Baixe Orgânica e outras Notas de estudo em PDF para Química, somente na Docsity! Representação estrutural Ligações intermoleculares cinética e termodinâmica da reação química Caio Lima Firme Representação dos compostos orgânicos HC—CH—CH,—0H Fórmula condensada O o ) Fórmulas de cavalete Projeções de Newman Construção das estruturas de Lewis or methane C H H H H H C H H H N NN N or N2 oror C C H H H H C O H H C C H H H H C O H H 1) Colocar os elétrons de valência no átomo (número do grupo) 2) Distribuir os elétrons de acordo com a sua configuração eletrônica 2.1) Para o carbono pode ser 2s22p2 ou 2sp3 ou 2p2sp2 ou 2p22sp 2.2) Para o nitrogênio pode ser 2sp3 ou 2p2sp2 ou 2p22sp 2.3) Para o oxigênio pode ser: 2sp3 ou 2p2sp2 2.4) Para os halogênios é: ns2 np5 3) O par de elétrons ficará isolado ou formará ligação dativa (CO e NO2) 4) O elétron isolado irá formar ligação covalente 5) Complete o octeto para cada átomo 6) Se faltar elétrons em um átomo, use par de elétrons de átomos adjacentes para completar o seu octeto através de ligação dativa 7) Calcular a carga formal de cada átomo, caso tenha carga 8) Carga formal [CF=NG-(1/2.EC + EIvalência) ou CF= Z – (1/2.EC + EIvalência+caroço)] onde NG=número do grupo; Z= número atômico; EC= elétrons compartilhados; EI =elétrons isolados (elétrons desemparelhados e par de elétrons isolados) N OO N OO N OO +- ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅C O ⋅⋅⋅⋅ C O ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ C O ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ +- ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ou ou uou Metano Representação das fórmulas estruturais CH3CH2CH2OH H C H H C H H C H H O H OH n- propanol CH3CHClCH2CH3 CH Cl CH3 CH2H3C Cl = = CH3CH(CH3)CH2CH3 CH CH3 CH3 CH2H3C = = (CH3)2NCH2CH3 N CH3 CH3 CH2H3C N = = CH CH3 CH2 CHH3C CH3 = CH2=CHCH2OH OH= Polaridade das ligações covalentes Ligação covalente heterogênea: distribuição desigual da densidade eletrônica Apresenta um momento de dipolo (µ), ou seja, apresenta um pólo positivo (átomo com carga parcial positiva) e um pólo negativo (átomo com carga parcial negativa). Os átomos têm eletronegatividades diferentes. O átomo que possui maior eletronegatividade irá atrair o(s) elétron(s) do átomo menos eletronegativo. H-F N O N C δ+ δ- δ- δ+ µµ S O S H δ+ δ- δ- δ+ µ µ F-F Ligação covalente homogênea: distribuição uniforme da densidade eletrônica. Representação estrutural Ligações intermoleculares cinética e termodinâmica da reação química Caio Lima Firme Representação dos compostos orgânicos HC—CH—CH,—0H Fórmula condensada O o ) Fórmulas de cavalete Projeções de Newman Construção das estruturas de Lewis or methane C H H H H H C H H H N NN N or N2 oror C C H H H H C O H H C C H H H H C O H H 1) Colocar os elétrons de valência no átomo (número do grupo) 2) Distribuir os elétrons de acordo com a sua configuração eletrônica 2.1) Para o carbono pode ser 2s22p2 ou 2sp3 ou 2p2sp2 ou 2p22sp 2.2) Para o nitrogênio pode ser 2sp3 ou 2p2sp2 ou 2p22sp 2.3) Para o oxigênio pode ser: 2sp3 ou 2p2sp2 2.4) Para os halogênios é: ns2 np5 3) O par de elétrons ficará isolado ou formará ligação dativa (CO e NO2) 4) O elétron isolado irá formar ligação covalente 5) Complete o octeto para cada átomo 6) Se faltar elétrons em um átomo, use par de elétrons de átomos adjacentes para completar o seu octeto através de ligação dativa 7) Calcular a carga formal de cada átomo, caso tenha carga 8) Carga formal [CF=NG-(1/2.EC + EIvalência) ou CF= Z – (1/2.EC + EIvalência+caroço)] onde NG=número do grupo; Z= número atômico; EC= elétrons compartilhados; EI =elétrons isolados (elétrons desemparelhados e par de elétrons isolados) N OO N OO N OO +- ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅C O ⋅⋅⋅⋅ C O ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ C O ⋅⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ +- ⋅⋅⋅⋅ ⋅⋅⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ⋅ ⋅⋅ ou ou uou Metano Representação das fórmulas estruturais CH3CH2CH2OH H C H H C H H C H H O H OH n- propanol CH3CHClCH2CH3 CH Cl CH3 CH2H3C Cl = = CH3CH(CH3)CH2CH3 CH CH3 CH3 CH2H3C = = (CH3)2NCH2CH3 N CH3 CH3 CH2H3C N = = CH CH3 CH2 CHH3C CH3 = CH2=CHCH2OH OH= Polaridade das ligações covalentes Ligação covalente heterogênea: distribuição desigual da densidade eletrônica Apresenta um momento de dipolo (µ), ou seja, apresenta um pólo positivo (átomo com carga parcial positiva) e um pólo negativo (átomo com carga parcial negativa). Os átomos têm eletronegatividades diferentes. O átomo que possui maior eletronegatividade irá atrair o(s) elétron(s) do átomo menos eletronegativo. H-F N O N C δ+ δ- δ- δ+ µµ S O S H δ+ δ- δ- δ+ µ µ F-F Ligação covalente homogênea: distribuição uniforme da densidade eletrônica. Forças intermoleculares Forças de Van der Waals São divididas em vários tipos, conforme a natureza das partículas: ion — dipolo permanente: atração entre um íon e uma molécula polar (dipolo). ion — dipolo induzido: atração entre um íon e um molécula apolar. O íon causa uma atração ou uma repulsão eletrônica com a nuvem eletrônica na molécula apolar e provoca a formação de dipolos (induzidos). Dipolo permanente — dipolo permanente: atração entre moléculas polares. Os dipolos atraem- se pelos polos opostos (positivo-negativo). Dipolo permanente — dipolo induzido: atração entre uma molécula polar e uma molécula apolar. O dipolo causa repulsão eletrônica entre seu polo positivo e a nuvem eletrônica da molécula apolar e uma repulsão entre esta nuvem e seu polo negativo. Isso causa uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar, provocando a formação de dipolos (induzidos). Dipolo induzido — dipolo induzido: também chamado de força de dispersão de London, é uma atração que ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, que, então, se formam, induzindo a formação de dipolos. Essa força é mais fraca que a do tipo dipolo permanente — dipolo Forças intermoleculares Forças dipolo-dipolo: Consideramos a molécula covalente polar como um dipolo, ou seja, um corpo com duas cargas opostas nos seus extremos. Cada dipolo interege com seus dipolos vizinhos através da atração entre cargas parcias das moléculas. As forças de London (dipolo induzido- dipolo induzido): ocorre entre moléculas covalentes apolares. As moléculas apolares formam dipolos momentâneos pela movimentação dos elétrons da ligação covalente ao redor da molécula. Estes dipolos momentâneos induzem a polarização de moléculas apolares vizinhas e assim tem-se dipolos induzidos. Os dipolos induzidos são atraídos pelas cargas opostas momentâneas dos dipolos vizinhos. Este tipo de interação só ocorre com moléculas apolares (CO2 , CCl4, Br2 e N2) + - + - + - + - + -+ - Interações entre moléculas de metano Dipólo transienteFraco Dipolo induzido-dipolo induzido Moderado a fraco (4-38 kJ mol–1) Dipolo-dipolo (incluindo ligações hidrogênio) Na＋ na água ModeradoÍon-dipolo H–H (435 kJ mol–1) CH3–CH3 (370 kJ mol –1) I–I (150 kJ mol–1) Compartilhamento de elétrons Forte (140- 523 kJ mol–1) Ligações covalentes Cristal de fluoreto de lítio Muito Forte (várias ligações iônicas) Cátion-ânion (no cristal) ExemploTipo Força relativa Força elétrica δ− δ+ δ− δ+ δ−δ+ δ− δ+ Z H δ+δ− O H R O RH δ− δ+ δ+ δ− H3C Cl δ−δ+ H3C Cl δ−δ+ Força das ligações químicas Superfície de energia potencial A energia potencial existe entre objetos que se atraem ou se repelem. A energia química é uma forma de energia potencial. Ela existe porque as forças elétricas atrativas e repulsivas existem entre diferentes pedaços da molécula. Os núcleos atraem elétrons; os núcleos se repelem e os elétrons se repelem. A estabilidade relativa de um sistema é inversamente relacionada a sua energia potencial relativa (em uma dada reação). Quanto maior a energia potencial de uma molécula (em uma dada reação), menos estável ela é. A B D Estado de transição Reagentes Produtos A-B + C-D C AD + BC Coordenada da reação Energia total Eat ∆G Fatores cinéticos de uma reação As moléculas possuem uma determinada velocidade média que depende dos seus pesos moleculares e da temperatura do sistema. Boltzmann e Maxwell mostraram que apenas uma pequena fração das moléculas possuem a velocidade média. A maioria delas possuem velocidade maior ou menor que a velocidade média. Para haver uma reação, é necessário que as moléculas (reagentes) se choquem com a força necessária para romper suas ligações e possibilitar a formação de novas ligações. A força com que as moléculas se chocam devem ter um mínimo de energia (cinética) para