Estrutura Molecular, Ligações Químicas e Ácidos - Base

Apresentação em tema: "Estrutura Molecular, Ligações Químicas e Ácidos - Base"— Transcrição da apresentação:

1 Estrutura Molecular, Ligações Químicas e Ácidos - Base
Química Orgânica I Estrutura Molecular, Ligações Químicas e Ácidos - Base Ministrante: Prof. Dr. Sidney Lima UFPI – Teresina –

2 Sumário 1. Química Orgânica; Fontes de Compostos Orgânicos;
Representação de Fórmulas Estruturais; Técnicas de Determinação Estrutural; Teoria Ligação de Valencia (TLV); Teoria de Orbital Molecular (TOM).

3 “Nossas dúvidas são traidoras e nos fazem perder o que, com frequência, poderíamos ganhar por simples medo de arriscar". Shakespeare

4 Eureka! A ciência nasce no erro!
Depois de muitos cálculos, o irlandês James Ussber chegou a um resultado surpreendente: o mundo foi criado em 26/10/4004 a.C. às 9:00 h da manhã! Segundo Aristóteles, certos insetos foram gerados espontaneamente pelo orvalho que caiu sobre as plantas. Já outros, formaram-se na lama ou no esterco... Em 1894, o astrônomo Percival Lowell concluiu que as estrias observadas em Marte, através de seu telescópio, eram canais de irrigação artificial... Depois disso, a “civilização marciana” ainda iria dar muito o que falar... Até Galileu Galilei foi autor de uma mancada fenomenal: considerou que os planetas eram ilusões de ótica, reflexos dos vapores terrestres, simplesmente porque não conseguiu observá-los com sua luneta... Berthelot (Químico Francês ): “para a ciência de agora em diante não tem mistério” Que presunção!

5 A QUÍMICA ORGÂNICA Há mais de 200 anos surgiu a expressão compostos orgânicos para designar as substâncias produzidas pelos organismos vivos, animais ou vegetais. Química Orgânica, ramo da Química que estuda os compostos que contêm Carbono, seja ou não produzidos por organismos vivos. Química Orgânica: A química dos hidrocarbonetos e seus derivados

6 Histórico: Química Orgânica
Torbern Bergman, Sueco (1780): Diferença Orgânicos e Inorgânicos. X Jöns Jacob Berzelius (1780): Criou a expressão Química Orgânica (livro -1807). Teoria da Força Vital (TFV). Friedrich Wöller (1828): Abalo da TFV). Prof. Sidney Lima

7 Histórico: Química Orgânica
Kekule Kekulé e Couper (1858): Tetravalência do Carbono. Proposição da Estrutura para o Benzeno (Kekulé). Cadeias Carbônicas (Química Bidimensional). Kekulé: “virei minha cadeira para a lareira e cochilei. Mais uma vez os átomos dançavam em frente a mim [...], cadeias longas, umas mais próximas que outras, todas se virando e retorcendo como se fossem cobras. De repente notei que uma das cobras havia mordido a própria cauda [...]. Então levantei apressadamente e passei o restante da noite trabalhando nas conseqüências disso.” Van Hoff e Le Bel (1874): carbono liga-se tetraedricamente e de forma tridimensional Van Hoff

8 Fontes de Compostos Orgânicos
Há mais de 150 anos, os periódicos químicos têm reportado: Organismos vivos: plantas e animais Fósseis: carvão mineral, petróleo, gás natural, turfa e linhito. Sínteses de laboratório. Metade da década 1970 Mais de 5 milhões de compostos Cada ano: milhares novos compostos

9 INDUSTRIALMENTE Produzido 6.000 a 10.000 compostos
Eastman Organic Chemicals: compostos Aldrich Chemical Company: compostos Outras companhias: a compostos

10 REPRESENTAÇÃO DE FORMULAS ESTRUTURAIS
1. Fórmula Estrutural de traços e pontos 2. Fórmula Estrutural condensada e de linha de ligação Exemplo: propanol

11 Classificação das cadeias carbônicas
2.1. Quanto ao fechamento Cadeia Aberta ou Acíclica : Cadeia Fechada ou Cíclica: 2.2. Quanto a disposição dos átomos de carbono Cadeia Normal: Cadeia Ramificada: 2.3. Quanto à ligação entre os átomos de carbono Cadeia Saturada: Cadeia Insaturada: Prof. Sidney Lima

12 Quanto à natureza dos átomos de carbono
Cadeia Homogênea: Cadeia Heterogênea: Cadeia Homocíclica: é toda cadeia cíclica que não apresenta átomos diferentes de carbono entre os carbonos do ciclo. Cadeia Heterocíclica: é toda cadeia cíclica que apresenta o heteroátomo no ciclo.

