Fundamentos de Química Orgânica

Prof. Dr. Fábio Herbst Florenzano

Informações gerais

• Prof. Fábio• Sala A-08, campus II• Email: fhfloren@usp.br

• Estrutura da disciplina• Aulas Expositivas• Estudos Dirigidos• Exercícios

Cronograma tentativoData Atividade2/8 Apresentação da disciplina

Conceitos Fundamentais em Química OrgânicaGrupos Funcionais e Forças Intermoleculares

9/8 Introdução às Reações Orgânicas23/8 Alcanos

Estereoquímica

30/8 Reações Iônicas: Substituição Nucleofílica13/9 Reações Iônicas: Eliminação

Estudo Dirigido

20/9 Reações Iônicas: substituição ou eliminação?Prova teórica I

27/9 Alcenos e Alcinos4/10 Reações Radicalares11/10 Álcoóis e Ésteres18/10 Compostos insaturados conjugados e aromáticos I

Estudo Dirigido

25/10 Compostos insaturados conjugados e aromáticos IIProva Teórica II

1/11 Reações de Compostos Aromáticos8/11 Aldeídos e Cetonas22/11 Ácidos Carboxúlicos

Enóis e Enolatos

29/11 AminasEstudo Dirigido

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• 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...)