Estrutura Molecular, Ligações Químicas e Propriedades dos Compostos Orgânicos

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1 Universidade Federal de Campina Grande Centro de Ciências e Tecnologia Agroalimentar Profa. Roberlucia A. Candeia Disciplina: Química Orgânica Estrutura Molecular, Ligações Químicas e Propriedades dos Compostos Orgânicos 1

2 Estrutura das Moléculas Orgânicas A partir do conhecimento das ligações químicas que unem os átomos de suas moléculas, e das forças que agem entre elas (chamadas de forças intermoleculares), é possível prever as propriedades físicas de cada compostos orgânico. Propriedades Físicas Polaridade; Solubilidade; Forças Intermoleculares; Temperatura de Fusão e de Ebulição; Densidade. 2

3 Orbitais Atômicos Orbital - Consiste na região tridimensional em torno do núcleo onde há a máxima probabilidade de se encontrar um elétron. Orbitais atômicos - Representação gráfica de funções de ondas em três dimensões. Orbitais do tipo s e p. 3

4 Orbitais Moleculares Orbital molecular Consiste na região do espaço de se encontrar um ou dois eletrons de uma molécula. 4

5 Sobreposição de Orbitais Orbital molecular ligante - Resulta da sobreposição de dois orbitais da mesma fase. Podem ser representado por σ (sigma) e π (pi). Orbital molecular não-ligante - Resulta da sobreposição de dois orbitais em fases opostas. Podem ser representado por σ* (sigma) e π* (pi). Ex, Molécula de H 2 Estado de alta energia (menos estabilidade) Estado de baixa energia (mais estabilidade) 5

6 Ligação sigma (σ) é formada pela sobreposição fiminício de dois orbitais p Uma ligação σ (sigma) é mais forte do que uma ligação π (pi). 6

7 Ligação pi (π) é formada pela sobreposição lado-a-lado de dois orbitais p paralelos 7

8 Formação da ligação: molécula H 2 A interpenetração ocorre ao longo do eixo, sendo denominada ligação sigma (σ) do tipo s+s. 8

9 Formação da ligação: molécula HF Distribuição eletrônica dos átomos Representação dos Orbitais Formação da ligação A interpenetração ocorre ao longo do eixo, sendo denominada ligação sigma (σ) do tipo s+p. 9

10 Formação da ligação: molécula F 2 Distribuição eletrônica dos átomos Representação dos Orbitais Formação da ligação A interpenetração ocorre ao longo do eixo, sendo denominada ligação sigma (σ) do tipo p+p. 10

11 Ligação PI (π): Ocorre nas moléculas que apresentam ligações duplas ou triplas entre dois átomos. Formação da ligação: molécula O 2 Representação dos Orbitais Formação da ligação Ocorre pela interpenetração de orbitais incompletos do tipo p contidos em eixos paralelos. Ligação pi (π ) do tipo p+p. 11

12 Formação da ligação: molécula N 2 Representação dos Orbitais 12

13 Hibridização do Carbono: Consiste na fusão de orbitais atômicos incompletos, que se transformam originando novos orbitais, em igual número. Esses novos orbitais são denominados Orbitais híbridos. Existem três tipos de hibridização, que são: sp 3,sp 2, sp. a) Hibridização sp³: Ocorre quando o carbono possui as quatro ligações simples. Exemplo CH 4 Estado Fundamental: Estado Ativado (Excitado): Estado Híbrido: 13

14 Representação dos níveis de energia dos orbitais originais e dos orbitais híbridos sp³ do átomo de carbono. 14

15 Molécula do metano CH 4 σ σ σ σ Molécula do etano C 2 H 6 σ σ σ σ σ σ 15

16 b) Hibridização sp²: Ocorre quando o carbono possui uma única ligação dupla. Exemplo C 2 H 4 Estado Fundamental: Estado Ativado (Excitado): Estado Híbrido: p 16

17 c) Hibridização sp: Ocorre quando o carbono possui duas ligações duplas ou uma ligação tripla. Exemplo C 2 H 2 Estado Fundamental: Estado Ativado (Excitado): Estado Híbrido: 17

18 Resumo de Hibridização do Carbono: 18

19 Comprimento das Ligações Covalentes Conforme aumenta-se as interações intramoleculares (ligações) entre os orbitais do carbono, estas tendem ser mais curtas e mais fortes. Ou seja, Ligações triplas < duplas < simples. Comprimentos de ligações Caráter S Ǻ Ǻ 19

20 Caráter S com os halogênios Força das Ligações 1. Ligações triplas> duplas> simples entre átomos iguais. Ex: CC de 1,54 Ǻ, 1,35 Ǻ e 1,20 Ǻ. 2. Ligações mais curtas são normalmente mais fortes. Ex: C-F>C-Cl>C-Br>C-I 3. Ligações entre átomos com maiores diferenças de eletronegatividade são normalmente mais fortes. Ex: O-O muito fraca; H-F muito forte. 20

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22 Estrutura de Ressonância Os elétrons envolvidos em estruturas de ressonância são ditos deslocalizados. O compartilhamento de um par de elétrons é distribuído sobre diversos pares de átomos e não pode ser identificado simplesmente com um par de átomos. Exemplo, O O O O O O 22

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24 Molécula do Íon acetato Híbrido de ressonância é um misto dos contribuintes das estruturas de ressonância, diferem apenas na localização de seus pares de elétrons livres e elétrons π. 24

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31 Isomerismo Isomêros constitucionais são compostos diferentes que têm a mesma formula molecular, mas diferem na forma como seus átomos estão arranjados (ou ligados) na molécula. Estes possuem propriedades físicas e químicas diferenciadas. Ex: Os possíveis isômeros correspondente ao composto com formula molecular C 4 H 10 O são: 31

32 Carga Formal (CF) Em que, CF = V (L + 1/2 S) V: nº de elétrons de valência no átomo livre; L: nº de elétrons de valência não ligante do átomo; S: nº de elétrons de valência ligante do átomo. 32

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34 Exemplo, a) Determine a carga formal do nitrogênio do nitrometano (CH 3 NO 2 ). Elétrons de Valência do Nitrogênio= 5 Elétrons ligantes do nitrogênio= 8 Elétrons não ligante do nitrogênio = 0 CF 8 5 (0 ) 1 2 b) Determine a carga formal para o átomo de oxigênio, com uma única ligação no nitrometano Elétrons de Valência do oxigênio= 6 Elétrons ligantes do oxigênio= 2 Elétrons não ligante do oxigênio = 6 CF 2 6 (6 )

35 Polaridade das Moléculas Molécula polar - A soma vetorial, dos vetores de polarização é diferente de zero.. Molécula apolar - A soma vetorial, dos vetores de polarização é nula. 35

36 Aumenta Polaridade das Moléculas - Eletronegatividade Eletronegatividade: Consiste na capacidade que um átomo possui de atrai um par eletrônico de uma ligação covalente. Aumenta 36

37 Momento de Dipolo (µ)- Consiste na propriedade física que pode ser medida experimentalmente, como produto da magnitude de carga em unidade eletrostática da carga pela distância que separa as cargas em centímetros. A unidade é Debye (D): Molécula polar: e x d Molécula apolar: 37

38 Mapa do Potencial Eletrostático das Moléculas 38

39 Polaridade das Moléculas Orgânicas 39

40 Solubilidade das Moléculas Líquidos miscíveis e imiscíveis: dois ou mais líquidos são miscíveis quando um se dissolve completamente no outro, A solubilidade depende da polaridade. Substância polar dissolve substância polar. Ex: água e álcool etílico. Substância apolar dissolve em substância apolar. Ex: gasolina e querosene. Substância polar não dissolve substância apolar. Ex:água e óleo. Lembram da regra: SEMELHANTE DISSOLVE SEMELHANTE??? Obs.: Essa regra não abrange rigorosamente todos os casos. 40

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42 Solubilidade Consiste na quebra das ligações químicas que compõe o sólido, retirando de um arranjo ordenado para um desordenado em que o composto tem uma interação como o solvente. Quando o solvente utilizado é a água, diz-se que os íons estão hidratados e, quando é diferente da água, diz-se que eles estão solvatados. 42