13 Prof. Sidney Lima (UFPI – 2010)
Como Determinar Estruturas de Moléculas Orgânicas ? Palytoxin is a complex marine natural product containing 71 asymmetric centers. Palytoxin, isolated from soft coral, is considered to be one of the most toxic non-peptide substances known Professor Yoshito Kishi's group at Harvard University first synthesized palytoxin in 1994 Prof. Sidney Lima (UFPI – 2010)

14 Estruturas de moléculas
orgânicas

15 An Alcohol IR Spectrum

16 The Mass Spectrum Masses are graphed or tabulated according to their relative abundance. => Prof. Dr. Sidney Lima

17 Espectro de Ressonância Magnética Nuclear de Hidrogênio
RMN 1H Espectro de Ressonância Magnética Nuclear de C-13 RMN 13C 171 77.4 60.2 20.8 14.0

18 Liberação de Energia e Estabilidade:
Por que os átomos se ligam e como as ligações podem ser descritas eletronicamente? Liberação de Energia e Estabilidade: H EL* H H .H H H EL* Gilberto Newton Lewis - Octeto

19 LIGAÇÕES QUÍMICAS: Modelo de ligação Coulômbica:
Menor energia Lei de Coulomb: F = K. q+. q-/d2 Esta força atrativa faz com que a energia de ligação seja liberada quando os átomos se aproximam Prof. Sidney Lima

20 Ligações Químicas: Regra do Octeto
Em (1916) G. N. Lewis e W Kössel  Propuseram que átomos sem a configuração eletrônica de um GÁS NOBRE (8 elétrons na CV) reagem para produzir tal configuração formando as LIGAÇÔES.

21 Ligações Químicas: Modelo do Octeto
Nas condições ambientes os gases nobres apresentam átomos estáveis isolados Gás nobre K L M N O O He 2 8 Ne 2 8 2 8 Ar 8 2 18 8 Kr 8 2 18 18 8 Xe 8 Rn 2 18 32 18 8

22 - + Natureza da Ligação Química: Ligação Iônica
Teoria da Ligação Iônica (Lewis, ) e Ligação Covalente Kossel (1916): - + 11Na s2 2s2 2p6 3s1 17Cl s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Prof. Sidney Lima

23 Eletronegatividade H 2.1 Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al Si 1.8 P S Cl K 0.8 Br 2.8

24 Natureza da Ligação Química: Ligação Iônica
Exemplos: CaF2 ; Al2O3 ; Prof. Sidney Lima

25 Natureza da Ligação Química: Ligação Covalente
Lewis e Kossel (1916): uma das primeiras explicação de uma ligação química, fundamentada no compartilhamento de elétrons (Regra do octeto). Estrutura de Lewis: Prof. Sidney Lima

26 Natureza da Ligação Química: Ligação Covalente
- Átomos com 2 ou 3 elétrons de valência forma até 3 ligações. B no BF s2 2s2 2p1 - Átomos com 4 ou mais elétrons forma quantas ligações forem necessária para Atingirem a regra do octeto. C no CH s2 2s2 2p2 Prof. Sidney Lima

27 Estrutura de Lewis: Ligação Covalente
Híbridos de Ressonância Nem todas as formas de ressonância são equivalentes Regras: Maior número de octeto. Exemplo: cátion nitrosila (NO+); H2SO4, H2CO As cargas (-) são colocadas sobre o elemento mais eletronegativo. Estruturas neutras são mais estáveis. Exemplo: ácido fórmico Prefira estruturas com menor separação de cargas opostas: diazometano (H2CN2) Prof. Sidney Lima

28 Carga formal (CF) CF = nº elétrons de valência - (nº e- livres + 1/2  nº elétrons ligantes) Prof. Sidney Lima

29 Características dos Compostos iônicos:
em condições ambientes, são sólidos, cristalinos, duros, elevados pontos de fusão e ebulição. no estado sólido, não conduzem eletricidade quando fundidos ou em solução aquosa, são bons condutores duros, quebradiços e transparentes Características dos compostos moleculares ou covalentes  Sólidos, gasosos ou líquidos. PF e PE baixos. Formam moléculas. Quando apolares, não conduzem eletricidade. Prof. Sidney Lima

30 Estrutura de Lewis: Ligação Covalente
Ligação covalente apolar – entre átomos iguais. Ligação covalente polar - ocorre quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação. Ligação covalente dativa - Ocorre quando o par de elétrons de ligação é “doado” só por um dos átomos envolvidos Exemplo: CO2 ; SO2 Prof. Sidney Lima

