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UNIVERSIDADE F E D E R A L D O E S P Í R I TO S A N TO Núcleo de Educação Aberta e a Distância

Química Orgânica I

Sandro José Greco Valdemar Lacerda Júnior

Vitória 2010


Presidente da República Luiz Inácio Lula da Silva

Pró-Reitor de Pesquisa e Pós-Graduação Francisco Guilherme Emmerich

Revisor de Conteúdo

Ministro da Educação Fernando Haddad

Pró-Reitor de Extensão Aparecido José Cirillo

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Reitor Rubens Sergio Rasseli Vice-Reitor e Diretor Presidente do Ne@ad Reinaldo Centoducatte

Coordenador do Curso de Licenciatura em Química na Modalidade à Distância Prof. Elias Meira da Silva

Pró-Reitora de Graduação Isabel Cristina Novaes

Dados Internacionais de Catalogação-na-publicação (CIP) (Biblioteca Central da Universidade Federal do Espírito Santo, ES, Brasil) _____________________________________________________________ G791q

Greco, Sandro José. Química orgânica I / Sandro José Greco, Valdemar Lacerda Júnior. - Vitória, ES : Universidade Federal do Espírito Santo, Núcleo de Educação Aberta e a Distância, 2010.40 p. 190 p. : il. ISBN: 1. Química orgânica. I. Lacerda Júnior, Valdemar. II. Título. CDU: 547

LDI coordenação Heliana Pacheco, Hugo Cristo e José Otavio Lobo Name Gerência

Isabela Avancini

Capa Lidiane Cordeiro e Weberth Freitas Editoração Samira Bolonha Gomes, Thiago Dutra e Weberth Freitas

Ilustração André Wandenkolken, Lidiane Cordeiro e Vitor Bergami Victor

Impressão Gráfica e Editora GM

A reprodução de imagens de obras em (nesta) obra tem o caráter pedagógico e cientifico, amparado pelos limites do direito de autor no art. 46 da Lei no. 9610/1998, entre elas as previstas no inciso III (a citação em livros, jornais, revistas ou qualquer outro meio de comunicação, de passagens de qualquer obra, para fins de estudo, crítica ou polêmica, na medida justificada para o fim a atingir, indicando-se o nome do autor e a origem da obra), sendo toda reprodução realizada com amparo legal do regime geral de direito de autor no Brasil. Copyright © 2010. Todos os direitos desta edição estão reservados ao ne@ad. Nenhuma parte deste material poderá ser reproduzida, transmitida e gravada, por qualquer meio eletrônico, por fotocópia e outros, sem a prévia autorização, por escrito, da Coordenação Acadêmica do Curso de Licenciatura em Artes Visuais, na modalidade a distância.


S umário Apresentação

Módulo I Aula I

8

Aula II

29

Aula III

49

Aula IV

89

Módulo II Aula I Aula II

116 151

4


Apresentação Um Breve Histórico da Química Orgânica A associação humana com a química orgânica origina-se em tempos remotos, antes de Cristo. Anterior ao surgimento do termo química orgânica as pessoas tinham contato com materiais orgânicos, seus usos e suas transformações. Sabões eram produzidos a partir de gordura animal e óleos de plantas. O açúcar cristalino sucrose obtido a partir da cana-de-açúcar e os extratos de plantas usados como aromatizantes e perfumes eram artigos valiosos para os nossos ancestrais. Alguns corantes eram usados para tingir as roupas da alta sociedade, tais como o material de cor violeta, “tyrian”, conhecido como violeta real e o ácido carmínico (vermelho escuro), esse último obtido pela trituração de pequenos insetos (Coccus cacti L.). Egípcios antigos também usavam o índigo para tingir tecidos. Br

O

H N O V IOLETA

H

REAL

N

“T YRIAN ”

H N

O

CH3 O

HO

Br O

O

H

N

Í NDIGO

HO OH OH OH O OH OH

HO O Á CIDO

OH CARMÍNIC O

Venenos, também eram conhecidos, por exemplo, coniina obtido da árvore Conium maculatum (gênero da Tsuga, família das pináceas) foi tomado por Sócrates quando ele foi sentenciado à morte.

N H C O N I I NA

Outra toxina, estruturalmente mais complexa, como a atropina era obtida a partir da planta conhecida como beladona. Apesar de ser altamente tóxica em grandes quantidades, a atropina é usada, até hoje, em pequenas quantidades para dilatar as pupilas e como um anticolinérgico (bloqueia a ação do neurotransmissor acetilcolina). 6


N

CH3

O O OH A TROPINA

Entretanto, a classificação dos compostos teve início a partir de 1700 com o estudo pioneiro de Carl Wilhelm Scheele isolando compostos orgânicos. Ele isolou ácidos graxos a partir de gordura animal, ácido tartárico a partir de uvas, ácido lático a partir do leite, ácido cítrico a partir do limão, uréia a partir da urina e muitos outros compostos orgânicos. Contudo, nem Scheele e nem os outros Químicos da época tinham conhecimento da estrutura dessas substâncias, ou seja, dos elementos que compunham essas substâncias. Por conta disso, os compostos isolados eram distinguidos de acordo com a sua origem; os compostos obtidos de plantas e de animais foram chamados de orgânicos, para indicar que era originário de um organismo vivo. Aqueles obtidos a partir do reino mineral foram classificados como inorgânicos. Um grande progresso da Química Orgânica foi estabelecido por Antoine Lavoisier, que é por muitos, denominado como o pai da química moderna. Em 1774 ele demonstrou que os compostos orgânicos queimam (combustão) para produzir dióxido de carbono e água, significando que eles são compostos constituídos principalmente por carbono, hidrogênio e talvez oxigênio. Mais tarde ele mostrou que alguns compostos orgânicos derivados de animais também continham nitrogênio. Em 1808 John Dalton propôs a sua teoria atômica, tendo uma enorme contribuição para o entendimento dos compostos inorgânicos. Essencialmente, a teoria de Dalton postulou que os elementos são compostos de pequenas partículas indivisíveis chamadas de átomos e que esses átomos se combinam em pequenas razões para formar os compostos químicos. Apesar de a teoria atômica ter ajudado na explicação da composição de muitos compostos inorgânicos, ela não foi muito útil para os compostos orgânicos muito mais complexos. Ao contrário dos compostos inorgânicos relativamente simples, conhecidos como