poder provocar a quebra das ligações. A uma dada temperatura, apenas uma fração de moléculas terá energia suficiente para isto. Se aumentarmos a temperatura, uma maior porção de moléculas adquirirá energia mínima para haver reação. Número de partículas com uma dada energia cinética Energia cinética (Ec) T1 T2 onde, T1<T2 Ec = mv2 2 Ecm Ecm - energia cinética mínima para que a molécula consiga reagir Teoria do estado de transição Pelo fato de uma reação ser exotérmica não significa necessariamente que ela ocorrerá num período de tempo razoável. Um ∆G<0 é necessário mas não é uma condição suficiente para uma reação ocorrer espontaneamente. Por exemplo, H2 e O2 formam H2O com um ∆G altamente negativo, mas as misturas de H2 e O2 podem ficar por séculos a temperatura ambiente sem reagirem. Para uma reação ocorrer, é necessário vencer a barreira da energia de ativação. Isto ocorre quando as moléculas têm energia cinética suficiente para provocar um choque efetivo a ponto de promover quebras de ligações químicas e formar outras. Na teoria do estado de transição, é assumido que a reação passa por um estado de transição (ou complexo ativado) e vai para o produto a uma velocidade muito alta. Ou seja, o estado de transição não pode ser isolado ou detectado experimentalmente porque tem um tempo de vida muitíssimo curto. A energia de ativação é a diferença de energia entre o estado de transição (ou complexo ativado) e os reagentes. O estado de transição envolve uma ou mais espécies em que ocorrem quebra e/ou formação de ligações químicas não completadas. Por isso, o estado de transição tem energia maior do que os reagentes e os produtos. Assim como os fatores termodinâmicos determinam a estabilidade de uma espécie química em uma dada reação, os fatores cinéticos determinam a reatividade de uma reação. Quanto menor a energia de ativação, maior a velocidade da reação e maior é sua reatividade. Postulado de Hammond Intermediário: é um vale no diagrama da coordenada de reação. O intermediário pode durar de cinco vibrações moleculares até milisegundos ou minutos. Alguns podem ser isolados e caracterizados sob condições especiais. Estado de transição: é um pico no diagrama da coordenada de reação. O estado de transição não existe por mais do que uma vibração molecular (10-14 s) e, portanto, não pode ser isolado. Contudo, a informação sobre ele é muito importante. O postulado de Hammond estabelece que um estado de transição se assemelha estruturalmente a um espécie no estado fundamental (reagente, intermediário ou produto) que tenha alta energia. Quanto maior sua energia, mais se assemelha ao estado de transição. Classifique as reações abaixo: CH3Br + KOH CH3OH + KBr CH3CH2Br H2C=CH2 + KBr H2C=CH2 + H2 CH3CH3 CH3COOH + CH3OH CH3COOCH3 + H2O Tipos de reações orgânicas 1) Reação de adição ocorrem quando dois reagentes se adicionam para formar um produto simples. 2) Reação de eliminação é o contrário da reação de adição. Ela ocorre quando um reagente simples se divide em dois produtos, geralmente formando uma molécula pequena como H2O ou HBr. 3) Reação de substituição ocorre quando dois reagentes trocam determinados fragmentos para formar dois novos produtos. 4) Reação de rearranjo ocorre quando um reagente simples passa por uma reorganização de suas ligações e átomos para produzir um produto isomérico. 5) Reações de oxidação e redução. Mecanismos de uma reação orgânica Existem quatro tipos básicos de mecanismos de reações orgânicas: polar, radical livre e pericíclica. Reações polares: prosseguem pelo movimento de pares de elétrons de áreas de alta densidade eletrônica (nucleófilos) para áreas de baixa densidade eletrônica (eletrófilos), ou de orbitais preenchidos para orbitais vazios. Os mecanismos polares são divididos em duas condições: ácidas e básicas. Reações via radicais livres: prosseguem através do movimento de um elétron. Novas ligações são freqüentemente formadas usando um elétron de um orbital semi-preenchido e outro elétron de um orbital preenchido. Reações via radicais livres geralmente prosseguem via reação em cadeia. Reações pericíclicas: são caracterizadas pelo movimento de elétrons em uma formação cíclica. CH 3 H H Ph CH3 H H Ph I CH3 CH 3 CHO CH 3 CHO + Br2 hν + HBr (CH3)3N: + CH3 (CH3)3N + I -