31 Ligação Covalente Polar
A formação de dipolos elétricos em moléculas, como no caso do HCl, pode facilmente ser verificado experimentalmente. Ao aplicar um campo elétrico, as moléculas irão girar de forma a alinhar-se com este campo, conforme mostrado no esquema abaixo. Prof. Sidney Lima

32 Exceção a Regra do Octeto.
1. Molécula com número ímpar de elétrons. NO; ClO2 2. Moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons. BeF2; BF2 3. Moléculas nas quais um átomo tem mais de um octeto, ou seja, moléculas com expansão do octeto. PF5 4. Qualquer composto com mais de 4 ligações covalentes estará em desacordo com a regra do octeto. Prof. Sidney Lima

33 Exercícios Que tipo de íon um elemento químico 38X pode formar?
2. Qual a fórmula do composto resultante da união dos elementos 16X e 20Y? 3. Como se classifica cada um dos elementos a seguir: 34X; 26Y; 12Z e 10W. Determine a carga parcial negativa do O em uma ligação C=O. Dados: comprimento ligação = 1,22 A (em cm ?));  = 2,3D; e = 4, ue. 10 = 10-10m. 5. Ligação covalente Dativa existe? Desenhe a estrutura de Lewis para: SO2; CO2; NO3- ; NO2+; N2; N2H4 6. A tensão superficial é maior na água ou no éter etílico? Justifique. 7. Explique o fenômeno spin.

34 TEORIA DE LIGAÇÕES QUÍMICA : VSEPR
A geometria tridimensional das moléculas é determinada pela orientação relativa de suas ligações covalentes. Teoria de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR)- a estrutura das moléculas é determinada pelas repulsões entre todos os pares de elétrons presentes na camada de valência.

35 TEORIA DE LIGAÇÕES QUÍMICA : VSEPR
A geometria tridimensional das moléculas é determinada pela orientação relativa de suas ligações covalentes. Teoria de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR)- a estrutura das moléculas é determinada pelas repulsões entre todos os pares de elétrons presentes na camada de valência. Figura:

36 3. TLV e Hibridização TLV: Linus Carl Pauling (1901-1994):
Nobel de Química (1954) e da paz (1963). As ligações covalentes são formadas através da sobreposição de orbitais atômicos, cada um com um elétron de spin opostos. Cada um dos átomos ligados conserva os seus próprios orbitais atômicos, mas o par de elétrons dos orbitais superpostos é compartilhado por ambos os átomos. Quanto maior o grau de superposição dos orbitais mais forte a ligação: interação destrutiva (fora de fase) e construtiva como em ondas Prof. Sidney Lima

37 Formação da Ligação Sigma
Menor energia Lei de Coulomb: F = K. q+. q-/d2 Esta força atrativa faz com que a energia de ligação seja liberada quando os átomos se aproximam Prof. Sidney Lima

38 Linus Pauling: Hibridização:
Equivalência das ligações no CH4 (C sp3) em 1931. Os seguintes passos permite-nos determinar os orbitais híbridos usados por um átomo na ligação: 1. Desenhe a estrutura de Lewis para a moléculas ou íons. 2. Determine o arranjo, usando o modelo da RPENV. 3. Especifique os orbitais híbridos necessários para acomodar os pares de elétrons com base em seu arranjo geométrico: Prof. Sidney Lima

39 após compartilhar 4e- com 4 átomos de H
Geometria do Metano CH4: Hibridização 2s 1s 2px 2py 2pz Estado Fundamental 2s 1s 2px 2py 2pz Estado Excitado e- Átomo de C após compartilhar 4e- com 4 átomos de H 1s 2s 2px 2py 2pz 1s Estado Hibridizado 4(sp3) sp3 Prof. Sidney Lima

40 Geometria Molecular: Hibridização
Prof. Sidney Lima

41 TLV: Hibridação sp3 CH4 1s px Prof. Sidney Lima

42 Hibridação sp3 py px Prof. Sidney Lima

43 Hibridação sp3 Prof. Sidney Lima

44 Hibridação sp3 Prof. Sidney Lima

45 Hibridação sp3 Prof. Sidney Lima

46 Hibridação sp3 – Geometria Tetraédrica
CH4 Prof. Sidney Lima

47 Força dos orbitais híbridos
Comprimento de Ligação: Hibridização Força dos orbitais híbridos C-C: caráter s. sp - sp sp2 - sp2 sp3 - sp3 Etino (sp) Eteno (sp2)

48  2 dx dy dz = 1 Teoria de Orbital Molecular: Schrodinger (1927).
As órbitas clássicas de Bohr são substituídas por órbitas atômicas tridimensionais com diferentes níveis de energia. (2) dar a probabilidade de encontrar um elétron em um volume qualquer do espaço:  2 dx dy dz = 1 Nesta teoria, o elétron é tratado como uma função de onda () e uma partícula. Prof. Sidney Lima