h 2 o, n o

e

no2

existe um grande número de compostos orgânicos, todos formados por poucos elementos, porém, com uma vasta variedade de razões, como

c2h2 , c2h4, c2h6 , c3h8

e muitos outros. Difi-

culdades como essa levou Jöns Berzelius, que cunhou o termo de química orgânica em 1808, a escrever o primeiro texto dedicado ao assunto em 1827, interrogando se a teoria atômica e outras leis químicas poderiam ser aplicadas aos compostos orgânicos. 7


Um dos princípios da teoria da força vital (Vitalismo), suportado por Berzelius e outros químicos da época, era que somente os organismos vivos podiam formar os compostos orgânicos. Entre 1828 e 1850, uma série de compostos que eram claramente “orgânicos” foram sintetizados a partir de fontes que eram tidas como “inorgânicas”. A primeira dessas sínteses foi realizada por Friedrich Wöhler em 1828. Wöhler preparou o composto orgânico uréia (inicialmente obtido a partir da urina) a partir do aquecimento de uma solução aquosa de cianato de amônio.

NH 4 C IANATO

NCO

Aquecimento

H2N

O C

NH 2

U RÉIA

DE AMÔN IO

Apesar desse experimento contradizer totalmente o Vitalismo, uma grande comoção foi causada na época pelo fato desses compostos possuírem a mesma fórmula molecular (ch4n2o). Foi a partir desses compostos que Berzelius e Wöhler criaram o termo isômeros (diferentes compostos com fórmulas idênticas). Entre 1858 e 1861, August Kekulé, Archibald Scott Couper e Alexander M. Bulterov, trabalhando independentemente, lançaram as bases para uma das mais importantes teorias da química: a teoria estrutural. Duas premissas centrais são fundamentais: Os átomos nos compostos orgânicos podem formar um número fixo de ligações usando os seus elétrons da camada externa (de valência). O átomo de carbono é tetravalente, isto é, o átomo de carbono tem quatro elétrons na camada de valência e pode formar quatro ligações químicas; H H C H H

Um átomo de carbono pode usar um ou mais elétrons de valência para formar ligações com outros átomos de carbono. H H H C C H H H

H H

C C

H H

H C C H

A partir de então Kekulé definiu a química orgânica como a ciência que estuda os compostos de carbono.

8


Em 1874 as fórmulas estruturais originadas da teoria estrutural de Kekulé, Couper e Bulterov foram expandidas para três dimensões mediante os estudos independentes de J. H. van’t Hoff e J. A. Le Bel. Eles propuseram que as quatro ligações do átomo de carbono no metano, por exemplo, possuíam um arranjo tetraédrico onde átomo de carbono ocupava o centro do tetraedro.

H H

C

H H

Em 1916 foram propostas por G. N. Lewis e W. Kossel as primeiras explicações da natureza das ligações químicas: Ligação iônica, formada pela transferência de um ou mais elétrons de um átomo para o outro formando íons; Ligação covalente, formada quando os átomos compartilham elétrons. Em 1926, uma nova teoria sobre a estrutura atômica e molecular foi proposta independentemente e quase simultaneamente por Erwin Shrödinger, Werner Heisenberg e Paul Dirac. Essa teoria foi chamada de mecânica quântica, é a base para o entendimento atual das ligações químicas nas moléculas e permitiu explicar melhor a relação entre estrutura molecular e reatividade. Atualmente a química orgânica contribui decisivamente para a criação de novas moléculas como os novos materiais, plásticos, tintas, novas cores para as nossas roupas, perfumes para usar, novos medicamentos para curar doenças entre outras utilidades. Algumas pessoas pensam que as atividades inerentes á química orgânica são antinaturais e seus produtos perigosos ou nocivos. Entretanto, diariamente novas moléculas são construídas pelos homens a partir de outras moléculas encontradas na Terra usando as habilidades naturais inerentes ao nosso cérebro. O que não é natural? Para o químico orgânico essa é uma distinção sem sentido. Há compostos tóxicos e os nutritivos, estáveis e os compostos reativos, mas existe apenas um tipo de química: a que vai para dentro de nossos cérebros e corpos assim como a que vai para os nossos balões e reatores, nascida das idéias de nossa mente e da habilidade de nossas mãos.

9


1 Introdução ao estudo dos compostos do carbono Aula 1

Ligação covalente e estrutura molecular A ciência ensina, há muito tempo, que o ponto primordial para a interpretação das propriedades de uma substância química passa inicialmente pelo reconhecimento e compreensão da sua estrutura e das suas ligações químicas. A estrutura de uma substância está diretamente associada à forma com que os átomos estão arranjados no espaço. Já o termo ligações químicas descreve as forças que mantêm os átomos vicinais unidos. O objetivo desse módulo é estudar mais aprofundadamente os orbitais e as teorias de ligação, a teoria da ligação de valência e a teoria dos orbitais moleculares, a fim de entendermos a ligação covalente. É necessário relembrar antes de começar: Estrutura Atômica (Módulo 3 – Química Geral 1); Estruturas de Lewis (Módulo 4 – Química Geral 1); Princípios da estrutura molecular e a teoria r pe n v (Módulo 5 – Química Geral 1).

