Apostila_Química_orgânica

UFRPE Profa. Janaína Couto

1. INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA

No século XVIII acreditava-se que uma “força vital” fosse necessária para fazer os compostos produzidos pelas células vivas, os quais foram classificados como compostos orgânicos. Somente em 1928, Friedrich Wohler produziu em seu laboratório um composto orgânico a partir de um composto inorgânico. Ele preparou uréia, um composto normalmente presente no sangue e na urina, através do aquecimento do cianato de amônia, um composto inorgânico.

NH4CNO calor NH2CONH2

Cianato de amônia uréia

A partir de então, muitos outros compostos orgânicos foram produzidos em laboratório. Este fato levou à subdivisão da química em duas partes: a química orgânica e a inorgânica, onde a química inorgânica foi definida como a química dos compostos do carbono.

As moléculas orgânicas são as unidades químicas fundamentais da vida. Carboidratos, lipídeos, proteínas, ácidos nucléicos, bem como outras moléculas biológicas, são compostos em que o principal componente é o carbono. Também iremos encontrar moléculas orgânicas em

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inúmeras outras substâncias presentes no nosso cotidiano, tais como alimentos, medicamentos, roupas, móveis, combustíveis, entre muitos outros.

2. Ligações Químicas em Moléculas Orgânicas

As ligações entre os átomos dão unidade às moléculas. Dois átomos formarão uma ligação somente se a interação entre eles for energeticamente favorável, ou seja, se energia for liberada quando a ligação se formar.

Uma ligação química consiste numa combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade.

A maioria dos átomos são considerados estáveis (não reativos) quando seu nível mais alto ( externo) de energia possui oito elétrons e encontra-se portanto, preenchido. Caso contrário, os átomos poderão perder, ganhar ou compartilhar elétrons de valência cm outros átomos de maneira a atingir uma estrututura de maior estabilidade.

Estrutura de Lewis

A estrutura eletrônica do átomo é representada por pontos.

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O carbono, de número atômico 6, tem uma configuração eletrônica 2e) 4e), sendo então representado da seguinte forma:

2.1. LIGAÇÃO IÔNICA

Resultado da transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro, com a conseqüente formação de íons que se atraem mutuamente.

O íon de sódio carregado positivamente e o íon de cloro carregado negativamente são atraídos mutuamente e mantidos juntos pela atração eletrostática em virtude de suas cargas opostas.

2.2. LIGAÇÂO COVALENTE

Os átomos de unem por compartilhamento de elétrons.

Na molécula de cloro, cada um dos dois átomos de cloro tem sete átomos na camada mais externa, de

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modo que ambos os átomos compartilharão elétrons completando seu nível mais energético. Em compostos formados por ligações covalentes, cada átomo apresenta oito elétrons ao seu redor, adquirindo estabilidade, exceto o hidrogênio (H2), o qual apresenta apenas dois elétrons ao seu redor.Ligações covalentes também podem ser formadas por átomos de diferentes elementos.

Observamos duas duplas ligações covalentes no dióxido de carbono e uma tripla ligação covalente no nitrogênio (N2).

Ligações covalentes Polares e Apolares

Na ligação covalente apolar, os elétrons estão compartilhados igualmente.

Ex. Cl2 ou Cl – Cl

Os dois cloros são idênticos e por este motivo os elétrons compartilhados encontram-se distribuídos igualmente entre eles.

Na ligação covalente polar, o compartilhamento de elétrons não é igual devido a uma diferença de

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eletronegatividade ( atração do átomo por elétrons, e quanto maior a eletronegatividade, maior a atração do átomo por elétrons).

Ex. HCl ou H – Cl

O cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, de maneira a atrair o par de elétrons compartilhados mais fortemente.

+ -H Cl

Quando elétrons são compartilhados igualmente, o que ocorre entre átomos iguais ou de mesma eletronegatividade, são formadas ligações covalentes apolares. Já quando átomos de diferente eletronegatividade se unem formando uma ligação covalente, essa ligação é sempre polar.

Uma molécula apolar pode conter ligações polares.

Cl

Cl – C – Cl

Cl

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- -

-

-

+

representa a presença de uma carga parcial


As ligações C-Cl são polares, mas não aparece nenhum lado positivo ou negativo na molécula. A parte externa da molécula é parcialmente negativa e a parte interna, parcialmente positiva, de modo que a molécula é apolar.Em geral, as moléculas simétricas não são polares, mesmo quando contém ligações polares.2.3. Força das Ligações

Em geral, compostos que apresentam ligações iônicas possuem ponto de fusão mais alto que os compostos contendo ligações covalentes. Assim sendo, seria necessário mais energia (calor) para separar as partículas dos compostos iônicos que as partículas dos compostos covalentes.