43 As partes apolares de uma molécula são denominadas grupos hidrófobos. Sua presença contribui para que o composto não se dissolva bem em água. Enquanto que, as partes polares de uma molécula são chamadas grupos hidrófilos. Quanto maior o numero de grupos hidrófilos, maior será a tendência de a substância se solubilizar em água. 43

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45 As Vitaminas pode ser: Lipossolúveis não dissolvem na água, mas dissolvem em gordura; Hidrossolúveis - dissolvem na água. 45

46 Tamanho da Cadeia e Solubilidade 46

47 Na Prática os químicos orgânicos definem usualmente um composto solúvel em água se pelo menos 3 g do composto se dissolvem em 100 ml de água (3%m/v). Compostos que possuem grupos hidrofílicos seguem algumas regras: 1. Compostos com 1 a 3 átomos de carbono são solúveis; 2. Compostos com 4 a 5 átomos de carbono estão no limite da solubilidade; 3. Compostos com mais de 6 átomos são insolúveis. Essas regras não se aplicam quando um composto contém mais de um grupo hidrofílico. Por exemplo, os polissacarídeos, as proteínas e os ácidos nucleicos contêm milhares de átomos de carbono e são todos solúveis. 47

48 Forças Intermoleculares: São denominadas de forças de Van der Waals (homenagem ao físico Johannes Van der waals), e consiste, da força de ligação entre as moléculas. Dependem da estrutura (tamanho) e da polaridade da molécula. As forças podem ser: a) Íon-Dipolo São forças existente entre molécula polar e íons. 48

49 b) Dipolo-Dipolo São forças existente entre as moléculas polares. Estas forças são estabelecidas de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se oriente na direção da extremidade positiva do dipolo de outra molécula. 49

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51 c) Dipolo induzido Dipolo induzido São forças existente entre as moléculas apolares. São interações originadas quando ocorre aproximação entre as moléculas apolares, ou átomos, ocasionando acúmulo de elétrons em uma das extremidades da molécula. Logo, origina um dipolo instantâneo ou temporário, no qual irá induzir a formação de dipolos nas moléculas vizinhas. Ocorrem mais nos Hidrocarbonetos, óleos e gorduras. Quanto maior for a área da superfície maior a interação (força). 51

52 d) Ligação de Hidrogênio - São forças muito mais fortes e intensas do que as dipolo-dipolo. Ocorre em moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de Flúor, Oxigênio e Nitrogênio (Estes são bastante eletronegativo). 52

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54 Ocorrem nas funções dos álcoois, ácidos carboxílicos, aminas primárias e secundárias, e amidas. 54

55 Hierarquia das Forças Intermoleculares Ligação de hidrogênio>dipolo-dipolo> dipolo-dipolo induzido 55

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57 Temperatura de Fusão e Ebulição Dois fatores que influem nas temperaturas de ebulição: o tamanho das moléculas e os tipos de interação intermolecular. Quanto maior o tamanho das moléculas, maior a superfície de contato, consequentemente, maior o nº de interações, e maior será a temperatura de ebulição e de fusão. 57

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59 Efeito do comprimento da cadeia principal Quanto mais ramificada for a molécula, menor será a superfície de contato, e conseqüentemente, menor será o ponto de ebulição. 59

60 Quanto mais ramificada, menor superfície de contato e menor o ponto de fusão. 60

61 As substâncias iônicas têm P.F, P.E elevados e são geralmente sólidas, devido os cátions e ânions se atraírem fortemente. As substâncias orgânicas são em geral covalentes e frequentemente apolares; em consequência têm P.F e P.E. baixos e são geralmente líquidos ou gases. 61

62 Densidade Dependem das massas moleculares; As substâncias orgânicas são em geral pouco densas (tem densidade menor que da água). Logo, quando insolúveis em água essas substâncias formam uma camada que flutua sobre a água, como acontece com a gasolina, o éter comum, o benzeno, etc. Substâncias orgânicas contendo um ou mais átomos de massas atômicas elevadas podem ser mais densas que a água, exemplo o grupo dos haletos orgânicos. 62