1 Orbitais e teorias de ligação Os orbitais, tanto atômicos como moleculares, serão objetos de estudo desse módulo. O modelo mecânico quântico do átomo, que é a melhor maneira de explicar as propriedades dos átomos, descreve os elétrons nos átomos como ondas eletromagnéticas. Sabe-se que a localização dos elétrons de valência nos átomos é descrita por um modelo de orbital o que nos permite pensar então nos orbitais como regiões do espaço em que há a probabilidade elevada de se encontrar o elétron, ou ainda, como a descrição da propriedade de onda de um elétron em um átomo. Duas aproximações bastante difundidas que explicam a ligação química baseadas em orbitais são a teoria da ligação de valência (t l v ) e a teoria do orbital molecular (o m ). A primeira foi desenvolvida em sua maioria por Linus Pauling e a sua abordagem está intimamente associada à idéia de Lewis de ligar pares de elétrons entre átomos e pares de 10


elétrons isolados localizados em determinado átomo. Já a segunda, desenvolvida principalmente por Mulliken, descreve a combinação linear de orbitais atômicos para formar um conjunto de orbitais que são propriedades da molécula, e então distribuir os elétrons das moléculas dentro desses orbitais. nota

A teoria de ligação de valência é geralmente o método de escolha para fornecer um retrato qualitativo, visual, da estrutura molecular e de uma ligação. Além disso, essa teoria fornece uma boa descrição das ligações em moléculas em seu estado de energia mais baixo, fundamental. Em contraste, a teoria do orbital molecular é usada quando é necessário um retrato mais quantitativo da ligação, principalmente se quisermos descrever moléculas em estados excitados, ou seja, de energia mais elevada.

2 Orbitais atômicos Erwin Schrödinger desenvolveu uma equação de onda para representar um elétron associado com um núcleo atômico. A solução dessa equação de onda para o átomo de hidrogênio fornece três tipos diferentes de números quânticos que juntos descrevem a orientação espacial do elétron relativo ao núcleo. nota

1

Número quântico principal (n). O número quântico principal pode tomar

como valor qualquer número positivo inteiro. O seu valor define a energia do átomo de hidrogênio (e de outro átomo monoelectrónico de carga nuclear Z). À medida que n aumenta o orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo.

11


2 O número quântico azimutal (l). O número quântico de momento angular, ou azimutal, informa-nos sobre a forma das órbitas. Como o próprio nome indica, o valor de l define o momento angular do elétron, sendo que o aumento do seu valor implica o aumento correspondente do valor do momento angular. Deste modo, a energia cinética do elétron é associada ao movimento angular e esta dependente da energia total do elétron, pelo que é natural que os valores permitidos de l estejam associados ao número quântico principal. Para um dado valor de n, l pode ter como valores possíveis os números inteiros de 0 a (n − 1). 3

O número quântico magnético (ml). O número quântico magnético especi-

fica a orientação permitida para uma nuvem eletrônica no espaço, sendo que o número de orientações permitidas está diretamente relacionado à forma da nuvem (designada pelo valor de l). Dessa forma, este número quântico pode assumir valores inteiros de -l, passando por zero, até +l. Para l = 0, que corresponde ao subnível s, existe somente uma orientação (ml = 0). Já para l = 1, que corresponde ao subnível p, existem três orientações permitidas, que surgem em decorrência dos três valores de ml (+1, 0, -1). Os três orbitais p são denominados px, py e pz e são orientados de acordo com os três eixos cartesianos (x, y e z).

A solução para essas equações de onda que descrevem o movimento do elétron em torno do núcleo são usualmente designadas pela letra grega psi (ψ). Essas soluções são chamadas de orbitais, por analogia às orbitas do modelo planetário clássico. Um orbital é uma função matemática que tem um valor finito em torno do espaço. A função de onda Ѱ não tem significado físico, mas o seu quadrado representa a densidade de probabilidades de se encontrar o elétron (partícula) em uma dada região do espaço. O módulo ao quadrado de Ѱ, no caso atômico, representa também a densidade eletrônica que descreve as regiões, em torno do núcleo, mais prováveis de se encontrar os elétrons. No caso do átomo de hidrogênio, contendo somente um elétron, Ѱ2 representa a densidade de probabilidade de se encontrar o elétron em uma dada região em torno do núcleo. Assim, como os orbitais s têm simetria esférica, a variação de ψ é a mesma em todas as direções, tendo o núcleo na origem da esfera. A forma do orbital 2p pode ser representada, aproximadamente, por uma esfera dividida em duas partes, uma negativa e outra positiva, com o nodo planar sobre o núcleo.

1s

12

2s

N ÓDO

2p


A solução da equação de onda para o átomo de hidrogênio com o seu único elétron no nível quântico de menor energia (número quântico principal n = 1) descreve uma região esférica de densidade de probabilidade de encontrar o elétron relativo ao núcleo. Esse orbital é denominado de orbital atômico 1s e possui uma probabilidade maior do que 95% de encontrar o elétron a uma distância de 1,7 Ao (170 pm) do núcleo.

y z

N ÚCLEO

x O R B I TA L

ATÔ M I C O

1S

Quando a equação de onda é solucionada para um elétron no nível de energia imediatamente superior (número quântico principal n = 2), a solução descreve duas regiões esféricas com alta densidade de probabilidade de encontrar o elétron. Uma está mais próximo do núcleo, portanto com menos energia, orbital 1s e o outro mais distante do núcleo, denominado orbital atômico 2s. Nesse orbital existe um ponto de probabilidade zero de encontrar o elétron (Ѱ0 =0) conhecido como nódo.