Embora as ligações que mantém, unidos os compostos iônicos sejam geralmente mais fracas que aquelas que unem os compostos covalentes, compostos iônicos contêm muito mais ligações que compostos covalentes.Soluções aquosas de compostos iônicos conduzem eletricidade em virtude de possuírem íons.

A maioria dos compostos iônicos é solúvel em solventes polares como a água, já a maioria dos compostos covalentes são insolúveis.

A maioria dos compostos iônicos é insolúvel em solventes apolares como o benzeno. Muitos

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compostos covalentes são solúveis em solventes apolares.

2.4. Pontes de Hidrogênio

Força intermolecular fraca entre um átomo de hidrogênio eletropositivo e um par eletrônico não ligado que se encontra em um átomo eletronegativo de uma outra molécula polar.

As pontes de hidrogênio desempenham um papel importante na determinação da forma globular das proteínas e na estabilização da dupla hélice do DNA.

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Figura: Pontes de Hidrogênio

3. Características dos compostos orgânicos

A grande maioria dos compostos orgânicos apresenta apenas ligações covalentes, por esse motivo seus pontos de fusão e ebulição são caracteristicamente mais baixos que os de uma substância iônica.

São geralmente menos densos que a água (dágua

= 1,0g/mL) Apresentam diferentes graus de solubilidade

Compostos Orgânicos x Inorgânicos – uma comparação das propriedades da maioria dos compostos

Propriedade Orgânicos Inorgânicos

Inflamável sim nãoPonto de Fusão baixo altoPonto de Ebulição baixo alto

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Solubilidade em água não ( maioria)

sim

Solubilidade em líquidos apolares

sim não

Tipos de ligação covalente iônicaReações ocorrem entre moléculas

íonsÁtomos por moléculas muitos poucosEstrutura complexa mais

simplesEletrólito não sim (Fonte: SACKHEIN & LEHMAN, 2001)

4. Ligações do Carbono

Na química orgânica, o termo ligação é utilizado para designar um par de elétrons compartilhados. O carbono apresenta quatro elétrons de valência, de modo que este pode formar no máximo quatro ligações. As ligações são usualmente representadas por um traço reto e curto conectando os átomos, onde cada ligação representa um par de elétrons compartilhados.

O átomo de carbono tem a capacidade e ligar-se a outros átomos de carbono para formar moléculas grandes e complexas, formando cadeias lineares ou ramificadas. Compostos desse tipo são chamados de alifáticos. Contudo, se os carbonos se ligam formando estruturas em anéis,

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formam-se compostos cíclicos ou aromáticos. Caso estes compostos apresentem heteroátomos (S, P, O, N), passam a ser chamados de compostos heterocíclicos.

5. ISOMERIA

Isômeros são compostos que apresentam a mesma fórmula molecular, mas diferentes arranjos de átomos.

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Figura: Relação entre os diferentes tipos de isômeros(Fonte: VOLLHARDT et al., 2004)

5..1. Estereoisômeros

São compostos com a mesma fórmula molecular e ordem de ligação entre os átomos substituintes, mas com diferentes arranjos desses átomos no espaço.

5.1.1. Enantiômeros

São estereoisômeros que formam imagens especulares e requerem a presença de um átomo quiral.

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Quando uma molécula e sua imagem no espelho não se superpõem, ela é denominada quiral. Todas as moléculas quirais têm um átomo ligado a quatro substituintes diferentes. Este átomo é chamado centro quiral, geralmente marcado com um asterisco.

Dois enantiômeros podem ser diferenciados pela atividade óptica, ou seja, por sua interação com o plano da luz polarizada no sentido horário ( dextrorrotatório), designado enantiômero (+), enquanto outro desvia a luz no sentido anti-horário ( levorrotatório) pelo mesmo ângulo, designado enantiômero (-).

Nº máximo de estereoisômeros possíveis: 2n, onde n = nº C*.5.1.2. Diastereoisômeros

A presença de mais de um centro quiral em uma molécula dá origem a disteroisômeros,

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* *


estereoisômeros que não são relacionados com objeto e imagem no espelho. Enquanto os enatiômeros têm configurações opostas em cada um dos centros quirais , o mesmo não acontece com os disteroisômeros.

Uma molécula com n centros quirais tem 2n

estereoisômeros. Nos compostos cíclicos, os isômeros cis e trans também são diasteroisômeros.

