Aula Teórica 01 - Introdução à Química Orgânica

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

Introdução à Química Orgânica

1. Estrutura geral dos átomos Após vários anos de intensos estudos, acredita-se que um átomo consiste basicamente de um pequeno núcleo muito denso, rodeado por elétrons, que estão em constante movimento em torno do núcleo. Elétrons apresentam carga negativa e estão distribuídos por um volume espacial relativamente grande em volta do núcleo, estima-se que se o átomo osse do taman!o do estádio do maracanã o núcleo seria do taman!o de uma bola de utebol locali"ada no centro deste estádio, ou se#a, nessas condi$%es, o elétron mais pró&imo do núcleo estaria a apro&imadamente 1,' (m de dist)ncia do núcleo.

Figura 1: *lustra a dist)ncia entre o núcleo do átomo a seu elétrons mais pró&imo. + núcleo de um átomo contém prótons carregados positivamente e nutrons que não apresentam carga. endo assim, o núcleo é carregado positivamente. omo a quantidade de carga positiva em um próton é igual / quantidade de carga negativa em um elétron, um átomo neutro tem o mesmo número de prótons e elétrons. 0tomos podem gan!ar elétrons e tornarem-se carregados negativamente, ou podem perder elétrons para se tornarem carregados positivamente. Entretanto, o número de prótons em um átomo não muda.

Figura 2: *lustra o núcleo do átomo contendo prótons e neutros e os elétrons na eletrosera. + que realmente deine um átomo não é seu número de elétrons nem número de nutrons e muito menos sua massa atmica 2como se ac!ava antigamente3, mas sim o número de prótons. Assim, átomos dierentes apresentam números de 1 Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA prótons dierentes e, inclusive, a tabela a própria periódica atualmente é organi"ada de acordo com o número de prótons de cada elemento, pois observou-se que organi"ando os elementos desta maneira eles apresentavam propriedade que se repetiam dentro de uma mesma amília ou período 2propriedades periódicas3 5rótons e nutrons tm apro&imadamente a mesma massa e são apro&imadamente 1.677 ve"es

Tabela 1: onstituintes do átomo. 5artícula Elétron 5róton ;eutron

8ocali"a$ão Eletrosera ;úcelo ;úcleo

arga -1 <1 7

9assa 1:1677 1 1

egundo o rincíio da incerte!a de "eisenberg  é impossível pré-di"er simultaneamente a posi$ão e a velocidade de um elétron. =este modo, torna-se mais conveniente alar em termos de probabilidade de o elétron ser encontrado em certa posi$ão do espa$o em determinado instante. =este modo, a região do espa$o onde é má#ima a probabilidade de se encontrar o elétron é c!amado de orbital.

Figura $:  *lustra duas regi%es no espa$o. A região >A? é a região de maior probabilidade de se encontrar o elétron em rela$ão / outras regi%es, como por e&emplo a região >@?. endo assim, a região >A? é o orbital. 2% Estrutura Eletr&nica dos 'tomos 2%1 ()meros Quânticos ão números que descrevem o elétron. Estes levam em considera$ão, dentre outras propriedades, sua energia, sua locali"a$ão e sua rota$ão. 4 Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

2%1%1 *rimeiro ()mero Quântico ou ()mero Quântico *rincial + n,: + número qu)ntico principal nos dá a inorma$ão do nível de energia que o elétron apresenta. B medida que n  aumenta, o orbital torna-se maior, e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. Cm aumento de n signiica também que o elétron tem energia mais alta e, por isso, está menos ortemente preso ao núcleo. Dodos os orbitais com mesmo valor de n  estão na mesma camada, ou se#a, apresentam o mesmo nível de energia + número qu)ntico principal pode assumir qualquer valor inteiro positivo 2n F 1, 4,  ... G3. ada número representa um determinado nível de energia 2também c!amado de camada3. As camadas podem ser identiicadas por letras latinas maiúsculas, come$ando por (, para a primeira camada 2n  F 13. =aí em diante as letras seguem a ordem alabética.