N ÓD O N ÚCLEO

O RBITAL

ATÔMICO

N ÓD O

2S

No orbital 1s a densidade de carga (nuvem eletrônica) decresce à medida que se afasta do núcleo. Isto significa que a probabilidade de encontrar o elétron em um dado ponto do espaço diminui à medida que se afasta do núcleo. No caso do orbital 2s a densidade diminui à medida que se afasta do núcleo e fica igual a zero no ponto nodal. Em seguida, aumenta até atingir um ponto de máximo e decresce novamente. A solução para o elétron no segundo nível quântico de energia de um átomo de hidrogênio descreve ainda três orbitais atômicos adicionais, ditos degenerados, pois possuem a mesma energia. Esses orbitais atômicos conhecidos como 2p são simétricos sobre três eixos perpendiculares e possuem maior probabilidade de elétrons nas regiões (lobos) de ambos os lados do núcleo e probabilidade zero de encontrar o elétron no núcleo (nódo). Esses orbitais são designados como 2px, 2py e 2pz, onde x, y, e z são os eixos dos orbitais e correspondem as coordenadas cartesianas tridimensionais. y

y

y

y

ψ+ z

ψ+

ψ+

ψ+

z

ψ+

z

z

ou x

x ψ−

O RBITAIS 2p x 2p y e 2p z

ψ−

O RBITAL 2p

P LANO

x

x

NODA L

ψ−

O RBITAL 2p

P LANO

NODA L

ψ−

O RBITAIS 2p x 2p y e 2p z

13


A densidade de carga para o orbital 2pz consiste de duas nuvens que têm a forma de uma esfera achatada, sendo um posicionado acima do plano nodal e o outro, abaixo.

3 Orbitais Moleculares A mecânica quântica providencia um modelo de configuração eletrônica para o átomo de hidrogênio que serve como base para outros átomos. A idéia desenvolvida para um átomo simples pode ser aplicada para interações entre outros átomos, isto é, para a formação de ligações químicas. Veremos que as soluções obtidas para a equação de onda usada para descrever os elétrons de dois átomos individuais (orbitais atômicos) são combinadas para formar os orbitais moleculares. O resultado da sobreposição dos orbitais atômicos é a formação de uma nova função de probabilidade (orbital molecular) dos elétrons associados numa ligação química, similares as descritas para os elétrons nos orbitais atômicos. Por que ocorre a combinação (sobreposição) dos orbitais atômicos? A resposta é simples, estabilidade, ou seja, o orbital molecular formado tem menos energia do que os orbitais atômicos isoladamente. Em um átomo, sabemos que os elétrons são carregados negativamente e por isso atraído pelo núcleo que é carregado positivamente. Os dois átomos de hidrogênio aproximam-se um do outro a partir de uma distância infinita e os elétrons de um átomo são atraídos pelo núcleo do outro átomo. Essa atração mútua aumenta coma diminuição da distância entre os átomos. Entretanto, se os átomos continuarem a se aproximar os núcleos carregados positivamente irão se repelir. nota

Na combinação dos átomos existe uma distância ideal onde a energia potencial assume valores mínimos. Essa distância é chamada de comprimento de ligação: e é igual a 0,74 Ao para a molécula de hidrogênio. A energia necessária para quebrar essa ligação é chamada de força de ligação.

H

H

1s

1s

Aumento da energia potencial

Aproximação dos orbitais atômicos

Repulsão H-H

Combinação (sobreposição) dos orbitais atômicos 1s dos átomos de hidrogênio

E LÉTRONS

C O M PA R T I L H A D O S

H

H

Ponto de menor energia = distância ideal

D ISTÂNCIA

ENTRE OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNI O

Os átomos de hidrogênios separados possuem mais energia (são menos estáveis) do que a molécula de hidrogênio. Portanto, os átomos se ligam mediante o compartilhamento de elétrons para formar mo3 Orbitais Moleculares 14


4 Teoria dos Orbitais Moleculares (t o m ) O modelo mais simples quanto-mecânico aproximado para os elétrons de uma ligação química deriva da combinação das funções de onda (ψ1 e ψ1) para os dois átomos de maneira análoga à combinação descrita para a molécula de hidrogênio. A nova função de onda é uma combinação linear de orbitais atômicos (c l o a ). A teoria dos Orbitais Moleculares considera que os orbitais atômicos, do nível de valência, deixam de existir quando a molécula se forma, sendo substituídos por um novo conjunto de níveis energéticos que correspondem a novas distribuições da nuvem eletrônica (densidade de probabilidade). Esses novos níveis energéticos constituem uma propriedade da molécula como um todo e são chamados, conseqüentemente de orbitais moleculares. nota

A efetividade da combinação linear dos orbitais atômicos deve satisfazer duas condições primordiais: os orbitais atômicos devem ter energias comparáveis e a sobreposição entre eles deverá ser significativa.

As funções de onda dos elétrons podem interagir de uma maneira construtiva, ou seja, os orbitais atômicos envolvidos se combinam em uma mesma fase (mesmo sinal) ou de maneira destrutiva, onde ocorre a combinação dos orbitais atômicos fora de fase (sinais diferentes). A combinação construtiva dos orbitais atômicos aumenta a densidade de probabilidade do elétron entre os núcleos e formam um orbital molecular ligante energeticamente favorecido. Já o orbital molecular antiligante (representado com um asterisco) resulta da interação destrutiva dos orbitais atômicos e possui uma região de densidade de probabilidade zero (um nódo) entre os núcleos. Sobreposição construtiva

ψa (1s)

ψb (1s)

+

σ 1s +

F UNÇÃO

a

b

F U N Ç ÃO

DE O N D A D O

ORBITAL ATÔ M I C O A

DE ONDA DO

a O RBI TA L

b MOLECULAR LIGANTE

O R B I TAL ATÔMICO B

Sobreposição destrutiva

ψa (1s)

a

σ∗ 1s

+

-

+

b

-

ψb (1s)

F UNÇÃO

DE ONDA DO

ORBITAL ATÔMICO A

F UNÇÃO

a

DE ONDA DO

ORBITAL ATÔMICO B

b Nódo

O RBITAL

MOLECULAR ANTILIGANTE

15


D ENSIDADE E LETRÔNIC A

a P OSIÇÃO

b NO EIXO INTERNUCLEAR

No exemplo anterior dois orbitais atômicos combinaram para produzir dois orbitais moleculares. O número de orbitais moleculares deve ser sempre igual ao número de orbitais atômicos que são combinados. nota

No preenchimento dos orbitais moleculares com os elétrons são usados os mesmos critérios que foram usados para os orbitais atômicos: 1 Os primeiros orbitais moleculares a serem prenchidos com elétrons são os e menores energias; 2

Os orbitais moleculares degenerados deverão ser primeiro preenchidos par-

cialmente com elétrons de mesmo spin. Posteriormente esses orbitais deverão ser preenchidos, se assim houver necessidade, com elétrons de spin contrários; 3 Não mais do que dois elétrons com spins contrários poderão ocupar o mesmo orbital molecular.

