Capítulo 1 Química Orgânica Estrutura Eletrônica 4º Edição e Ligação Ácidos e Bases Química Orgânica 4º Edição Paula Yurkanis Bruice

Química Orgânica Substâncias orgânicas são substâncias que contêm carbono O carbono não libera nem aceita elétrons prontamente O carbono compartilha elétrons com outros átomos de carbono bem como com diferentes tipos de átomos

A Estrutura de um Átomo Um átomo consiste de elétrons, prótons carregados positiva- mente e nêutrons neutros Os elétrons formam ligações químicas Número atômico: número de prótons em seu núcleo Número massa: a soma de prótons e nêutrons de um átomo Isótopos têm o mesmo número atômico mas diferente número de massa. O peso atômico: a média da massa atômica dos seus átomos Peso molecular: a soma de todos os pesos atômicos de todos os átomos da molécula

A Distribuição de Elétrons em um Átomo A mecânica quântica usa a equação matemática do movimento de onda para caracterizar o movimento dos elétrons em torno do núcleo. As funções de onda ou orbitais nos diz a energia de um elétron e a região do espaço em torno do núcleo onde um elétron é mais provavelmente encontrado. O orbital atômico mais perto do núcleo tem a menor energia. Orbitais degenerados têm a mesma energia.

O princípio de Aufbau: Primeiro os elétrons ocupam os orbitais de menor energia. O princípio de exclusão de Pauli: somente dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital e os dois elétrons têm que ter spins opostos.. A regra de Hund: os elétrons ocuparão orbitais degenerados vazios antes de ser emparelhado em um mesmo orbital.

Substâncias iônicas são formadas quando um elemento eletropositivo transfere elétron(s) para um elemento eletronegativo

Substâncias Covalentes Igual compartilhamento de elétrons: ligação covalente não-polar (e.g., H2) Compartilhamento de elétrons entre átomos com Eletronegatividade diferente: ligação covalente polar (e.g., HF)

Mapas de potencial eletrostático

Momento de dipolo (D) = m = e x d Um Dipolo Uma ligação polar tem uma extremidade positiva e uma extremidade negativa Momento de dipolo (D) = m = e x d (e) : grandeza da carga no átomo (d) : distância entre as duas cargas

Estruturas de Lewis carga formal = número de elétrons de valência – (número de elétrons livres + 1/2 do número de elétrons em ligantes)

Números de Ligação Importantes uma ligação H F Cl Br I O duas ligações N três ligações C quatro ligações

Orbitais Moleculares Orbitais moleculares pertencem a molécula como um todo. Ligação s: formada pela sobreposição de dois orbitais s. Comprimento da ligação/dissociação da ligação: energia necessária para quebrar uma ligação ou energia liberada para formar uma ligação.

Sobreposição em fase forma um OM ligante; sobreposição fora de fase forma um OM antiligante

Ligação sigma (s) é formada pela sobreposição fim-início de dois orbitais p Uma ligação s é mais forte do que uma ligação p

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

Ligação em Metano e Etano: Ligações Simples Hibridização de orbitais:

Os orbitais usados na formação de ligação determina os ângulos de ligação Ângulos de ligação tetraédrico: 109,5° Os pares de elétrons se distribuem no espaço o mais distante possível um do outro

Orbitais Híbridos do Etano

Ligação no Eteno: Uma Ligação Dupla

Um carbono hibridizado em sp2 O ângulo de ligação no carbono sp2 é120°. O carbono sp2 é o carbono trigonal planar.

Ligação no Etino: Uma Ligação Tripla Uma ligação tripla consiste de uma ligação s duas ligações p. Ângulo de ligação do carbono sp : 180°.

Ligação no Radical Metila

Ligação no Ânion Metila

Ligação na Água

Ligação na Amônia e no Íon Amônio

Ligação em Haletos de Hidrogênio

Resumo Uma ligação p é mais fraca do que uma ligação s. Quanto maior a densidade eletrônica na região de sobreposição dos orbitais, mais forte é a ligação. Quanto maior o caráter s, menor e mais forte é a ligação. Quanto maior o caráter s, maior é o ângulo de ligação.

Momento de Dipolo de Moléculas A soma vetorial da magnitude e direção do momento de dipolo da ligação individual determinam o momento de dipolo total da molécula.

Ácidos e Bases de Brønsted–Lowry Um ácido doa um próton. Uma base aceita um próton. Forte reage para dar fraco. Quanto mais fraca é a base, mais forte é seu ácido conjugado. Bases estáveis são bases fracas.

Um Equilíbrio Ácido/Base Ka: A constante de dissociação ácida.

A Equação de Henderson–Hasselbalch O pH indica a concentração de íons hidrogênio (H+) Uma substância existirá primariamente em sua forma acídica em um pH < seu pKa básica em um pH > seu pKa Uma solução tampão mantém um pH aproximada- mente constante na adição de pequena quantidade de ácido ou base.

Quando os átomos são muito diferentes em tamanho, o ácido mais forte terá seu próton ligado ao maior átomo

Quando os átomos são similares em tamanho, o ácido mais forte terá seu próton ligado ao átomo mais eletronegativo A retirada indutiva de elétrons aumenta a acidez de um ácido conjugado

O ácido acético é mais ácido do que o etanol Os elétrons deslocalizados no ácido acético são compartilhados por mais de dois átomos, estabilizando a base conjugada

Ácidos e Bases de Lewis Ácido de Lewis: ácido não-doador de próton; aceitará dois elétrons. Base de Lewis: doadores de pares de elétrons.