2%1%2 -egundo ()mero Quântico. ()mero Quântico -ecundário ou ()mero Quântico /!imutal +ℓ, + número qu)ntico secundário divide as camadas em grupos menores, denominadas subcamadas 2ou subníveis3, deinindo o ormato do orbital. 5ara um dado valor de n, ℓ pode variar de 7 a n H 1. +u se#a, o número má&imo de ℓ permitido éI ℓFnH1

2Eq. 13

+s subníveis associados com os valores de ℓ F 7, 1, 4 e  são designados pelas letrasI s, , d e 0 , respectivamente

Tabela 2: =esigna$ão dos orbitais. Jalor de n Jalor de ℓ =esigna$ão dos orbitais

1 7 s

4 1 

 4 d

K  0 

Ordem de energia

sd0 3 Energia crescente →

 Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

Figura 4: =iagrama apro&imado dos níveis de energia.

2%1%$ Terceiro ()mero Quântico. ()mero Quântico Terciário ou ()mero Quântico 5agn6tico +mℓ, + número qu)ntico magnético dá a orienta$ão dos orbitais atmicos no espa$o. ada subnível consiste em um número especíico de orbitais. ada orbital corresponde a dierentes valores permitidos de mℓ. +s valores de mℓ são números inteiros que assumem dierentes valores dependendo do nível e subnível em questão. 5ara determinado valor de ℓ, e&istem 4ℓ  < 1 valores permitidos de mℓ, variando de H ℓ a < ℓ. 5ortanto, cada subnível s 2ℓF73 consiste de um orbital; cada subnível p 2ℓF13 consiste em três orbitais; cada subnível d 2ℓF43 consiste em cinco orbitais; cada subnível f 2ℓF3 consiste de sete orbitais, e assim por diante.

+rbitais de um mesmo subnível 2ℓ F 4, por e&emplo3 apresentam a mesma energia e, por isso, são c!amados de orbitais degenerados. K Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

E#emlos de orbitais:

•

Para ℓ  F 7I corresponde ao orbital s, onde e&iste somente uma orienta$ão

permitida 2mℓ F 73.

Figura 7: *lustra o ormato do orbital s •

Para ℓ F 1I corresponde ao orbital , onde e&istem trs orienta$%es permitidas 2mℓ F -1, 7, 13 que coincidem com os trs ei&os cartesianos

Figura 8: *lustra o ormato do orbital p.

•

Para ℓ F 4I correspondem aos orbitais d  onde e&istem cinco orienta$%es permitida 2mℓ F -4, -1, 7, 1, 43

' Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

Figura 9: *lustra o ormato do orbital d.

•

Para ℓ  F I correspondem aos orbitais 0 , onde e&istem sete orienta$%es permitidas 2mℓ F -, -4, -1, 7, 1, 4, 3

Figura : *lustra o ormato do orbital .

L Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

Tabela $: apacidades dos quatro primeiros níveis. (

ℓ

1

7 7 7 7 1 -1, 7, 1 7 7 1 -1, 7, 1 4 -4, -1, 7, 1, 4 7 7 1 -1, 7, 1 4 -4, -1, 7, 1, 4  -, -4, -1, 7, 1, 4, 

4



K

mℓ 

ubnível

Elétrons má&imos no subnível

Elétrons má&imos no nível

1s 4s 4 s  d Ks K Kd K0 

4 4 L 4 L 17 4 L 17 1K

4 6

16

4

2%1%4 Quarto ()mero Quântico. ()mero Quântico Quaternário ou ()mero Quântico 5agn6tico de -in do El6tron + m s, + número qu)ntico magnético de spin não está relacionado com o orbital, mas sim com o elétron. + m s está associado com a rota$ão do elétron em torno de seu próprio ei&o. +s elétrons giram em rota$ão igual, porém em sentidos contrários. 5ara representá-los convencionou-se atribuir os valores <1:4 a um sentido de rota$ão e 1:4 ao outro sentido de rota$ão. +utra orma de representar os elétrons em orbitais seria como setas. +nde uma seta voltada para cima seria um sentido de rota$ão e uma seta voltada para bai&o seria o outro sentido de rota$ão.

M Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

Figura ;: *lustra o modo de usar as setas para indicar a rota$ão do elétron.

Nuando dois elétrons estão ocupando o mesmo orbital de um mesmo subnível di"-se que seus elétrons estão emarel
Figura 1=: *lustra o emparel!amento de dois elétrons.

2%2 *rinciio da E#clusão de *auli + princípio da e&clusão de 5auli estipula queI a3 ;ão mais que dois elétrons podem ocupar cada orbital b3 Em um átomo não pode e&istir dois elétrons com os quatro números qu)nticos iguais. Assim, para não erir este princípio, se quisermos colocar mais de um elétron dentro de um mesmo orbital a única op$ão é assinalar dierentes valores de m s para os elétrons. omo só e&istem dois valores de m s, concluímos que um orbital pode comportar no má&imo dois elétrons, e eles devem apresentar spins opostos 2<1:4 e -1:43.

2%$ >on0iguração Eletr&nica A maneira na qual os elétrons estão distribuídos entre os vários orbitais de um átomo é c!amada de con0iguração eletr&nica. A mais estável conigura$ão 6 Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA eletrnica de um átomo é aquela na qual os elétrons estão nos estados mais bai&os de energias possíveis. omo o princípio da e&clusão di" que pode !aver no má&imo dois elétrons no mesmo orbital, devemos preenc!er os orbitais em ordem crescente de energia. + preenc!imento dos diagramas de orbitais de cada subnível segue os *rincíio da >onstrução e a ?egra de ?und.

*rincíio da >onstrução: de acordo com es#e $rincí$io% um el&#ron sem$re vai $ara um or'i#al de menor eneria . As energias relativas dos orbitais atmicos são as seguintesI 1s P 4s P 4p P s P p P Ks P d P Kp P 's P Kd P 'p P Ls P K P 'd P Lp P Ms P ' 

?egra de ?und: (uando or'i#ais de mesma eneria )deenerados* es#+o sendo $reenc,idos% o es#ado de menor eneria & a(uele (ue #iver o maior nmero $ossível de el&#rons com mesmo s$in ) m s *. i/se (ue os el&#rons dessa forma #0m s$ins  paralelos  ou% ainda% desemparelhados.

Notações:

 A  Z 

 X 

+ndeI  1  simboli"a o elemento químico  A é o número de massa 2n o prótons < no nutrons3  Z  é o número atmico 2n o prótons3  Z  é numericamente igual ao n o elétrons3

ondeI

12

C  6

 é o símbolo que representa o átomo de carbono 14 é número de massa 2n o prótons < no nutrons3 L é o número atmico, ou se#a é o n o prótons, que é numericamente igual ao no elétrons.

2%4 @iagrama de Energia de *auling O Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA + cientista americano 8inus . 5auling apresentou a teoria até o momento mais aceita para a distribuição eletr&nica. 5auling apresentou esta distribui$ão dividida em níveis e subníveis de energia. A distribui$ão eletrnica, conorme 5auling, não era apenas uma ocupa$ão pelos elétrons dos espa$os va"ios nas camadas da eletrosera. +s elétrons se distribuem segundo o nível de energia de cada subnível, numa seqQncia crescente em que ocupam primeiro os subníveis de menor energia e, por último, os de maior. + diagrama de energia de *auling  deine a ordem de energia crescente que é também a seqQncia de distribui$ão dos elétronsI