O orbital molecular ligante é energeticamente mais favorecido do que os orbitais atômicos, enquanto que o orbital molecular antiligante é menos favorecido. Dois elétrons, um de cada átomo, são acomodados no orbital molecular ligante. Já o orbital molecular antiligante permaOrbital molecular antiligante

nece vaziodonohidrogênio estado fundamental da molécula de hidrogênio. Ha

ψa (1s)

Orbital molecular antiligante do hidrogênio Nódo

Hb

Orbital atômico do hidrogênio

Orbital atômico do hidrogênio

ψa (1s) + ψb (1s) Orbital molecular ligante do hidrogênio H-H

=

+

ψb (1s)

E NERGIA

E NERGIA

ψa (1s) - ψb (1s)

ψb (1s)

ψa (1s)

=

+ ψa (1s)

16

ψb (1s)

Orbital molecular ligante do hidrogênio


Pela combinação linear de um orbital 2s de um átomo A com um orbital 2s do átomo B, obtemos aproximações dos orbitais moleculares σ2s, ligante e antiligante. O processo é completamente análogo ao empregado para os orbitais 1s dos átomos de hidrogênio, exceto pelo fato de os orbitais atômicos 2s possuirem um plano nodal cada. Nódo Núcleo

O RBITAL

ATÔMICO

2S

Combinação favorável entre orbitais atômicos 1s de dois hidrogênios produz um orbital molecular ligante que é cilindricamente simétrico sobre o eixo internuclear. Elétrons atribuídos a tais orbitais moleculares possuem alta probabilidade de estarem localizados no volume entre os núcleos. A ligação formada quando os dois elétrons ocupam esse orbital molecular no eixo internuclear é a ligação sigma (σ). O orbital antiligante associado a ele é denominado sigma estrela (σ*).

+ ψa (1s)

O RBITAIS

ψb (1s)

ATÔMICOS

HIDROGÊNIO

1S

ψa (1s) + ψb (1s) DO

S OBREPOSIÇÃO ORBITAIS

Orbital molecular ligante da molécula de hidrogênio

DO PAR DE

1S

.

Dois tipos diferentes de orbitais atômicos podem também combinar para produzir o orbital molecular de uma ligação sigma. A combinação de um orbital atômico 1s com um orbital atômico 2p forma um orbital molecular ligante normalmente com forma diferente daquela obtida por dois orbitais atômicos 1s ou 2p, porém, a maior probabilidade de encontrar o elétron é ainda simetricamente orientada em torno do eixo internuclear. O orbital molecular sigma ligante ordinariamente acomoda elétrons atribuídos às ligações simples nas moléculas orgânicas.

+ ψa (1s)

x

x Orbital molecular ligante da ligação sigma

O RBITA L 2 P X

x

S OBREPOSIÇÃO

DO ORBITAL

COM O ORBITAL

1S

2 PX

17


A combinação de dois orbitais p pode produzir resultados diferentes dependendo de quais orbitais p são usados. Se o eixo x é o eixo de ligação, então dois orbitais 2px podem se sobrepor apropriadamente se eles se aproximarem segundo um único eixo. Os orbitais moleculares resultantes constituem, como antes, um orbital ligante (σx) com carga eletrônica acumulada entre os núcleos e um orbital molecular antiligante (σ*x) com decréscimo de carga entre os núcleos. Esses orbitais são também classificados como σ, porque são simétricos ao redor do eixo de ligação. Eles são designados σx e σ*x para indicar que derivaram de orbitais atômicos px.

E N ERGI A

P L A NO

O RBI TA L 2 P X

O R B I TA L 2 P X

x

N O D AL

O R B I TA L σ∗x

+

O R B I TA L σx

Outro importante tipo de ligação nas moléculas orgânicas é a ligação pi (π). Ligações pi resultam da interação de orbitais atômicos p paralelos localizados em átomos adjacentes. A sobreposição lado a lado em fase desses orbitais levam a formação do orbital molecular pi ligante (π). Já a sobreposição fora de fase formará o orbital molecular pi antiligante (π*). Os elétrons atribuídos ao orbital molecular π tem grande probabilidade de serem encontrados nas regiões acima e abaixo do eixo internuclear.

E NERGIA

Plano nodal

Orbital 2py

Orbital 2py

Orbital molecular π∗

Orbital 2py

Orbital 2py

Orbital molecular π

nota

Os orbitais moleculares π são associados às ligações múltiplas nos compostos orgânicos. As duplas ligações carbono-carbono e carbono-oxigênio são exemplos importantes. Quatro elétrons ocupam os orbitais ligantes dessas ligações duplas. Dois elétrons são atribuídos na ligação σ localizados ao longo da linha interatômica e dois elétrons completam o orbital molecular ligante π, acima e abaixo do plano molecular.

