Química  Orgânica  I  

 Aula  1  

Prof.  Marco  Antonio  B  Ferreira  marcoantbf@gmail.com  

3351-­‐8075  

1  

UNIVERSIDADE  FEDERAL  DE  SÃO  CARLOS  

www.lqbo.ufscar.br  

Avaliação  

18/09  –  1ª  Avaliação  30/10  –  2ª  Avaliação  04/12  –  3ª  Avaliação  

Aprovado:    (P1  +  P2  +  P3)/3  .  0,70    +  Exercícios  .  0,30    ≥  6  

Exercícios:   ao   fim   de   cada   aula   será   aplicado  exercícios   que   deverão   ser   entregues   e  corresponderão  a  30%  da  média  final.  

2  

Biografia  •  BRUICE,  P.Y.,  Química  Orgânica,4ª  ed.,  vol.  1,  São  

Paulo,  Pearson  &  Prin^ce  Hall,  2006.    

•  SOLOMONS,  T.W.G.  &  FRYHLE,  G.,  Química  Orgânica,  LTC,  8ª  ed.,  Rio  de  Janeiro,  vol  1  e  2,  2004.    

•  CLAYDEN,  J.,  GREEVES,  N.,  WARREN,  S.  &  WOTHERS,  P.,  Organic  Chemistry,  Oxford,  Oxford  University,  2001.  

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O  que  é  a  Química  Orgânica?  

Início  da  Química  Moderna  1743  –  1794:  Antoine  Laurent  de  Lavoisier  

“A  química  é  a  ciência  que  trata  da  matéria  em  todas  as  suas  manifestações,  de  sua  estrutura,  suas  transformações  e  trocas  de  energia.”  

•  Definição/Descoberta  de  elementos  Químicos.  

•  Princípio  da  conservação  da  matéria  

“Lavoisier:  O  Estabelecimento  da  Química  Moderna”  Carlos  A.  L.  Filgueiras.  Coleção  Imortais  da  Ciência  

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O  que  é  a  Química  Orgânica?  

Jöns  Jakob  Berzelius  (1779–1848)  

1807:  Cunhou  o  termo  Química  Orgânica  

“Estudo  de  compostos    derivados  de  fontes  naturais  (COMPOSTOS  ORGÂNICOS  seriam  

derivados  destas  fontes).”  

VITALISMO:  “Força  Vital”  presente  em  organismos  vivos  era  necessário  para  a   síntese  de  compostos  orgânicos.  Compostos   inorgânicos   poderiam   ser   sinte^zados   em  laboratório  e  a  par^r  de  compostos  inorgânicos.  

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O  que  é  a  Química  Orgânica?  Friedrich  Wöhler  (1800–1882)  

Aluno  de  Berzelius    

1828:  Síntese  da  Ureia.  

INORGÂNICO   ORGÂNICO  

Wöhler   e   Berzelius   estavam   mais   interessados   no   conceito   de   isomerismo  desta  reação.  ORIGEM  DA  TEORIA  ESTRUTURAL  (Arranjo  dos  átomos  define  uma  substância)  

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A  Química  Orgânica  Moderna  Compostos   Orgânicos:   Compostos   que   contém   átomos   de  carbono.  

VIVEMOS  NA  ERA  DA  QUÍMICA  ORGÂNICA  

•  >90  %  de  todos  os  compostos  conhecidos  são  compostos  por  carbono.  

•  Química  Orgânica  é  crucial  para  nosso  modo  de  vida:  Agricultura,  Roupas,  Polímeros/Materiais,  Medicina,  CombusHvel.  

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A  Química  Orgânica  Moderna  ÁREAS  DA  QUÍMICA  ORGÂNICA  

Mecanismo  

Síntese  

Estrutura  

Como  e  porque  os  átomos  são  

dispostos  para  formar  moléculas.    

Como  e  por  que  as  reações  químicas  

acontecem.  

Preparação  de  moléculas  complexas  a  parOr  de  moléculas  mais  simples  usando  reações  químicas.  8  

Por  que  o  carbono  é  tão  especial?  Eletroposilvos  

Eletronegalvos  

•  Carbono   pode   fazer   até   4   ligações   covalentes   (estável),  com  outros  átomos  de  carbono  ou  com  outros  elementos  da  tabela  (GRANDE  DIVERSIDADE  ESTURTURAL).  

>  16  milhões  de  compostos  conhecidos!!!!  9  

Por  que  o  carbono  é  tão  especial?  Produtos  Naturais  =>  Produzido  por  organismos  vivo.  

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Produtos  Naturais  

Por  que  o  carbono  é  tão  especial?  

Maitotoxin  

C164H256O68S2Na2  

11  

Produtos  Naturais  

Por  que  o  carbono  é  tão  especial?  