Figura 11: *lustra como ocorre a distribui$ão eletrnica. ;a Figura 11, as setas indicam a ordem crescente dos níveis de energia, concordando com o diagrama de energia na Figura 4, ve#aI 1s4 4s4 4L s4 L Ks4 d17 KL 's4 Kd17 'L Ls4 K0 1K 'd17 LL Ms4 '0 1K Ld17 R ;ote. Nue no diagrama de energia 2Figura 43 o Ks4 apresenta menor energia do que o d17, por isso que no diagrama de 5auling 2 Figura 113 o Ks4 vem antes do que d17. Assim, seguindo o diagrama de 5auling, podemos montar a distribui$ão eletrnica para a maioria dos elementos químicos.

E#emlos: 17 Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA •

5ara OS, temosI 1s4, 4s4, 4'

•

5ara 47a, temosI 1s4, 4s4, 4L, s4, L, Ks4

•

5ara K7Tr, temosI 1s4 4s4 4L s4 L Ks4 d17 KL 's4 Kd4

om o diagrama de 5auling pode-se a"er a distribui$ão eletrnica de vários compostos. Cma observa$ão cuidadosa nos mostra que !á umas poucas e&ce$%es para estas regras. =uas e&ce$%es dignas de nota são o cromo e o cobre. eguindo as regras que estudamos esperaríamos que suas conigura$%es ossemI 4KrI 1s2 4s2

48 s2 8 Ks2 d4

4OuI 1s2 4s2

48 s2 8 Ks 2 d;

;o entanto, as distribui$%es eletrnicas determinadas e&perimentalmente sãoI 4KrI 1s2 4s2

48 s2 8 Ks1 d7

4OuI 1s2 4s2

48 s2 8 Ks1 d1=

+s diagramas de orbitais correspondentes sãoI

r

4K

Ks d

u

4O

Ks d ;ote que, no caso do cromo, um elétron oi >emprestado? pelo subnível K s para um subnível d  que icou e&atamente com metade de sua >popula$ão? de elétrons má&ima. Uá no caso do cobre, este mesmo elétron Ks  é utili"ado para preenc!er completamente uma subcamada d.

$% AigaçBes Químicas As liga$%es químicas que ocorrem naturalmente a im de se ormar compostos mais estáveis, ou se#a, de menor energia.

$%1 Estruturas de AeCis As liga$%es ocorrem usando os elétrons presentes na última camada, ou se#a, na camada de Dalncia. Elétrons presentes na camada de valncia são c!amados el6trons de Dalncia. 5ara representar um átomo usando uma estrutura de AeCis 11 Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA deve-se representar o átomo por seu símbolo químico, os elétrons de valncia por pontos. Je#a os e&emplos abai&oI

Tabela 4: Estruturas de 8eVis

$%2  / ?egra do Octeto 5or muito se estudou os gases nobres devido poderem ser encontrados na nature"a na sua orma atmica, ou se#a, não necessitam de a"er liga$%es para se estabili"arem. Nuando estudaram suas estruturas observaram que, com e&ce$ão do Wélio, todos os gases nobres apresentam oito elétrons em sua última camada. Assim, concluíram que os átomos tendem a se ligar gan!ando, perdendo ou compartil!ando elétrons para alcan$ar a conigura$ão de um gás nobre, ou se#a, oito elétrons em sua camada de valncia. Sa"endo isso os átomos alcan$ariam sua estabilidade. =este modo, surgiu a ?egra do Octeto  que dá base para que se possa montar uma ininidade de estrutura de moléculas.

W

<

+

<

W + W

W

ou

W

+

W

W W W

W . W

.

