagação de cadeia na cloração (16 kj mol -1 ), versus a menor energia de ativação (5,0 kj mol -1 ) na fluoração, em parte explica a menor reatividade do cloro. ii) A maior energia necessária para quebrar a ligação Cl-Cl no passo de iniciação (243 kj mol -1 para o Cl 2 versus 159 kj mol -1 para o F 2 ) tem também algum efeito. iii) O calor global de reação muito superior da fluoração provavelmente desempenha o papel mais importante na contabilização da muito maior reatividade do flúor. 3) BROMAÇÃO: Inciação de cadeia H (kj mol 1 ) E act (kj mol 1 ) Br 2 2 Br

20 Propagação de cadeia Br + CH 3 H H Br + CH CH 3 + Br Br CH 3 Br + Br 100 Pequeno Global H = 31 i) O passo de iniciação de cadeia na bromação tem uma energia de ativação muito elevada (E act = 78 kj mol -1 ) apenas uma fração muito pequena de todas as colisões entre as moléculas de bromo e de metano será energeticamente eficaz mesmo a uma temperatura de 300 C. ii) O bromo é muito menos reativo para o metano do que o cloro, embora a reação seja ligeiramente exotérmica. 4) IODAÇÃO: Inciação de cadeia H (kj mol 1 ) E act (kj mol 1 ) I 2 2 I Propagação de cadeia I + CH 3 H H I + CH CH 3 + I I CH 3 I + I 84 Pequeno Global H = + 54 i) A ligação I-I é mais fraca do que a ligação F-F a passo de iniciação de cadeia não é responsável pela as reatividades observadas: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2. ii) O passo de abstração de H (o primeiro passo de propagação de cadeia) determina a ordem de reatividade. iii) A energia de ativação para o primeiro passo de propagação de cadeia da reação de iodação (140 kj mol -1 ) é tão grande que apenas duas colisões fora de cada tem energia suficiente para produzir reações a 300 C. 5) As reações de halogenação são muito semelhantes e, portanto, têm semelhantes variações de entropia as reatividades relativas dos halogéneos em relação ao metano podem ser comparados apenas com as energias Halogenação de Alcanos Superiores 1. O etano reage com o cloro para produzir cloroetano: 20

21 Um Mecanismo para a Reação Cloração Radicalar do Etano Reação: CH 3 CH 3 + Cl 2 CH 3 CH 2 Cl + HCl Mecanismo: Iniciação de Cadeia Propagação de Cadeia Passo 2 Passo 3 Terminação de Cadeia Propagação de Cadeia continua com 2, 3, 2, 3, e seguida. 2. A cloração da maioria dos alcanos cujas moléculas contêm mais do que dois átomos de carbono dá uma mistura de produtos isoméricos monoclorados (bem como compostos mais altamente clorados). 1) As percentagens apresentadas baseiam-se na quantidade total de produtos monoclorados formados em cada reação. 21

22 2) Os átomos de hidrogénio 3 de um alcano são os mais reativos, os átomos de hidrogénio 2 são os seguintes mais reativos, e os átomos de hidrogénio 1 são os menos reativos. 3) Quebrar uma ligação C-H 3 requer menos energia, e quebrar uma ligação C-H 1 requer mais energia. 4) O passo em que a ligação C-H é quebrada determina a localização ou orientação da cloração E act para abstrair um átomo de hidrogénio 3 é a menor e E act para abstrair um átomo de hidrogénio 1 é a maior átomos de hidrogénio 3 devem ser mais reativos, átomos de hidrogénio 2 deve ser os próximos mais reativos, e átomos de hidrogénio 1 devem ser os menos reativos. 5) As diferenças nas velocidades com que átomos de hidrogénio 1, 2 e 3 são substituídos por cloro não são grandes o cloro não discrimina entre os diferentes tipos de átomos de hidrogénio para processar a cloração de alcanos mais elevados em síntese de laboratório. 10.6A SELETIVIDADE DE BROMO 1. Em geral o bromo é menos reativo para alcanos do que o cloro, mas quando reage o bromo é mais seletivo no local de ataque. 2. A reação do isobuteno e o bromo dá quase exclusivamente a substituição do átomo de hidrogénio 3. 22

23 i) A relação para a cloração do isobuteno: 3. O flúor é muito mais reativo do que o cloro o flúor é ainda menos seletivo que o cloro A Geometria dos Radicais Alquilo 1. A estrutura geométrica da maioria dos radicais alquilo é trigonal planar no carbono tendo o eletrão não emparelhado. 1) Num radical alquilo, a orbital p contém o eletrão não emparelhado. (a) (b) Figura 10.6 (a) Desenho de um radical metilo que mostra o átomo de carbono hibridado sp 2 no centro, o eletrão não emparelhado na orbital p semi-cheia, e os três pares de eletrões envolvidos na ligação covalente. O eletrão não emparelhado pode ser mostrado em qualquer lóbulo. (b) A estrutura calculada para o radical metilo mostrando a orbital molecular ocupada maior, onde o eletrão não emparelhado reside, a vermelho e azul. A região de densidade eletrónica ligante em torno dos carbonos e hidrogénios a cinza. 23

24 10.8 Reações que Geram Estereocentros Tetraédricos Química II Quando moléculas aquirais reagem para produzir um composto com um único estereocentro tetraédrico, o produto obtido será uma forma racémica. 1) A cloração radicalar do pentano: Pentano 1-Cloropentano (±)-2-Cloropentano (aquiral) (aquiral) (uma forma racémica) + CH 3 CH 2 CHClCH 2 CH 3 3-Cloropentano (aquiral) 1) Nem o 1-cloropentano nem o 3-cloropentano contêm um estereocentro, mas o 2- cloropentano possui, e é obtido como uma forma racémica. Um Mecanismo para a Reação A Estereoquímica da Cloração em C2 do Pentano A abstração de um átomo de hidrogénio a partir do C2 produz um radical trigonal planar que é aquiral. Este radical é aquiral, em seguida, reage com cloro em cada face [pelo caminho (a) ou o caminho (b)]. Devido ao radical ser aquiral a probabilidade de reação por qualquer caminho é a mesma e, portanto, os dois enantiómeros são produzidos em quantidades iguais, resultando numa forma racémica de 2-cloropentano. 24

25 10.8A Geração de um Segundo Estereocentro num Radical Halogenação: 1. Quando uma molécula quiral reage para produzir um produto com um segundo estereocentro: 1) Os produtos das reações são os diastereoméricos (2S,3S)-2,3-dicloropentano e (2S,3R)-2,3- dicloropentano. i) Os dois diastereómeros não são produzidos em quantidades iguais. ii) O radical intermediário em si é quiral as reações nas duas faces não são igualmente prováveis. iii) A presença de um estereocentro no radical (em C2) influencia a reação, que introduz o novo estereocentro (em C3). 2) Ambos os diastereómeros do 2,3-dicloropentano são quirais cada um exibe atividade óptica. i) Os dois diastereómeros têm propriedades físicas diferentes (por exemplo, p.f. e p.e.), e são separáveis por meios convencionais (por CG, CL, ou por cuidadosa destilação fracionada). Um Mecanismo para a Reação A estereoquímica da Cloração em C3 do (S)-2-Cloropentano A abstração de um átomo de hidrogénio a partir do C3 do (S)-2-cloropentano produz um radical quiral (que contém um estereocentro em C2). Este radical quiral pode então reagir com o cloro numa face [caminho (a)] para produzir (2S,3S)-2,3-dicloropentano e na outra face [caminho (b)] para dar (2S,3R)-2,3-dicloropentano. Estes dois compostos são diastereómeros e não são produzidos em quantidades iguais. Cada produto é quiral, e cada um sozinho será opticamente ativo. 25

26 10.9 Adição Radicalar a Alcenos: a Adição Anti-Markovnikov de Brometo de Hidrogénio 1. Kharasch e Mayo (da Universidade de Chicago) descobriram que, quando alcenos que contêm peróxidos ou hidroperóxidos reagem com HBr ocorre uma adição anti-markovnikov de HBr. Um peróxido orgânico Um hidroperóxido orgânico 1) Na presença de peróxidos, rendimentos de propeno 1-bromopropano. CH 3 CH=CH 2 + HBr CH 3 CH 2 CH 2 Br Adição anti-markovnikov 2) Na ausência de peróxidos, ou na presença de compostos que iriam "armadilhar" radicais, ocorre a adição Markovnikov normal. CH 3 CH=CH 2 + HBr CH 3 CHBrCH 2 H Adição Markovnikov 2. HF, HCl, e HI não dão adição anti-markovnikov, mesmo na presença de peróxidos. 3. O passo 3 determina a orientação final do Br no produto, porque é produzido um radical 2 mais estável e porque ataque no carbono 1 é menos impedido. 1) O ataque no átomo de carbono 2 teria sido mais impedido. 26

27 Um Mecanismo para a Reação Adição Anti-Markovnikov Iniciação de Cadeia Passo 1 H kj mol 1 O calor leva à clivagem homolítica da ligação fraca oxigénio-oxigénio. Passo 2 H 96 kj mol 1 E act is low O radical alcóxilo abstrai um átomo de H do HBr, produzindo um Br.. Passo 3 2 radical O Br. adiciona-se à ligação dupla para produzir um radical 2 mais estável. Passo 4 1-Bromopropano O radical 2 abstrai um átomo de H do HBr. Isto leva ao produto e regenera um Br.. Em seguida, as repetições de etapas 3 e 4 levam a uma reação em cadeia. 10.9A RESUMO DA ADIÇÃO MARKOVNIKOV VERSUS ANTI-MARKOVNIKOV DO HBr A ALCENOS 1. Na ausência de peróxidos, o reagente que ataca a ligação dupla primeiro é um protão. 1) O protão é pequeno são importantes os efeitos estéricos. 2) O protão liga-se a um átomo de carbono por um mecanismo iónico para formar o carbocatião mais estável adição Markovnikov. 27