E  as  proteínas?        =>      BIOQUÍMICA  

12  

Por  que  o  carbono  é  tão  especial?  Produtos  derivados  do  petróleo  

CH4  Gás  natural  

Polímeros  Corantes  

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Por  que  o  carbono  é  tão  especial?  Medicina  

Flavorizantes  

abacaxi  tamiflu  

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Estrutura  Atômica    

Quem  não  viu/lembra,  fazer  uma  revisão  usando  o  livro  do  Atkins,  capítulo  1.    

15  

Estrutura  Eletrônica  dos  átomos  

função  de  onda   Ψ

𝐻 Ψ = E  Ψ Equação  de  Schrödinger  

Operador  Hamiltoniano  

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Estrutura  Eletrônica  dos  átomos  O  que  aprendemos  da  Mecânica  Quânlca?  

•  Dualidade  onda-­‐parucula  da  matéria:  

Prof.  Marco:      115  kg  andando  a  5  m/s.  λ  =  1,15  x  10-­‐36  m  

ℎ  =  6,62606957  ×  10-­‐34  m2  kg  /  s  

Elétron:    9,10938291(40)×10−31  kg    andando  a  1/1000  da  velocidade  da  luz.  

λ  =  2,43  x  10-­‐9  m  

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Estrutura  Eletrônica  dos  átomos  

Difração  de  elétrons  •  Orbitais  Atômicos  

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Estrutura  Eletrônica  dos  átomos  

Átomo  de  hidrogênio  =>  Solução  exata  da  equação  de  Schrödinger  

H  (Z  =  1),  onde  Z  =  número  atômico  

Ψ   (função   de   onda)   =   função   matemá^ca   que   descreve   a   região   de   maior  probabilidade  em  encontrar  os  elétrons  de  um  átomo.    

Cada  elétron  em  um  átomo  é  descrito  por  4  números  quânlcos....    

energia  QUANTIZADA  

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Estrutura  Eletrônica  dos  átomos  

Camada   Sub-­‐camada   orbitais  

20  

Estrutura  Eletrônica  dos  átomos  

21  

Estrutura  Eletrônica  dos  átomos  

22  

Estrutura  Eletrônica  dos  átomos  

23  

Estrutura  Eletrônica  dos  átomos  

Energia  dos  orbitais  

1s  

2s  

3s  

2p  

3p  3d  

Penetração  radial  

quanto  mais  próximo  do  núcleo,  menor  a  energia  

do  orbital.    

Orbitais  degenerados:    (2px,  2py,  2pz),  (3px,  3py,  3pz),  (3dxy,  3dxz,  3dyz,  3dx2-­‐y2,  3dz2)   24  

Princípio   de   au{au:   Elétron   sempre   ocupa   o   orbital   de   menor   energia   em   um  átomo  no  seu  estado  fundamental.  

Princípio  de  exclusão  de  Pauling:  Dois  elétrons  não  podem  ocupar  o  mesmo  estado  quân^co  simultaneamente.    

C    Z  =  6  

1s2  2s2  2p2  

1s  

2s  

2px   2py   2pz  

spins  anH-­‐paralelos  

spins  paralelos  

Estrutura  Eletrônica  dos  átomos  

Regra   de   Hund:   Elétrons   numa   mesma   subcamada   tendem   a   permanecer  desemparelhados  (em  orbitais  separados),  com  spins  paralelos.  

Quantos  elétrons  na  camada  de  valência?  

25  

Estrutura  Eletrônica  dos  átomos  

26  

Ligações  Iônicas  e  Covalentes  Átomos  perdem,  recebem  ou  comparllham  elétrons  a  fim  de  terem  sua  camada  de  valência  completa.  Isso  confere  estabilidade  ao  sistema.  (G.  N.  Lewis)  

A.  Ligação  iônica:  Ocorre  entre  átomos  com  grande  diferença  de  eletronega^vidade  (EN)    ΔEN>2.  

Ex.:  NaCl  (EN:  Na  =  0,93  ;  Cl  =  3,16)    

Na                                  Na+  +  e-­‐  

1s2  2s2  2p6  3s1   1s2  2s2  2p6  =  [Ne]  

ΔE  =  119  kcal/mol  Potencial  de  ionização  

Cl  +  e-­‐              Cl-­‐  

1s2  2s2  2p6  3s2  3p5   1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  =  [Ar]  

ΔE  =  -­‐83,4  kcal/mol  Afinidade  eletrônica  

Usando  estruturas  de  Lewis:  

ΔE  =  -­‐153  kcal/mol    

Atração  eletrostáOca  responsável  pela  manutenção  

da  ligação.  27  

Ligações  Iônicas  e  Covalentes  

28  

Ligações  Iônicas  e  Covalentes  B.  Ligação  covalente:  Ocorre  entre  átomos  com  eletronega^vidade  similar.  