W

W W

8i

<

S

8i + S

-

Alguns compostos ogem a Xegra do +cteto como, por e&emplo, o pentacloreto de ósoro, 5l', no qual o átomo de ósoro é ligado covalentemente cinco átomos de cloro. 14 Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

=este modo, a camada de valncia do ósoro possui 17 elétrons. ;este caso, di"emos que a camada de valncia se e&pandiu. Algumas ve"es a camada de valncia de um átomo numa molécula contém menos elétrons do que o octeto. Este é o caso do triluoreto de boro, @S ,I

;este composto a camada de valncia do boro é ocupada por apenas trs pares de elétrons, pois o número total de elétrons de valncia é insuiciente para atingir o octeto. ;ovamente a regra do octeto é desrespeitada.

$%$ AigaçBes I&nicas ;a liga$ão inica ocorre a orma$ão de íons devido a transerncia de elétrons, que residem na camada mais e&terna 2camada de valncia3, de um átomo para o outro. ;ormalmente, nesta liga$ão, e&iste um elemento que tende a ceder elétrons 2metal - cátion3, e outro que tende a receber elétrons 2não metal - )nion3. +bserva$ãoI A liga$ão inica é a única em que ocorre a transerncia de elétrons. A liga$ão se dá devido / atra$%es eletrostáticas ortes que se estabelecem entre os íons. Este tipo de liga$ão são não direcionadas, ou se#a, podem ocorrer com dois ou mais átomos, como pode-se ver na Figura 12. Exemplos

5ara 11;a, temosI

1s4, 4s4, 4L, s1

1 Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rur l do Semi-Árido – UFERSA 5ara 1Ml, temos 1s4, 4s4, 4L, s4, ' DemosI 17;a
DemosI 16l- I 1s4, 4s4, 4L, s4, L ;a

<

.l

+

;a

.l

-

Figura 12: *lustra o retículo cristalino do cloreto de só dio.

$%4 AigaçBes >oDalentes Cma das teorias usadas para o estudo das liga$%es covalentes é a Teoria de Aigação de alncia + A,. egundo esta teoria, uma liga$ão ovalente ocorre quando dois átomos se a ro&imam tão perto um do outro que o orbital ocupado de um átomo 2orbital atm ico3 se sobrep%e ao orbital ocupado do outro átomo. +s elétrons estão agora emparel!ados nos orbitais que se sobrepuser m e são atraídos por ambos os núcleos, u indo os átomos. Em outras palavras, na iga$ão covalente os átomos possuem a t ndncia de compartil!ar os elétrons de sua camada de valncia. ;este tipo de liga$ão não !á a orma$ão de íons, p is as estruturas ormadas são eletronica ente neutras.

1K Prof. Zilvam Melo – Quími a Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

Figura 1$: *lustra como se dá a atra$ão entre dois átomos numa liga$ão covalente. Cma outra teoria também utili"ada para e&plicar a orma$ão de liga$%es covalentes é a Teoria do Orbital 5olecular +TO5,. egundo a D+9, as liga$%es resultam da combina$ão matemática de orbitais at&micos +O/, para ormar orbitais moleculares +O5,  que pertencem / molécula com um todo. Abai&o

Figura 14: obreposi$ão de orbitais atmicos 1s G 1s 2a3 e 2 x  G 2 x  2b3 para a orma$ão de orbitais moléculares ligantes e antiligantes. As liga$%es covalentes são mais racas que as liga$%es inicas. Estas liga$%es são orientadas, ou se#a, cada liga$ão envolve apenas dois átomos. Exemplos:

1' Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

Figura 17: *lustra e&emplos de compostos com liga$%es covalentes.

$%4%1 Tios de AigaçBes >oDalentes $%4%2 Aigação (ormal ou Aigação -igma +H, ;as liga$%es covalentes que consideramos até aqui, está concentrada simetricamente ao redor da lin!a que une os núcleos 2ei&o intermolecular3. Em outras palavras a liga$ão se dá pela sobreposi$ão rontal desses orbitais ao longo do ei&o de liga$ão. Essas liga$%es são c!amadas ligaçBes sigma +H,.

Figura 18: *lustra a sobreposi$ão rontal para orma$ão de liga$ão Y.

