Química Orgânica. Compostos orgânicos contêm carbono. O carbono não ganha nem cede elétrons

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1 Organic Chemistry 4 th Edition Paula Yurkanis Bruice Aula 1 Estrutura Eletrônica e Ligação Química Ácidos e Bases Irene Lee Case Western Reserve University Cleveland, OH 2004, Prentice Hall Química Orgânica Compostos orgânicos contêm carbono O carbono não ganha nem cede elétrons O carbono compartilha elétrons com outros átomos de carbono, bem como com outros átomos diferentes 1

2 A Distribuição dos Elétrons A mecânica quântica usa uma equação matemática ondulatória para caracterizar o movimento dos elétrons ao redor do núcleo Funções de onda ou orbitais informam sobre a energia dos elétrons e o volume espacial em torno do núcleo, onde os elétrons têm maior probabilidade de serem encontrados O orbital atômico mais próximo do núcleo tem menor energia Orbitais degenerados têm a mesma energia Princípio de Aufbau: elétrons ocupam primeiramente os orbitais de mais baixa energia Princípio de exclusão de Pauli: somente dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital atômico, com spins opostos Regra de Hund: elétrons ocupam primeiro os orbitais vazios e degenerados, antes de emparelhar Compostos Iônicos Compostos iônicos são formados quando um elemento eletropositivo transfere elétron(s) para um elemento eletronegativo Colocar números que indicam se a ligação é iônica ou covalente 2

3 Compostos Covalentes Compartilhamento igual de elétrons: ligação covalente apolar (ex., H 2 ) Compartilhamento de elétrons entre átomos com eletronegatividades diferentes: ligação covalente polar (ex., HF) Estrutura de Lewis Carga formal = número de elétrons de valência (número elétrons desemparelhados +1/2 número de elétrons ligantes) 3

4 Números de ligações importantes Uma ligação H F Cl Br I Duas ligações O Três ligações N Quatro ligações C O Dipolo Uma ligação polar tem lados positivos e negativos Momento de dipolo (D) = µ = e x d (e) : carga no átomo (d) : distância entre duas cargas 4

5 Mapas Potenciais Eletrostáticos O Orbital s 5

6 O Orbital p Orbitais Moleculares (OM) Os OMs pertencem a molécula inteira ligação σ: formada pela sobreposição de dois orbitais s Força de ligação/dissociação de ligação: energia requerida para quebrar a ligação ou energia liberada em sua quebra 6

7 Sobreposição em fase forma um OM, uma sobreposição fora de fase forma um OM antiligante 7

8 A ligação sigma (σ) é formada também através da sobreposição frontal de dois orbitais p A ligação pi (π) é formada através da sobreposição lateral de dois orbitais p paralelos Uma ligação σ é mais forte que uma π 8

9 Ligação no Metano e no Etano: Ligação Simples Hibridização de orbitais: Os orbitais usados na formação da ligação determinam os ângulos da ligação Ângulo de ligação tetrahedral: 109,5 Os pares de elétrons espalham-se no espaço o mais distante possível um dos outros 9

10 Ligação C-C do Etano Um Carbono Hibridizado sp 2 O ângulo de ligação no carbono sp 2 é 120 O carbono sp 2 é trigonal plano 10

11 Ligação C-C no Eteno: Ligação Dupla Ligação no Etino: Ligação Tripla Uma ligação tripla consiste em uma ligação σ e duas π Ângulo de ligação do carbono sp:

12 Ligação na Água Ligação na Amônia e Amônio 12

13 Ligação em Haletos de Hidrogênio Momento de Dipolo Molecular A soma de todos os vetores individuais de dipolo determina o momento de dipolo resultante da molécula 13

14 Resumo Uma ligação π é mais fraca que uma ligação σ Quanto maior a densidade de elétrons na região de sobreposição dos orbitais, mais forte a ligação Quanto maior o caráter s, mais curta e mais forte a ligação Quanto maior o caráter s, maior é o ângulo de ligação Ácidos e Bases de Brønsted Lowry Ácidos doam prótons Bases recebem prótons Fortes reagem para dar fracos Quanto mais fraca a base, mais forte o ácido conjugado Ácidos (bases) estáveis são fracos 14

15 Ácidos e Bases de Lewis Ácido de Lewis: substância que aceita um par de elétrons Base de Lewis: substância que doa um par de elétrons Um Equilíbrio Ácido/Base H 2 O + HA H 3 O + + A - [H 3 O + ][A - ] K a = [H2 O][HA] pk a = -log K a K a : Constante de dissociação do ácido 15

16 Quando os átomos têm o mesmo tamanho, o ácido mais forte terá o seu próton ligado ao átomo mais eletronegativo (variação no mesmo período) Quando os átomos têm tamanhos muito diferentes, o ácido mais forte é aquele em que o próton liga-se ao maior átomo (variação na mesma família) 16

17 O efeito indutivo sacador de elétrons aumenta a acidez de um ácido conjugado Ácido acético é mais ácido do que etanol O CH 3 COH CH 3 CH 2 OH pk a = 4.76 pk a = 15.9 acetic acid ethanol A deslocalização de elétrons no ácido acético, através de ressonância, estabiliza a base conjugada O CH 3 C O O CH 3 C O Acidez do Hidrogênio Ligado à Carbonos com Diferentes Hibridizações HC CH H 2 C CH 2 CH 3 CH 3 pk a = 25 pk a = 44 pk a = 50 17