29  

Ligações  Iônicas  e  Covalentes  Dois   átomos   podem   comparllhar   mais   do   que   um   par   de  elétrons.  

30  

Ligações  Covalentes  Polares    

31  

Ligações  Covalentes  Polares    

Ligação   covalente   apolar   (átomos   de  mesma  eletronega^vidade)    

Ligação   covalente  polar   (átomos   com  eletronega^vidade  diferente)    

Dipolo  na  molécula  

32  

Ligações  Covalentes  Polares    

Mapa   de   Potencial   eletrostálco   (mostra   como   a  densidade   eletrônica   da   molécula   é   distribuída   entre   os  átomos)  

EN:  H  =  2,1;  Li  =  1,0;  F  =  4,0   33  

Ligações  Covalentes  Polares    

Polarizabilidade   (habilidade   de   distorção   da   densidade  eletrônica)  

Família:  Aumenta  descendo  a  tabela.  Período:  Aumenta  da  esquerda  pra  direita.  

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Carga  Formal  (CF)  CF  =  EV  –  (NL+EL/2)    onde:  

EV  =  número  de  elétrons  de  valência,  NLP  =  número  de  elétrons  não  ligantes,  NL  =  número  de  elétron  de  ligações    

Carga  formal  não  denota  que  a  carga  

esteja  toda  concentrada  

naquele  átomo.  

SEMPRE  INDIQUE  A  CARGA  FORMAL  NOS  EXERCÍCIOS  E  PROVAS  35  

Estrutura  Condensada  Podemos  omi^r  uma  ou  mais  ligações  covalentes:    

36  

Estrutura  Condensada  

37  

1)  Dê  as  estruturas  de  Lewis  de  cada  um  dos  seguintes  compostos:

3)  Examinando  o  mapa  de  potencial  eletrostá^co  do  LiH,  HF  e  H2,  responda  as  seguintes  questões: a)  Qual  destes  compostos  são  polares?

b)  Por  que  o  LiH  tem  o  hidrogênio  com  maior  densidade  eletrônica?

c)   Quais   destes   compostos   apresenta   o   hidrogênio   mais   carregado  posi^vamente?

Questões:

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Section 1.4 Representation of Structure 17

Kekulé structure Condensed structures

Two or more identical groups considered bonded to the “first” atom on the left can be shown (in parentheses) to the left of thatatom, or hanging from the atom.

An oxygen doubly bonded to a carbon can be shown hanging off the carbon or to the right of the carbon.

O

or O)CH3CH3CH2CCH3 CH3CH2COCH3 or CH3CH2C(

O

or OCH3CH2CH2CH CH3CH2CH2CHO or CH3CH2CH2CH

O

orCH3CH2COH CH3CH2CO2H or CH3CH2COOH

O

orCH3CH2COCH3 CH3CH2CO2CH3 or CH3CH2COOCH3

H HC

H

(CH3)2NCH2CH2CH3 CH3NCH2CH2CH3or

CH3

C

HH

H

C

H

HH H H

H

C

C

H

N

H HC (CH3)2CHCH2CH2CH3 CH3CHCH2CH2CH3or

CH3

H

HH H H

H

C

C

HH

H

C

H

H

C

H

C

PROBLEM 10 SOLVED

Draw the Lewis structure for each of the following:

a. d. g. j. NaOHb. e. h. k.c. f. i. l.

SOLUTION TO 10a The only way we can arrange one N and three O’s and avoidsingle bonds is to place the three O’s around the N. The total number of valence

electrons is 23 (5 for N, and 6 for each of the three O’s). Because the species has one neg-ative charge, we must add 1 to the number of valence electrons, for a total of 24. We thenuse the 24 electrons to form bonds and fill octets with lone-pair electrons.

When all 24 electrons have been assigned, we see that N does not have a complete octet. Wecomplete N’s octet by using one of oxygen’s lone pairs to from a double bond. (It doesn’tmake any difference which oxygen atom we choose.) When we check each atom to seewhether it has a formal charge, we find that two of the O’s are negatively charged and the Nis positively charged, for an overall charge of

O

N+O! O !

-1.

O

NO O

O¬O

Na2CO3-CH3N2NO2

-NH4Cl+C2H5HCO3

-NO2

+CH3NH3

+CO2NO3

-

Table 1.5 (continued)

BRUI01-001_059r4 20-03-2003 2:58 PM Page 17

2)  Dê  as  estruturas  de  Lewis  de  cada  um  dos  seguintes  compostos: