2- Estrutura e propriedades das moléculas orgânicas

2- Estrutura e propriedades das moléculas orgânicas

Propriedades ondulatórias dos electrões A função matemática Ψ, descreve o

tamanho, a forma e a orientação Amplitude pode ser positiva ou negativa Nódulo: amplitude é zero

+_

+-

Interacções das ondas

Combinação de orbitais atómicas Entre átomos diferentes e formação de ligações No mesmo átomo é a hibridização

Conservação de orbitais As ondas que estão na mesma fase a

amplitude aumenta Ondas que estão fora de fase anulam-se

Ligação Sigma

A densidade electrónica fica entre o núcleo Uma ligação pode ser formada por orbitais s-

s, p-p e s-p, ou sobreposição de orbitais hibridas;

A orbital molecular é de energia mais baixa do que as orbitais atómicas

A orbital molecular antiligante é de energia superior às orbitais atómicas

Sobreposição s-s: H2

Sobreposição p-p: Cl2

Sobreposição construtiva ao longa do mesmo eixo forma a ligação sigma

Ligação Pi Ligação Pi forma-se depois da ligação sigma Sobreposição lado a lado das orbitais

paralelas p

Ligações múltiplas A ligação dupla (2 pares de electrões são

partilhados) consiste numa ligação sigma e numa ligação pi.

Ligação tripla (3 pares de electrões partilhados) consiste numa ligação sigma e duas pi.

Forma Molecular

Ângulos da ligação não podem explicar com orbitais simples s e p. Use a teoria VSEPR (Valence shell electron pair repulsion theory).

As orbitais hibridadas são de mais baixa energia porque os electrões são mais afastados.

Hibridização éitais atómicas combinação linear das orb dentro de um átomo, antes do formação da ligação.

Orbitais hibrídas sp

2 Pares de electrões Geometria linear Ângulo da ligação de

180º

Orbitais hibridas sp2

3 pares de electrões Geometria Trigonal Planar Ângulos de 120º

Orbitais hibridos sp3

4 Pares de electrões Geometria tetraédrica Ângulos de 109,5º

Rotação à volta das ligações

As ligações simples rodam livremente As ligações duplas não podem rodar

livremente a não ser que uma se quebre

Isomerismo

Moléculas que têm a mesma formula molecular, mas diferem no arranjo dos seus átomos, são chamados Isómeros.

Isómeros constitucionais diferem na sua sequência de ligação.

Estereoisómeros diferem sómente no arranjo dos átomos do espaço.

Isómeros estruturais

CH3 O CH3 and CH3 CH2 OH

CH3

CH3

and

Estereoisómeros

Isómeros cis-trans também chamados isómeros geométricos. Têm que ter dois grupos diferentes ligados ao átomo de carbono sp2.

C CBr

CH3

Br

H3CC C

CH3

Br

Br

H3Cand

Cis - same side Trans - across

C CH3C

H H

H No cis-trans isomers possible=>

Momentos Dipolares

São devidos a diferenças de electronegatividade Depende da quantidade de carga e da distância de

separação Em debyes, x (electron charge) x d(angstroms)

Momento Dipolar Molecular

Depende da polaridade da ligação e dos ângulos de ligação

Vector soma dos momentos dipolares das ligações Pares de electrões não ligantes contribuem para o

momento dipolar

Forças Intermoleculares

A força das atracções entre moléculas influência o ponto de fusão, ponto de ebulição e solubilidade para sólidos e liquidos

Classificação depende da estrutura: Interacções dipolo-dipolo Dispersão London Ligações de hidrogénio.

Forças Dipolo-Dipolo

Entre moléculas polares O termino positivo de uma molécula alinha

com a parte negativa de outra molécula A força atractiva baixa a energia Dípolos maiores causam pontos de ebulição

elevados e calores de vaporização igualmente elevados

Dipolo-Dipolo

Dispersão de London Entre moléculas não polares Interacções temporárias dipolo-dipolo Átomos maiores são mais polarizáveis Ramificação baixa o ponto de ebulição

porque a superfície de contacto entre as moléculas diminui

CH3 CH2 CH2 CH2 CH3

n-pentane, b.p. = 36°CCH3 CH

CH3

CH2 CH3

isopentane, b.p. = 28°C

C

CH3

CH3

CH3

H3C

neopentane, b.p. = 10°C

Dispersões

Ligação de hidrogénio

Forte atracção dípolo-dípolo Moléculas orgânicas têm que ter N-H ou O-H O hidrogénio de uma molécula é fortemente

atraído a um par de electrões de outra molécula

O-H é mais polar que o N-H, pelo que fortifica a ligação de hidrogénio

Ligações H

Pontos de ebulição e forças Intermoleculares

trimethylamine, b.p. 3.5°C

N CH3H3C

CH3

propylamine, b.p. 49°C

CH3CH2CH2 N

H

H

ethylmethylamine, b.p. 37°C

N CH3CH3CH2

H

CH3 CH2 OHethanol, b.p. = 78°C

CH3 O CH3

dimethyl ether, b.p. = -25°C

CH3 CH2 OHethanol, b.p. = 78°C ethyl amine, b.p. 17°C

CH3 CH2 NH2

Solubilidade

Semelhante dissolve semelhante Soluto polar dissolve-se em solventes

polares Solutos não polares dissolve-se em

solventes não polares Moléculas com forças intermoleculares

semelhantes misturam-se livremente

Soluto iónico com solvente polar

Hidratação liberta energia .Entropia aumenta.

Soluto iónico com solvente não polar

Soluto não polar com solvente não polar

Soluto não polar com solvente polar

Classes de compostos

Grupos funcionais: são os responsáveis pelas propriedades dos compostos orgânicos. Ligações múltiplas e ligações carbono-heteroátomo são sitios de reactividade.

Hidrocarbonetos

saturados insaturados

Alifáticos Cicloalcanos Alcenos Alcinos Arenos

Hidrocarbonetos

Alcano: C-C, carbonos sp3

Cicloalcano: carbonos formam um anel Alceno: C=C, carbonos sp2

Cicloalcano: Dupla ligação no anel Alcino: C≡C, carbonos sp Aromáticos: contêm um anel benzénico

Grupos funcionais com heteroátomos1. Álcoois, fenois, tióis

2. Éteres e tioeteres

3. Aminas

4. Compostos orgânicos halogenados

5. Aldeídos e cetonas

6. Ácidos carboxílicos

7. Derivados de ácidos carboxílicos: haletos de acilo;

anidrido carboxilico; ester; amida

Fim T_2