18


Para a construção dos orbitais moleculares, considera-se primeiro que os orbitais atômicos estejam vazios. Faz-se a combinação destes formando os orbitais moleculares ligantes e antiligantes. Os elétrons são então distribuídos nos orbitais moleculares seguindo as regras de Hund e Pauli. Na figura a seguir aparece o diagrama de orbitais moleculares para moléculas diatômicas homonucleares formadas com átomos do primeiro ou segundo período. Após a distribuição de todos os elétrons, pode-se calcular a ordem de ligação para a molécula. Para tal, basta diminuir do número total de elétrons que ocupam os orbitais ligantes da quantidade de elétrons que ocupam os orbitais antiligantes e dividir por dois. O número obtido representa a quantidade de ligações entre os dois átomos. Considere-se, por exemplo, a formação da molécula do oxigênio. Cada átomo possui oito elétrons, totalizando dezesseis. Estes elétrons devem ser distribuídos no diagrama conforme mostrado na figura a seguir. Pode-se observar que dez elétrons ocupam orbitais ligantes (σ1s, σ2s, σ2px , σ2py e σ2pz ) e seis orbitais antiligantes (π*1s, π*2s, π*2py e π*2pz). Note que no preenchimento dos orbitais moleculares para a formação da molécula de oxigênio existem dois elétrons desemparelhados em orbitais antiligantes π*2py e π*2pz o que explica perfeitamente as propriedades paramagnéticas da molécula de oxigênio. Molécula de Oxigênio - O=O σ∗

σ∗ 2p

y

x

π∗

π∗

π

π

z

x

y

z

π∗ π x

y

x

z

y

z

σ

σ

E NERGIA

π∗ π

σ∗

σ∗

σ

σ

σ∗

σ∗

2s

1s

Orbital atômico

σ

Orbital atômico

Orbital molecular

Orbital atômico

σ

Orbital atômico

Orbital molecular

5 Teoria de Ligação de Valência (t lv ) A teoria da ligação de valência (t l v ) foi desenvolvida em 1927 por Heitler e London como uma interpretação da teoria de Lewis sob o ponto de vista da mecânica quântica, ou seja, ela descreve a formação da ligação química a partir da sobreposição dos orbitais atômicos de valência, sem que ocorra, no entanto perda das características individuais destes. 19


nota

A força da ligação é proporcional à superposição dos orbitais atômicos. Em conseqüência os átomos na molécula tendem a ocupar uma posição em que haja um máximo de superposição entre os orbitais. Como exemplo descrevemos novamente a formação da molécula de hidrogênio (H 2), onde para a formação da ligação ocorre a sobreposição de dois orbitais atômicos dos hidrogênios. Por razões derivadas do princípio de Pauling, somente elétrons com spins emparelhados podem contribuir para uma ligação na t l v .

+

+

1s

1s

+

+

+

=

+ H2

No exemplo acima, a ligação formada é denominada de ligação sigma (σ). Uma ligação σ tem uma simetria cilíndrica ao redor do eixo internuclear, e os elétrons têm um momento angular orbital zero sobre esse eixo. Conforme descrito na teoria dos orbitais moleculares, uma ligação π surge do emparelhamento dos elétrons em dois orbitais p que se aproximam lado a lado. Um elétron em uma ligação π tem uma unidade de momento angular sobre o eixo internuclear. Cabe ressaltar que a sobreposição dos orbitais atômicos para formar a ligação π é menos eficiente do que a sobreposição dos orbitais na formação da ligação σ, o que explica o fato da ligação σ ser mais forte do que a ligação π.

6 Orbitais Híbridos A extensão dos conceitos de orbitais atômicos para moléculas providencia uma correlação interessante com as propriedades da molécula de hidrogênio, mas não é suficiente para relatar muitas características de compostos orgânicos mais complexos. Precisamos agora olhar diferentes formas de combinar mais de dois átomos ao mesmo tempo. Para algumas moléculas como o H2S e PH3, que possuem todos os ângulos iguais a 90o, as ligações são feitas diretamente com os orbitais atômicos p (que possuem ângulos de 90o) do átomo central mediante a combinação simples com os orbitais atômicos 1s do átomo de hidrogênio. (1 s)

(1 s) H H

py

(1 s)

P

H

H

(1 s)

20

H

px

pz

O R B I TA IS

px

S

P DO ÁTOMO

D E F ÓSFORO

py

(1 s)

O RBITAIS

P DO ÁTOMO

DE ENXOFRE


Entretanto, como podemos explicar os ângulos das ligações na molécula de água (104º), na amônia (107º) e no metano (109º) através da combinação dos orbitais p dos átomos centrais, que como mostrado anteriormente possuem ângulos de 90º com os orbitais 1s dos átomos de hidrogênio? Além disso, como explicar as geometrias dessas moléculas onde as duas primeiras são quase tetraédricas e o metano tetraédrico? Pauling e Slater desenvolveram um modelo modificado satisfatório para explicar as ligações covalentes em moléculas mais complexas baseado na mecânica quântica introduzindo o conceito de hibridação de orbitais. nota

Hibridação de orbitais, em sua forma mais simples, nada mais é do que uma aproximação matemática que envolve a combinação de funções de onda individuais dos orbitais s e p de um mesmo átomo para obter novas funções de onda correspondentes aos novos orbitais. Esses novos orbitais, tem em proporções variáveis, propriedades semelhantes a dos orbitais atômicos originais separadamente e são chamados de orbitais atômicos híbridos. A. Carbono Tetraédrico – Orbital Atômico Híbrido sp3 O metano (CH4) é o hidrocarboneto mais simples que possui um átomo de carbono tetracoordenado. A molécula possui quatro ligações carbono-hidrogênio equivalentes com todos os ângulos H-C-H idênticos e igual a 109,5º o que lhe confere uma geometria tetraédrica. Portanto, o metano deverá ter quatro orbitais moleculares equivalentes resultantes da sobreposição dos orbitais atômicos do carbono com um orbital atômico de um dos hidrogênios. A pergunta é como explicar essas propriedades? O átomo de carbono tem, de fato, quatro elétrons no segundo nível quântico principal, mas os dois elétrons atribuídos ao orbital atômico 2s são emparelhados e estão indisponíveis para formar novas ligações. Uma maneira de conseguir quatro elétrons disponíveis para formar as ligações do átomo de carbono com os átomos de hidrogênio existente na molécula do metano é promover um elétron do orbital 2s para o orbital vazio 2p. Apesar da promoção do elétron para níveis maiores necessitar de energia adicional, a formação de novas ligações prontamente compensa essa energia. Dessa forma, quatro elétrons desemparelhados atribuídos aos

Estado Fundamental

Estado Excitado

2p

2p

x

y

z

2s

Energia

Energia

orbitais 2s e 2p estão agora disponíveis para formar as quatro ligações do átomo de carbono.