28 Adição Iónica Carbocatião mais estável Produto Markovnikov 2. Na presença de peróxidos, o reagente que primeiro ataca a ligação dupla é o átomo maior de bromo. 1) O bromo liga-se ao átomo de carbono menos impedido por um mecanismo radicalar para formar o radical intermediário mais estável adição anti-markovnikov. Adição Radicalar Radical mais estável Produto anti-markovnikov Polimerização Radicalar de Alcenos: Crescimento de Cadeia de Polímeros 1. Polímeros, chamados macromoléculas, são feitos da repetição de muitas subunidades (monómeros) por reações de polimerização. 1) Polietileno (PE): 2. Crescimento de cadeia de polímeros (polímeros de adição): 1) O etileno polimeriza por um mecanismo radicalar quando é aquecido a uma pressão de 1000 atm com uma pequena quantidade de um peróxido orgânico. 2) O polietileno é útil apenas quando se tem um peso molecular de cerca de ) Pode ser obtido polietileno de peso molecular muito elevado usando uma baixa concentração do iniciador inicia a polimerização de apenas algumas cadeias e assegura que cada uma terá um grande excesso do monómero disponível. 28

29 Um Mecanismo para a Reação Iniciação de Cadeia Polimerização Radicalar do Eteno Passo 1 Passo 2 O peróxido de diacilo dissocia-se para produzir radicais, que por sua vez iniciam cadeias. Propagação de Cadeia Passo 3 Propagação da cadeia por adição sucessiva de unidades de etileno, até que o seu crescimento é parado por combinação ou desproporcionamento. Terminação de Cadeia Passo 4 O radical, no final da cadeia polimérica em crescimento pode também abstrair um átomo de hidrogénio a partir da própria cadeia pelo que é chamado "moder de volta (back biting). Isso leva à ramificação da cadeia. Ramificação de Cadeia 29

30 3. O polietileno (PE) é produzido comercialmente desde ) O PE é usado no fabrico de garrafas flexíveis, filmes, chapas e isolamento de fios elétricos. 2) O PE produzido por polimerização radicalar tem um ponto de amolecimento de cerca de 110 C. 4. O PE pode ser produzido usando catalisadores Ziegler-Natta (complexos organometálicos de metais de transição) em que não são produzidos radicais, não ocorre mordida de volta (back biting), e consequentemente, não há cadeias ramificadas. 1) O PE é de maior densidade, tem um ponto de fusão mais elevado, e tem uma resistência maior. Tabela 10.2 Outros Common Polímeros de Crescimento de Cadeia Monómero Polímero Nomes CH 2 =CHCH 3 Polipropileno CH 2 =CHCl Poli(cloreto de vinilo), PVC CH 2 =CHCN Poliacrilonitrilo, Orlon CF 2 =CF 2 Politetrafluoroeteno, Teflon Poli(metil methacrilate), Lucite, Plexiglas, Perspex Outras Reações Radicalares em Cadeia Importantes 10.11A Oxigénio Molecular e Superóxido 1. O oxigénio molecular no estado fundamental é um di-radical com um eletrão não emparelhado em cada oxigénio. 1) Como radical, o oxigénio pode abstrair átomos de hidrogénio assim como outros radicais. 2. Nos sistemas biológicos, o oxigénio é um aceitador de eletrões. 1) O oxigénio molecular aceita um eletrão e torna-se num anião radical chamado superóxido ( ). 2) O superóxido está envolvido em funções fisiológicas os positivas e negativas: 30