Compostos meso - As moléculas que contém dois ou mais centros quirais identicamente substituídos podem existir como estereoisômeros meso. Os compostos meso têm imagens superponíveis no espelho, e são portanto aquirais.Epímeros

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São diasteroisômeros que contêm mais de um carbono quiral e diferem em configuração em torno de apenas um C*.

6. OS HIDROCARBONETOS

São moléculas formadas apenas por carbono e hidrogênio, podendo apresentar ligações simples, duplas ou triplas.Fórmula empírica: CxHx

6.1. Alcanos ou parafinas

Contém apenas ligações simples.Não contém grupos funcionais, sendo, portanto relativamente apolares e pouco reativos. Fórmula geral: ( CnH2n+2 )

Ex. CH3 (metano) CH3CH3 (etano) CH3CH2CH3 (propano)

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De acordo com a estrutura, os alcanos podem ser classificados em vários tipos: alcanos de cadeia linear, alcanos ramificados e alcanos cíclicos.

Alcanos de cadeia linear:

Alcanos ramificados:

Alcanos cíclicos (Cicloalcanos):

A ramificação reduz o ponto de ebulição.Os pontos de fusão e de ebulição e as densidades crescem com o aumento do volume das moléculas e da área superficial devido à maior atração entre as moléculas.

Grupos alquila: Formado quando se retira um átomo de hidrogênio de um alcano. Os nomes dos grupos alquila são obtidos trocando-se o final do nome de –ano para –ila.

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CH4 (metano) CH3 (metila)

6.2. Alcenos

Contém ligação dupla entre átomos de carbono.Fórmula geral: ( CnH2n)Ex. eteno

Também podem aparecer na sua forma cíclica.Ex. Ciclobuteno

OBS. Uma vez que os átomos de carbono numa ligação dupla não podem girar, grupos ligados a essa dupla ligação encontram-se fixos de um lado ou de outro do plano. Tais compostos são isômeros cis-trans.

6.3. Alcinos

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http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/3/35/Ethene.png


Contém ligação tripla entre átomos de carbono.Fórmula geral: (CnH2n-2)Ex.Etino

Os alcinos são compostos relativamente raros , e não ocorrem normalmente no corpo humano.Os resíduos de hidrocarbonetos agem como fatores modificadores, e não como fatores primários, seja nas propriedades físicas, seja no comportamento químico dos compostos considerados.

6.4. Compostos Aromáticos

O termo aromático é utilizado para designar compostos cujas ligações apresentam características em comum com aquelas do benzeno.A estrutura do benzeno é base de milhares de compostos orgânicos.

A estrutura do benzeno foi deduzida pela primeira vez por Kekulé em 1865. Ele estabeleceu que seis

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átomos de carbono estavam arranjados na forma de anel, onde uma ligação simples e uma dup,ka apareciam de forma laternada, e cada átomo de carbono encontravfa-se ligado a uma átomo de hidrogênio. Kekulé sugeriu também que as posições das ligações duplas e simples poderiam variar, produzindo estruturas capazes de representar o benzeno.

Estrutura de ressonância do benzeno:

A verdadeira estrutura do benzeno é intermediária entre as duas estruturas de Kekulé, chamadas de estruturas de ressonância.

Representações do Benzeno:

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7. GRUPOS FUNCIONAIS – CENTRO DE REATIVIDADE DA MOLÉCULA

Os grupos funcionais se referem a átomos ou grupo de átomos que tendem a ser sítios de alta reatividade química, os quais apresentam propriedades características.

7.1. GRUPOS FUNCIONAIS FORMADOS POR LIGAÇÕES SIMPLES

Álcool

São derivados de hidrocarbonetos nos quais um ou mais átomos de hidrogênio foram substituídos por um grupo funcional hidroxila (-OH).

Fórmula geral: R-OHOnde:

R: grupo alquilaOH: Grupo funcional

Ex. H3C – OH

Metanol ( IUPAC)ou Álcool Metílico ( Sistema comum)

OBS. Os álcoois mais complexos são denominados segundo a IUPAC.

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Fenol

Compreende um grupo -OH ligado a um anel benzênico.

Embora sejam semelhantes ao álcool, são tratados como uma classe particular de compostos, pois os fenóis são ácidos fracos, e o álcool não.

Ex. 2-clorofenol

Éteres

Formados durante a desidratação intermolecular de um álcool. Nessa reação, o ácido sulfúrio pode ser considerdo um agente desidratante que remove água de duas moléculas de álcool.