x

y

z

2s

1s

1s

Orbital atômico do carbono

Orbital atômico do carbono

21


Entretanto, ainda existe alguns problemas. Primeiro, se fossem usados diretamente orbital atômico 2s e os três orbitais 2p do carbono para efetuar a sobreposição com os orbitais atômicos 1s dos hidrogênios não seriam formados, obviamente, quatro orbitais moleculares ligantes idênticos como ocorre na molécula do metano. Segundo, o orbital atômico 2p do carbono não tem a geometria correta para permitir um arranjo tetraédrico dos átomos de hidrogênio em torno do átomo de carbono. Isso deverá fornecer uma sobreposição inadequada entre os orbitais atômicos o que acarretaria na formação de uma ligação fraca, o que não ocorre na molécula do metano. Como solucionar esses problemas? A formação de quatro orbitais atômicos híbridos sp3 para o átomo de carbono soluciona esses problemas e explica satisfatoriamente as propriedades da molécula do metano. Nesse modelo, quatro orbitais são misturados – hibridizados – e quatro novos orbitais atômicos híbridos degenerados (mesma energia) são obtidos. Esses orbitais híbridos são chamados de orbitais sp3 para indicar que eles possuem um 1/4 do caráter de um orbital s e 3/4 do caráter de um orbital p. E S TA D O

y

x

z

2s

Hibridação

2s

Orbital atômico do carbono

1s

Orbital atômico do carbono

Orbital atômico do carbono

y

ψ− ψ+

x

O R B I TA I S D E S S E S

SÃO FORMADOS

2s

O R B I TA L 2pz

O R B I TA L 2p x

Q U AT R O

O R B I TA L 2py

z

2s

Orbitais híbridos sp³

1s

1s

HIBRIDIZAD O

z

E NERGIA

y

E NERGIA

x

E STADO

EXCITADO

2p

2p

E NERGIA

E STADO

F U N D A M E N TA L

O R B I TA L

O R B I TA L 2p y

HÍBRIDO

sp3

nota

O tratamento matemático da hibridação dos orbitais também mostra que os quatro orbitais sp3 deverão ser orientados com ângulos de 109, 5º. Esse valor é precisamente a orientação espacial dos quatro átomos de hidrogênio em torno do carbono na molécula do metano. Para facilitar o entendimento nesse texto só serão mostrados os orbitais moleculares ligantes formados pela sobreposição dos orbitais atômicos híbridos com outros orbitais atômicos híbridos ou não.

H

sp 3

A DICIONA QUATRO H

sp 3

H sspp 3

22

H

C OMBINA

sspp 3 H

109,5º

SP ³ E 1 S

H

C H

C H

H


Os ângulos de ligações dos átomos de carbono no etano (C2H6), e de todos os alcanos, também são tetraédricos como no metano. Um modelo satisfatório para o etano pode ser obtido pelos átomos de carbono com hibridação sp3. H

C

C

+

C ABONO

SP³

C ABONO

H

H

+ 6

H

C

H

C H

L IGAÇÃ O Σ

H

SP ³

L IGAÇÕES σ

A hibridação dos orbitais atômicos não é uma aproximação matemática exclusiva do átomo de carbono. Baseado na geometria molecular obtido pelo modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (v s e p r ) pode-se por exemplo, atribuir hibridações sp3 para os átomos de nitrogênio e oxigênio nas moléculas de amônia e metanol, respectivamente. σ Csp3-H H1s H

N H

H

H

A MÔNIA

H

H

N

H

H

C

H H

H

O H

H

G EOMETRIA TETRAÉDRICA 3 σ Nsp3-H 1s

O

C

-O Osp33 sp3 3-

H

σ Osp3-H1s

B. Carbono Trigonal Planar – Orbital Atômico Híbrido sp2 O eteno (C2H4) é o hidrocarboneto mais simples que possui ema dupla ligação carbono-carbono. Os seis átomos, dois carbonos e quatro hidrogênios são coplanares e possuem ângulos de ligação de aproximadamente 120º. As ligações no eteno podem ser obtidas assumindo que o átomo de carbono utiliza três orbitais atômicos híbridos sp2 e um orbital p. Os três orbitais híbridos do carbono são obtidos através da combinação de um orbital atômico 2s e dois dos três orbitais atômicos 2p. A maior densidade eletrônica (lobos dos orbitais) dos orbitais híbridos sp2 estão coplanares entre si e perpendiculares ao orbital não hibridizado remanescente p, com ângulos de 120º entre os seus eixos. Sua orientação é trigonal. A sobreposição dos orbitais atômicos híbridos sp2 dos átomos de carbono no eixo internuclear forma a ligação σ carbono-carbono. Já a sobreposição lateral dos orbitais atômicos p dos átomos de carbono dá origem a ligação π.

2p x

y

x

z

2s 1s

Orbital atômico do carbono

E NERG IA

2p

E NERG IA

E S TA D O

FUNDAMENTAL

E S TA D O

E X C I TA D O

y

HIBRIDIZADO

Hibridação z

z

2s 1s

Orbital atômico do carbono

E NER GIA

E STADO

Orbitais híbridos sp² 1s

Orbital atômico do carbono

23


O R B I TA L 2py

z ψ− ψ+

x

2s

+

2s

O R B I TA L 2pz

O R B I TA L 2p x

O R B I TA L 2p y O R B I TA L

H Í B R I DO

S OBREPOSIÇÃO

sp 2

H C

O RBITAL

C

H

H

P

120º

C

sp 2

H

sp 2

H C

C H

120º

E TENO

DE ORBITAIS P

π C p -C p

120º H

sp2

H σ C sp2-C sp 2

A interação entre os orbitais atômicos p paralelos dos carbono é melhor visualizada quando construimos um modelo no plano do esqueleto σ da molécula do eteno. Observe a diferença no formato do orbital molecular ligante de uma ligação π, quando comparado com a ligação σ. Uma ligação σ tem simetria cilíndrica ao redor de uma linha conectando os dois núcleos ligados. Já a ligação π tem um plano nodal passando através dos dois núcleos ligados e entre os lóbulos do orbital molecular ligante. S OBREPOSIÇÃO