Entre dois átomos ligados por liga$ão covalente só pode e&istir uma liga$ão sigma ada átomo que participa da liga$ão colabora com um elétron para a orma$ão da liga$ão. +s orbitais possuem uma simetria cilíndrica ao longo do ei&o de liga$ão

E#emlos de comostos com ligação H:

1L Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

$%4%$ AigaçBes *i +, J AigaçBes 5)ltilas +@ulas ou Trilas, +s ei&os dos orbitais da liga$ão Z icam orientados perpendicularmente aos da liga$ão Y 2acima e abai&o do ei&o imaginário3. ó pode ormar uma liga$ão Z 2liga$ão dupla3 onde #á e&istir uma liga$ão Y. e entre dois átomos e&istirem duas liga$%es Z 2liga$ão tripla3, então elas serão perpendiculares entre si.

Figura 19: *lustra a sobreposi$ão lateral para orma$ão de liga$ão Z.

E#emlos de comostos com ligação  :

$%4%4 Aigação >oDalente >oordenada ou @atiDa ;a liga$ão covalente coordenada o par de elétrons da liga$ão é proveniente de um único átomo.

1M Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

W

W

l

;

@

W

l

l

$%4%7 Aigação >oDalente *olar [ gerada quando átomos de dierentes eletronegatividades se ligam. Cma liga$ão covalente polar tem pequena carga positiva em um lado da molécula e uma pequena carga negativa no outro lado da molécula. Estas pequenas cargas positivas e negativas são c!amadas de cargas parciais e são indicados pelos símbolos \< e \-, respectivamente. A e&tremidade parcialmente negativa de uma liga$ão é a que tem o átomo mais eletronegativo. Nuanto maior a dieren$a de eletronegatividade entre os átomos ligados, mais polar será a liga$ão.

EletronegatiDidade: 2 a ,a'ilidade rela#iva de um 3#omo em a#rair% com maior ou menor in#ensidade% $ara si el&#rons (ue es#+o sendo com$ar#il,ados em uma lia4+o covalen#e.

+ cloreto de !idrognio possui uma e&tremidade parcialmente  $osi#iva e outra parcialmente negativa, esta molécula apresenta um dipolo e possui um momento dipolo 2]3. + momento dipolo pode ser calculado pela equa$ão abai&oI

]Fe & d 9omento dipolo F carga 2em oulomb3 & dist)ncia 2em metro3

A unidade dos momentos dipolos normalmente são dadas em debe^ 2 @3I 1 @ F , & 17-7 > & m

16 Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

Figura 1: *lustra a tabela periódica com valores de eletronegatividade de todos os elementos.

$%4%7%1 5aas de *otencial Eletrostático [ importante entender o conceito de polaridade de liga$ão para entender como as rea$%es org)nicas ocorrem, por que uma regra central que governa a reatividade das subst)ncias org)nicas é a de que átomos ou mol6culas ricos em el6trons são atraídos or átomos ou mol6culas de0icientes em el6trons% Assim, 5aas de *otencial Eletrostático   são modelos que mostram como a carga é distribuída na molécula na orma de um mapa. =essa orma, tais mapas mostram que tipo de atra$ão eletrostática um átomo ou molécula tem por outro átomo ou molécula, de modo que possamos usá-los para prever rea$%es químicas. +s mapas para o 8iW, W4 e WS são mostrados a seguirI

Figura 1;: 9apa de potencial eletrostático para o 8iW, W 4 e WS. As cores em um mapa de potencial eletrostático indicam em que grau uma molécula, ou um átomo em uma molécula, atrai partículas carregadas. As cores em um mapa de potencial eletrostático tm os seguintes signiicadosI 1O Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

ermel


AaranKa



/marelo



erde

5otencial eletrostático mais negativo



/!ul 5otencial eletrostático mais positivo

Assim, se considerarmos duas moléculas polares ambas se atraíram mutuamente de orma que a parte mais positiva de uma molécula intera#a com a parte negativa da outra. Je#a o mapa de potencial eletrostático para o e&emplo do WS.

$%4%8 Aigação coDalente /olar Nuando dois ou mais átomos de mesma ou de eletronegatividades similares reagem, não ocorre uma transerncia completa de elétrons. ;esses casos, os átomos alcan$aram conigura$%es de gás nobre comartil
W

W

.

W

;

;

W

47 Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

E#emlo de comostos olares e aolares

Figura 2=: *lustra compostos com liga$%es polares e apolares.

4% "ibridi!ação e Leometria dos >omostos do >arbono A distribui$ão eletrnica para o átomo de carbono no estado 0undamental éI



L

1s4

4s4

4p&

4p^

4p"

endo assim só seria possível do carbono ormar duas liga$%es H, !a#a vista que o carbono apresenta somente dois elétrons desemparel!ados para ormarem liga$%es. ;o entanto, oi comprovado que o carbono orma diversos compostos com quatro liga$%es H  ou com trs liga$%es H  e uma liga$ão    ou, ainda uma duas H e duas liga$%es  . omo isso pode ocorrer_ A e&plica$ão para tal enmeno vem da

teoria de
Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

4%1 "ibridi!ação s $ +ligaçBes H, Nuando o carbono está !ibridi"ado em s ocorre a mistura do orbital 4 s com os trs orbitais 4. Após a mistura dos orbitais, os quatro elétrons 2dois do orbital 4s e dois do orbital 43 são distribuídos nos quatro novos orbitais !íbridos.

.

L

1s

4

s

A

5odemos entender mel!or esta !ibridi"a$ão usando um diagrama de energias dos elétrons dos orbitais no estado 0undamental e no estado
Figura 21: =iagrama de energia para a !ibridi"a$ão sp. ;este processo, ocorre a orma$ão de Muatro  orbitais !íbridos s  com um elétron desemparel!ado em cada. Estes orbitais !íbridos icam orientados a )ngulos de 17O,'o  em rela$ão uns aos outros. Estes )ngulos ormam uma estrutura tetraédrica. A sobreposi$ão dos quatro orbitais !íbridos s  com outros orbitais é rontal por isso o carbono se torna capa" de ormar compostos com quatro liga$%es

H, assumindo estruturas tetraédricas, como e&empliica a Figura 22.

Figura 22: E&emplo de estrutura tetraédrica. 44 Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA Abai&o ve#a como se dá a orma$ão do etano pela sobreposi$ão dos orbitais !íbridos s  para a orma$ão de quatro liga$%es Y  ` e `W.

Figura 2$: *lustra a orma$ão de liga$%es Y pela sobreposi$ão rontal dos orbitais que participam das liga$%es. Dodas as liga$%es que se ormam, tanto - como -W são liga$%es Y.

4%2 "ibridi!ação s 2 +ligaçBes H e ligaçBes , Nuando o carbono está !ibridi"ado em s4 ocorre a mistura do orbital 4s com

dois orbitais 4.

L

 1s 4

 s4

5odemos entender esta !ibridi"a$ão usando um diagrama de energias dos elétrons no estado 0undamental e no estado e#citado.

Figura 24: =iagrama de energia para a !ibridi"a$ão s4. ;este processo, ocorre a orma$ão de trs  orbitais !íbridos s4  com um elétron desemparel!ado em cada. +s trs orbitais !íbridos são orientados para os cantos de um tri)ngulo regular, com )ngulos de 147 o  entre si, gerando estrutura trigonal planar, como e&empliica a Figura 27. + orbital   puro 2que não soreu

4 Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA !ibridi"a$ão3 ica orientado perpendicularmente ao plano do tri)ngulo ormado pelos orbitais !íbridos s4.

Figura 27: E&emplo de estrutura trigonal planar.

