Fundamentos de Química Orgânica Prof. Dr. Fábio Herbst Florenzano

Informações gerais Prof. Fábio Estrutura da disciplina Sala A-08, campus II Email: fhfloren@usp.br Estrutura da disciplina Aulas Expositivas Estudos Dirigidos Exercícios

Cronograma tentativo Data Atividade 2/8 Apresentação da disciplina Conceitos Fundamentais em Química Orgânica Grupos Funcionais e Forças Intermoleculares 9/8 Introdução às Reações Orgânicas 23/8 Alcanos Estereoquímica 30/8 Reações Iônicas: Substituição Nucleofílica 13/9 Reações Iônicas: Eliminação Estudo Dirigido 20/9 Reações Iônicas: substituição ou eliminação? Prova teórica I 27/9 Alcenos e Alcinos 4/10 Reações Radicalares 11/10 Álcoóis e Ésteres 18/10 Compostos insaturados conjugados e aromáticos I 25/10 Compostos insaturados conjugados e aromáticos II Prova Teórica II 1/11 Reações de Compostos Aromáticos 8/11 Aldeídos e Cetonas 22/11 Ácidos Carboxúlicos Enóis e Enolatos 29/11 Aminas 6/12 Prova Teórica III

Avaliação 3 provas teóricas (20/7, 25/10 e 6/12), com pesos iguais Média final= (P1+P2+P3)/3

Bibliografia Básica CAMPOS, M.M. Fundamentos de Química Orgânica. Editora Edgard Blücher, 1997. McMURRY, J. Química Orgânica. Rio de Janeiro: LTC Editora, 1997. MORRISON, R.T. e BOYD, R.N. Qu[mica Orgänica. Lisboa: Fundacão Calouste Gulbenkian, 1995. SOLOMONS, T.W.G., FRYHLE, C.B. Química Orgânica. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2005. QUINOÁ, E. e RIGUERA, R. Questões e Exercícios de Química Orgânica. São Paulo: MAKRON Books, 1996.

A Química Orgânica Histórico Elementos Químicos Teoria Estrutural Até o século XIX Síntese da uréia a partir do cianato de amônio - 1828 Elementos Químicos Isótopos Elétrons de valência (famílias da tabela periódica) Teoria Estrutural Valência dos átomos (C, O, H, N, etc.) Representação das ligações (covalentes) Isomeria e fórmulas estruturais

Ligações Químicas A Regra do Octeto Ligações iônicas e covalentes

Ligações covalentes Compartilhamento de elétrons: Configuração de gás nobre (quase sempre 8 elétrons na camada de valência) Conceito de moléculas Estruturas de Lewis Cargas formais F=Z-(1/2)S-U

Teoria da Ressonância Mais de uma estrutura de Lewis pode ser escrita para algumas moléculas Cada uma dessas estruturas de ressonância, que existe apenas no papel, é uma estrutura válida e contribuirá parcialmente para a estrutura da molécula real, que é um híbrido de todas as estruturas de ressonância Estruturas de ressonância de uma mesma molécula diferem apenas pelo posicionamento dos elétrons Contribuição relativa de cada estrutura de ressonância Exemplos: carbonato, grupo funcional amida

O íon carbonato

Teoria dos Orbitais De acordo com a mecânica quântica os elétrons podem ser descritos também como ondas A função de onda (Ψ) corresponde a um estado de energia de um elétron Esse estado de energia pode ser ocupado por um ou dois elétrons O quadrado da função de onda (Ψ2) expressa a probabilidade de se encontrar um elétron no espaço tridimensional Um orbital é a região do espaço onde há alta probabilidade de se encontrar o elétron

Configurações eletrônicas Os orbitais representam os níveis de energia atômicos 1s, 2s e assim por diante De acordo com a energia, eles podem ser ordenados da seguinte forma, para as duas primeiras camadas: 1s (1 orbital) < 2s (1 orbital) < 2p (três orbitais) O preenchimento desses orbitais com os elétrons deve ser feito seguindo três princípios: Aufbau, exclusão de Pauli e regra de Hund.