H2SO4

R-OH + OH-R R – O – R + H2O

Fórmula Geral: R-O-R’

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Ex. H3C – O – CH3

Dimetil – éterou éter metílicoou ainda Metoximetano ( Segundo o sistema IUPAC, o grupo -OCH3 é denominado metoxi)

Se dois álccois diferentes formam um éter temos um éter misto, também chamados de derivados alcóxidos de hidrocarbonetos, com a cadeia mais curta recebendo o nome do grupo alcóxido e a cadeia mais longa o nome do alcano.

Os éteres apresentam baixo ponto de ebulição, pois suas moléculas não formam pontes de hidrogênio.

Tióis ( mercaptans)

São análogos sulfurados dos álcoois contendo um grupo funcional –SH.Ao contrário dos álcoois, os tióis não apresentam ligações de hidrogênio. Portanto, eles apresentam ponto de ebulição menor que os dos álcoois correspondentes, e também menor solubilidades em água.Os tióis são facilmente oxidados gerando dissulfetos.

Fórmula geral: R-SH

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Ex. CH3 – SH ( Metanotiol ou metil mercaptan)Aminas

São composros orgânicos derivados da amônia ( NH3)

Fórmula geral: R – NH2 Amina primáriaR2 – NH Amina secundáriaR3 – N Amina terciária

Ex. CH3 – NH2 (metil-amina)(CH3 ) 2– NH2 (dimetil-amina)

Haletos de alquila

R – XX = F, Cl, Br, I

Ex. CH3F (Fluoro-metano ou fluoreto de metila)

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7.2. GRUPOS FUNCIONAIS QUE CONTÊM O GRUPO CARBONILA

Aldeídos

São obtidos a partir da oxidação de um álcool primário (-OH ligada a um carbono primário).

oxidaçãoCH3 OH + [O] H 2C = O + H2OÁlcool primário Aldeído

Fórmula geral:

R – C = O l H

Todos os aldeídos têm o grupo –CHO ( carbonila) no final da cadeia.

Ex. CH3CH2 CH2COH Propionaldeído ou propanal

Benzaldeído ( aldeído aromático)

OBS. Os aldeídos podem ser oxidados para formar ácidos, ou reduzidos aos seus álccois primários.

Cetonas

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São obtidos a partir da oxidação de um álcool secundário (-OH ligada a um carbono secundário).

H oxidaçãoCH3 – C – CH3 + [O] CH3 – C – CH3 + H2O OH O 2-propanol acetona ( propanona)

Fórmula geral:

O llR – C –R’ Ex. O CH3CH2C CH3 ( metil-etil-cetona ou 2-butanona)

Ácidos carboxílicos

Formado a partir da oxidação de um aldeído.

H OH oxidação CH 2C = O + [O] CH 3C = O Acetaldeído Ácido acéticoFórmula geral:

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Ex. CH3CHCH2CH2CH COOH (ácido hexanóico)

CH3COOH ( ácido acético)

Ésteres

Formados a partir da reação entre um ácido orgânico com um álcool.

RCOOR’ + R’OH RCOOR’ + H2OÁcido Álcool Éster

Fórmula geral:

Ex. CH3COOCH2CH2

Acetato de etila ( nome comum) ouEtanoato de etila (IUPAC)

Obs. Éster cíclico = lactona

Amidas

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Ácido β-hidroxi-propiônico β-propriolactona


Formadas a partir da reação entre ácidos orgânicos e aminas ou amônia. As amidas apresentam uma ligação entre um grupo carbonila (-C=O) e um nitrogênio.

O H O calor R – C – OH + H – N – H R – C – NH2 + H2O ácido amônia amida

Fórmula geral:

Ex. Acetamida

Haletos de acila

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Obs. As imidas contêm 2 grupos acila ligados ao mesmo nitrogênio.


Obtidos pela substituição da hidroxila presente em um ácido carboxílico por um átomo de halogênio.

Fórmula geral:

X = F, Cl, Br, I

Ex. Brometo de acetila

Anidridos de ácidos

Obtidos a partir da desidratação inter-molecular de dois ácidos carboxílicos.

Fórmula geral:

Ex. Anidrido acético-butírico

Bibliografia

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SACHHEIN, G.I.; LEHMAN, D.D. Química e Bioquímica para ciências biomédicas. 8 ed. Barueri: Manole, 2001.

VOLLHARDT, K.P.; SCHORE, N.E. Química Orgânica: estrutura e função. 4 ed. São Paulo: Bookman, 2004.

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