2- Estrutura e propriedades das mol

1
2- Estrutura e propriedades das moléculas
orgânicas
2
Propriedades ondulatórias dos electrões

• A função matemática ?, descreve o tamanho, a
  forma e a orientação
• Amplitude pode ser positiva ou negativa
• Nódulo amplitude é zero

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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

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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

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Sobreposição s-s H2
6
Sobreposição p-p Cl2

• Sobreposição construtiva ao longa do mesmo eixo
  forma a ligação sigma

7
Ligação Pi

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

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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.

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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.

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Orbitais hibrídas sp

• 2 Pares de electrões
• Geometria linear
• Ângulo da ligação de 180º

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Orbitais hibridas sp2

• 3 pares de electrões
• Geometria Trigonal Planar
• Ângulos de 120º

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Orbitais hibridos sp3

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

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Rotação à volta das ligações

• As ligações simples rodam livremente
• As ligações duplas não podem rodar livremente a
  não ser que uma se quebre

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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.

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Isómeros estruturais
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Estereoisómeros

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

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Momentos Dipolares

• São devidos a diferenças de electronegatividade
• Depende da quantidade de carga e da distância de
  separação
• Em debyes,
• ? 4.8 x ? (electron charge) x d(angstroms)

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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

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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.

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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

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Dipolo-Dipolo
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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

23
Dispersões
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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

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Ligações H
26
Pontos de ebulição e forças Intermoleculares
27
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

28
Soluto iónico com solvente polar
Hidratação liberta energia . Entropia aumenta.
29
Soluto iónico com solvente não polar
30
Soluto não polar com solvente não polar
31
Soluto não polar com solvente polar
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Classes de compostos

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

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Hidrocarbonetos

• Alcano C-C, carbonos sp3
• Cicloalcano carbonos formam um anel
• Alceno CC, carbonos sp2
• Cicloalcano Dupla ligação no anel
• Alcino CC, carbonos sp
• Aromáticos contêm um anel benzénico

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Grupos funcionais com heteroátomos

• Álcoois, fenois, tióis
• Éteres e tioeteres
• Aminas
• Compostos orgânicos halogenados
• Aldeídos e cetonas
• Ácidos carboxílicos
• Derivados de ácidos carboxílicos haletos de
  acilo anidrido carboxilico ester amida

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Fim T_2