Configurações eletrônicas de alguns átomos

Orbitais moleculares As funções de onda de elétrons de dois átomos separados podem ser combinadas linearmente por adição ou subtração e gerar os chamados orbitais moleculares Os orbitais moleculares pode ser ligantes ou antiligantes. No primeiro caso os elétrons são compartilhados pelos átomos e compõe uma ligação covalente, de comprimento definido

Hibridização de orbitais Para explicar fatos como a geometria de moléculas orgânicas, recorre- se à teoria de hibridização dos orbitais Segundo essa teoria, orbitais da camada de valência do mesmo átomo podem se combinar (soma ou subtração das funções de onda) formando novos orbitais híbridos No caso do carbono há um orbital s e três p na camada de valência

Hibridização sp3

Hibridização sp3 – o metano

Ligação sp3-s: exemplo de ligação sigma

Hibridização sp2 – o eteno

O carbono com hidridização sp2

O carbono com hidridização sp2: o eteno

Ligação pi

Ligação dupla: a restrição rotacional

A ligação dupla: isomerismo cis-trans Devido ao impedimento rotacional, os grupos podem ser distribuídos de duas maneiras diferentes nos carbonos de uma dupla ligação. Exemplo 1,2 dicloro eteno: duas substâncias diferentes! Cis e trans 1,1 dicloroeteno: apenas uma substância 1,1,2 tricloroeteno: apenas uma substância

Hibridização sp

Hibridização sp: o etino

Comparação entre etano, eteno e etino

Explicando a geometria molecular Repulsão dos pares de elétrons de valência (RPECV ou VSEPR): Os orbitais se repelem e a configuração de menor energia é aquela em que os pares de elétrons estão afastados Devem ser levados em consideração os elétrons compartilhados e não- compartilhados Os não-compartilhados tendem a repelir mais que os outros Exemplos significativos: água e amônia

As moléculas da água e da amônia

Fórmulas estruturais

Fórmulas tridimensionais

Famílias dos compostos de carbono

Famílias dos compostos de carbono

Famílias dos compostos de carbono: propriedades físicas e estrutura

Forças intermoleculares São forças que existem entre moléculas como resultado da atração/repulsão entre suas nuvens eletrônicas Propriedades das substâncias, como as propriedades físicas comuns estão intimamente ligadas a essas forças Devido à variedade de grupos funcionais e famílias dos compostos orgânicos, eles podem apresentar diversos tipos de forças e, por conseguinte, apresentam propriedades também bastante diferentes A densidade eletrônica sobre os átomos e grupos é fundamental para determinar quais forças intermoleculares ocorrem

A origem da polaridade: a ligação covalente polar Quando dois átomos com certa diferença de eletronegatividade (p.ex. C-O, C-N, O-H, N-H) se ligam por ligações covalentes, os elétrons se distribuem de maneira não-homogênea sobre esses átomos, gerando polaridade na ligação, um dipolo, onde há uma separação parcial de carga e um pólo parcialmente positivo e outro parcialmente negativo A magnitude da polaridade da ligação pode ser medida pelo seu momento de dipolo (carga x distância) A soma vetorial dos momentos de dipolo determina o momento de dipolo da molécula Lembrando que, quando a diferença de eletronegatividade é muito alta, a ligação é iônica, com separação total de cargas

Momentos de dipolo

Momentos de dipolo: água e amônia

Propriedades físicas e estrutura molecular

Exemplos de processos mediados por forças intermoleculares

Forças intermoleculares e solubilidade A solubilidade de uma substância em um líquido dependo do balanço entre as interações (soluto/soluto+solvente/solvente) x soluto/solvente Sendo as interações soluto/solvente intensas, a substância será solúvel naquele solvente específico Portanto, substâncias que interagem fortemente com o determinado solvente por forças intermoleculares tendem a ser solúveis nele De uma maneira bastante genérica e com muitas exceções diz-se que semelhante dissolve semelhante (polar dissolve polar...)