31 i) O sistema imunológico usa o superóxido na sua defesa contra patogéneos. ii) O superóxido é suspeito de estar envolvido em processos de doenças degenerativas associadas ao envelhecimento e danos oxidativos a células saudáveis. 3) A enzima superóxido dismutase regula o nível de superóxidos ao catalisar a conversão de superóxido em peróxido de hidrogénio e de oxigénio molecular. i) O peróxido de hidrogénio também é prejudicial, pois pode produzir radicais hidroxilo (HO ). ii) A enzima catalase ajuda a evitar a libertação de radicais hidroxilo através da conversão de peróxido de hidrogénio em água e oxigénio B Combustão de Alcanos 1. Quando os alcanos reagem com o oxigénio tem lugar uma série complexa de reações, e em última análise, a conversão do alcano em CO 2 e H 2 O. 2. A ligação O O de um hidroperóxido de alquilo é bastante fraca, e pode romper e produzir radicais que podem iniciar outras cadeias: RO OH RO + OH 10.11C AUTO-OXIDAÇÃO 1. O ácido linoleico é um ácido gordo polinsaturado (composto contendo duas ou mais ligações duplas) ocorre como um éster em gorduras poliinsaturadas. 2. As gorduras poliinsaturadas surgem vulgarmente nas gorduras e óleos que são componentes de nossa dieta e são amplamente distribuídas pelos tecidos do nosso organismo, onde realizam várias funções vitais. 3. Os átomos de hidrogénio do grupo -CH 2 - localizados entre as duas ligações duplas do éster linoleico (Lin-H) são especialmente susceptíveis a abstração por radicais. 1) A abstração de um desses átomos de hidrogénio produz um novo radical (Lin ) que pode 31

32 reagir com o oxigénio, por auto-oxidação. 2) O resultado da auto-oxidação é a formação de um hidroperóxido. 4. A auto-oxidação é um processo que ocorre em muitas substâncias: 1) A auto-oxidação é responsável pelo desenvolvimento do ranço que ocorre quando as gorduras e óleos se estragam e pela combustão espontânea de trapos oleosos deixados ao ar. 2) A auto-oxidação ocorre no organismo o que pode causar danos irreversíveis. Figura 10.7 A autoxidação de um éster do ácido linoleico. No passo 1, a reação é iniciada pelo ataque radicalar de um dos átomos de hidrogénio do grupo -CH 2 - entre as duas ligações duplas; esta abstração de hidrogénio produz um radical que é um híbrido de ressonância. No passo 2 este reage com radicais oxigénio no primeiro dos dois passos de propagação de cadeia para produzir um radical contendo oxigénio, que no passo 3 pode abstrair um hidrogénio a partir de outra molécula do éster linoleico (Lin- H). O resultado deste segundo passo de propagação de cadeia é a formação de um hidroperóxido e um radical (Lin ) que pode levar à repetição do passo 2. 32

33 10.11D ANTIOXIDANTES 1. A autoxidação é inibida por antioxidantes. 1) Os antioxidantes podem rapidamente "armadilhar" radicais peroxilo ao reagirem com eles para darem radicais estabilizados que não continuam na cadeia. 2. A vitamina E ( -tocoferol) é capaz de atuar como uma armadilha radical que pode inibir reações de radicais que podem causar danos celulares. 3. A vitamina C é também um antioxidante (suplementos diários superiores a 500 mg podem ter um efeito pro-oxidante). 4. O BHT é adicionado a alimentos para evitar a auto-oxidação E DEPLEÇÃO DO OZONO E CLOROFLUOROCARBONETOS (CFCs): 1. Na estratosfera a altitudes de cerca de 25 km, a luz UV de elevada energia converte oxigénio diatómico (O 2 ) em ozono (O 3 ). Passo 1 O 2 + h O + O Passo 2 O + O 2 + M O 3 + M + calor Passo 3 O 3 + h O 2 + O + calor 1) M é alguma outra partícula que pode absorver alguma da energia libertada no passo 2. 33

34 2) O ozono produzido no passo 2 pode também interagir com luz UV de alta energia dar no passo 3, oxigénio molecular e um átomo de oxigénio. 3) O átomo de oxigénio formado no passo 3 pode causar uma repetição do passo 2, e assim por diante. 4) O resultado líquido destes passos é a de converter luz UV altamente energética em calor. 2. A produção de freons ou clorofluorocarbonetos (CFCs) (clorofluorometano e clorofluoroetanos) começou em 1930 e a produção mundial atingiu 2 biliões de libras por ano até ) Os freons têm sido usados como líquidos de refrigeranção, solventes, e propulsores em latas de aerossol. 2) Os freons típicos são o triclorofluorometano, CFCl 3 (chamado Freon-11) e o diclorodifluorometano, CF 2 Cl 2 (chamado Freon-12). 3) Na estratosfera o freon é capaz de iniciar reações em cadeia radicais que podem perturbar o equilíbrio natural do ozono (Prémio Nobel da Química de 1995 atribuído a PJ Crutzen, MJ Molina e FS Rowland). 4) As reações do Freon-12: Iniciação de cadeia Passo 1 CF 2 CCl 2 + h CF 2 CCl + Cl Propagação de cadeia Passo 2 Cl + O 3 ClO + O 2 Passo 3 ClO + O O 2 + Cl 3. Em 1985 foi descoberto por cima da Antártida um buraco na camada de ozono. 1) O "Protocolo de Montreal" foi iniciado em 1987 que exigia a redução da produção e do consumo de clorofluorcarbonetos. 34