49  (AB) = N[c1 (A)] + N[c2 (B)]
Teoria Orbitais Moleculares Descreve a ligação covalente como uma combinação matemática de orbitais atômicos (funções de onda), para formar orbitais moleculares. Os elétrons de valência são tratados como se estivesse associado a todos os núcleos da molécula. O elétron pode ser descrito como uma partícula ocupando um orbital atômico, ou por uma função de onda (), que é uma das soluções da equação de Schrodinger. A função de onda que descreve um orbital molecular pode ser obtida através: - Combinação Linear de Orbitais Atômico.  (AB) = N[c1 (A)] + N[c2 (B)] Prof. Sidney Lima

50 The electron waves (Broglie,  = h/mv) contain nodes, where the amplitude of the wave changes sign, and can interact with each other, producing either constructive or destructive interference: Orbitais de mesma fase Se sobrepõem e resultam em situação ligante

51 Pesquisadores da IBM – 1993:
Descrição dos elétrons como ondas não é uma mera descrição matemática!!!! Pesquisadores da IBM – 1993: Imagem por Microscópio de tunelamento com varredura. Um circulo de átomos de Fe depositada em uma superfície de Cu. Imagem “Curral Quântico”!

52 Formas dos Orbitais Atômicos
Prof. Sidney Lima

53 Interações: energia,simetria e tamanho

54 Interferência destrutiva
Forma:  (AB) =  (A) -  (B) E 1s Interferência Construtiva Forma:  (AB) =  (A) +  (B) Prof. Sidney Lima

55 Os diagramas de energia dos orbitais moleculares:
caso de uma molécula diatômica homonuclear. H. H. H2 O orbital ss tende a estabilizar a ligação, enquanto ss* tende a desestabilizá-la. Ambos são chamados orbitais s porque estão centrados e são simétricos ao redor do eixo de ligação. Prof. Sidney Lima

56 Formação dos O.M. de um par de orbitais atômicos 2px:
Prof. Sidney Lima

57 Teoria das Orbitais Moleculares (TOM)
Formação de Orbitais Moleculares p2py e p*2py p*2py p2py As Orbitais Moleculares p2pz e p*2pz são idênticas em energia, mas espacialmente perpendiculares.

58 Exemplos da Aplicação TOM para Moléculas Diatômicas Homonucleares:
Princípio de Aufbau: 1.Os orbitais de menor energia são preenchidos primeiro. 2. Cada orbital pode conter dois elétrons, desde que eles tenham spin oposto. Regra de Hund: Caso tenhamos diversos orbitais de mesma energia, os elétrons serão distribuídos de modo a resultarem no maior número possível de spins desemparelhado. Prof. Sidney Lima

59 TLV x TOM: A TOM, considera a sobreposição de orbitais de valência e não elétrons emparelhados, diferentemente da TLV que usa conceitos de sopreposição de nuvens eletrônicas. Principal diferença entre a TOM e a TLV é o conceito de orbital molecular, que define uma região do espaço que pode ser ocupada por dois elétrons com spins emparelhados.

60 Exemplos da Aplicação TOM para Moléculas Diatômicas Homonucleares:
OA Quais das Espécies ou moléculas Existem? Se existe qual a ordem de ligação? a) H2+ b) He2+ c) He2 Prof. Sidney Lima

61 O Preenchimento dos O.M. Molécula H2. Molécula He2. Prof. Sidney Lima

62 no e- ligantes - no e- antiligantes
Ordem de Ligação no e- ligantes - no e- antiligantes            2 Qual a ordem de ligação para H2 e para He2 ? Obs: O valor da ordem de ligação indica o número de ligações feitas entre dois átomos. Prof. Sidney Lima

63 Prof. Sidney Lima (UFPI – 2010)
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS Costa, P.; Pilli, R.; Pinheiro, S.; Vasconcellos, M. (2003). “Substâncias Carboniladas e Derivados.” Artmed Editora S.A. Porto Alegre – RG, Brasil. McMurray, J. (2005). “Organic Chemistry.” 6 o edição. Brooks/Cole, USA. Solomons, G.; Fryhle, C. (2000). “Organic chemistry.” John Wiley  Sons. USA. Sykes, P. A Guidebook to Mechanism in Organic Chemistry, 6th. ed., Longman Scientific & Technical, Londres, 1991. Vollardt, K. P. C.; Schore, N. E. (1999). “Organic Chemistry.” Structure and Function. Ed. Freeman and Company. USA. Prof. Sidney Lima (UFPI – 2010)