+s trs orbitais !íbridos s4 podem sorer sobreposi$ão rontal. =este modo, o carbono se torna capa" de ormar compostos com trs liga$%es H. Abai&o ve#a como se dá a orma$ão do eteno pela sobreposi$ão dos orbitais s4 para orma$ão de liga$%es Y ` e `W.

Figura 28: *lustra a sobreposi$ão dos orbitais s4 para a orma$ão de liga$%es Y. Uá o orbital   pode sorer sobreposi$ão perpendicular ao ei&o de liga$ão rontal, gerando assim, uma liga$ão . Este tipo de !ibridi"a$ão possibilita o carbono gerar estruturas trigonal planar com uma liga$ão  , como, por e&emplo o eteno, assim como e&empliica a Figura 29.

Figura 29: *lustra a sobreposi$ão de orbitais  para a orma$ão de liga$%es .

4K

Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA

4%$ "ibridi!ação s +ligaçBes H e ligaçBes , Nuando o carbono está !ibridi"ado em s ocorre a sobreposi$ão do orbital 4s com um orbitais 4.

.

L

1s

4





s

5odemos entender esta !ibridi"a$ão usando um diagrama de energias dos elétrons no estado 0undamental e no estado e#citado.

Figura 2: =iagrama de energia para a !ibridi"a$ão s. ;este processo, ocorre a orma$ão de dois  orbitais !íbridos s, com um elétron desemparel!ado em cada. +s dois orbitais !íbridos são orientados a um )ngulo de 167o em rela$ão um com o outro. ada um dos dois orbitais  puros 2que não soreu !ibridi"a$ão3 icam orientados perpendicularmente ao ei&o rontal de liga$ão dos dois orbitais !íbridos s. +s dois orbitais !íbridos s  podem sorer sobreposi$ão rontal, gerando a orma$ão de liga$%es Y, como mostra a Figura 2;.

Figura 2;: *lustra a sobreposi$ão dos orbitais s para a orma$ão de liga$%es Y. 4'

Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "

Universidade Federal Rural do Semi-Árido – UFERSA Uá os orbitais   não-!ibridi"ados podem sorer sobreposi$ão perpendicular

entre si ao ei&o de liga$ão rontal. Este tipo de !ibridi"a$ão possibilita o carbono gerar estruturas lineares com duas liga$%es Y e duas liga$%es Z.

7% >omrimento de ligaçBes + comprimento de liga$ão segue a seguinte seqQnciaI

+ princípio geral di" queI quanto maior or o caráter s dos orbitais que participam da liga$ão menor será o comprimento da liga$ão. Assim, quando o carbono está !ibridi"ado em s ele apresenta '7 de caráter s, por isso apresenta menor comprimento de liga$ão do que os compostos nos quais as átomos de carbono apresentam liga$%es duplas e este, por sua ve", apresenta menor comprimento do que os compostos que liga$%es simples.

Tabela 7: 9ostra as características que os átomos sorem ao se !ibridi"arem. Dipo de !ibridi"a$ão s$ s2 s

8iga$%es que se ormam KH H e 1  4H e 4 

aráter s 23 4' , '7

eometria Detraédrica Driangular 8inear

ngulos das liga$%es 2o3 17O,' 147 167

8% ?e0erncias @X+;, 8E9A e @CX-DE;. Química: >incia >entral . O. ed. -ão 5auloI 5earson, 477M. @XC*E, 5. . Química Orgânica. K. ed. -ão 5auloI 5earson, 477L. -+8+9+;-, D. . XAWA9 XA* SXW8E. Química Orgânica. 6. ed. Xio de UaneiroI 8D, 477'. 1 e 4 v. 99CXXA, U. Química Orgânica, L. ed. ão 5auloI D!omson, 477'. 1 e 4 v. A88*;EX, ;. 8. Química Orgânica. 4. ed. Xio de UaneiroI uanabara, 1OM6. 4L

Prof. Zilvam Melo – Química Or!nica "