DE ORBITAIS

σ Csp 2- H1s

p

π Cp- Cp H

H

H

C

C H

H

C σ Csp 2- Csp 2 C

H

π Cp- C p

σ Csp 2- Csp 2

H

H H

H

C

C

H H

σ Csp 2- H1s

Compostos orgânicos simples, como por exemplo a metanimina e o formaldeído possuem respectivamente os átomos de nitrogênio e oxigênio com hibridação sp2. A geometria molecular trigonal segundo o modelo v s e p r de ambos corrobora com essa hibridação. π Cp- N p

p H

H C

N

H

M E TA N I M I N A

24

π Cp- O p

p

sp²

H sp² σ C sp 2- Nsp 2 N sp² C H

π Cp- N p

p H

H C

O

H

sp²

F O R M A L D E Í DO DO

p

sp²

H sp² σ C sp 2- Osp 2 O sp² C H

π Cp- O p

sp²


C. Carbono Linear – Orbital Atômico Híbrido sp O composto orgânico mais simples contendo uma tripla ligação é o etino (C2H2). Essa molécula possui uma geometria molecular linear com ângulos de 180º contendo três ligações σ e duas ligações π. Cada átomo de carbono forma duas ligações s com átomos de hidrogênio e uma ligação s enttre eles. Portanto, dois orbitais atômicos híbridos com geometrias lineares são necessários. Esses orbitais híbridos são formados pela hibridação de um orbital atômico 2s e um orbital 2p do carbono. Os orbitais atômicos p remanescentes são responsáveis pela

formação das ligações π.

2p

y

2p

z

2s

z

y

2s

1s ATÔMICO

1s

O RBITAL

DO CARBONO

z

Orbitais hibridos sp

1s

O RBITAL

HIBRIDIZADO

Hibridação

y

x

E NERGIA

E NERGIA

x

E S TA D O

E S TA DO E X C I TA D O

F U N D A M E N TA L

E NERGIA

E S TA D O

O RBITAL

ATÔMICO

DO CARBONO

ATÔMICO

DO CARBONO

Orbital 2py

z yy+

x

+

2s

+

Orbital 2px

2s

O RBITAL

Orbital 2pz

HÍBRIDO SP ²

Orbital 2py

p Cpy - C py

Py

pPyy

Pz

H C

C H

sp

sp sp

sp

E T I NO 180°

H

sp sp pPzz

pPyy sp s Cspsp-CCsp

pPzz

sp

H

p Cpz - Cpz

A ligação tripla pode também ser formada entre o átomo de carbono e outros elementos. A mais importante é a ligação tripla CN presente no cianeto ou nitrila. Tanto carbono quanto o nitrogênio são hibridizados sp conferindo às nitrilas uma geometria molecular linear, colocando o par de elétrons desemparelhado do nitrogênio em um orbital sp também.

25


p Cpy - C py H

pPyy

sp³ H3 C

C

N

sp³

H

sp³

A C E TO N I T R I L A

sp³

C

sp sp

pPyy

-C C ss CC sp sp-Cspsp

pPzz

H

pPzz

sp

N

p Cpz - Cpz

7 Energia dos Orbitais Moleculares Em geral, os orbitais moleculares de menor energia são os orbitais moleculares sigma ligantes. Eles possuem baixa energia, pois a sobreposição dos orbitais atômicos ocorre no eixo internuclear, sendo por isso muito efetiva. Por essa mesma razão os orbitais moleculares sigma antiligantes são os mais energéticos. Os orbitais moleculares pi ligantes não são tão estáveis quanto os orbitais sigma ligantes pois a sobreposição dos orbitais atômicos ocorre lateralmente sendo por isso menos efetiva. Por razões semelhantes os orbitais pi antiligantes possuem menos energia do que os orbitais sigma antiligante. Finalmente os orbitais não ligantes, ou seja, não é nem ligante e nem antiligante possuem energias intermediárias entre os orbitais moleculares ligantes e antiligantes.

O RBITAIS M OLECULARES

Maior energia Energia

Sigma antiligante Pi antiligante Não ligante Pi ligante

Menor energia

Sigma ligante

Veja a seguir diagramas de níveis de energia dos orbitais moleculares de alguns compostos orgânicos poliatômicos. 5 σ∗

3 σ∗

C

C

H

H

E TANO

H

H

C

C

H

H H

π∗ C-C π

E T ENO

π∗ C -O H

C-C

C

O

H

F ORMALDEÍDO

O R BITAI S

Energia

H

H

Energia

H

Energia

7 σ∗

π

5σ 3σ

26

ATÔMICOS

NÃ O LIGANTES DO OXIGÊNI O

C -O


Resumo e Palavras-chave Um átomo é constituído de um núcleo carregado positivamente rodeado por um ou mais elétrons negativamente carregados. A estrutura eletrônica de um átomo é melhor descrita por uma equação de onda mecânico-quântica, onde se considera que os elétrons ocupam os orbitais atômicos em torno do núcleo. A definição de orbitais atômicos consiste na região em torno do núcleo onde há a maior probabilidade de se encontrar os elétrons. Esses orbitais possuem diferentes níveis quânticos de energias e formas diferentes que podem ser descrito pelos números quânticos obtidos a partir da solução da equação de onda de Shrödinger para o átomo de hidrogênio. Por exemplo, os orbitais s são esféricos e os orbitais p são lobulares. A configuração eletrônica de um átomo pode ser obtida através do preenchimento dos orbitais atômicos adequados com elétrons, seguindo o princípio da construção. As ligações covalentes são formadas quando um par de elétrons é compartilhado por mais de um átomo. De acordo com a teoria de ligação de valência (tlv), o compartilhamento de elétrons ocorre devido à sobreposição de dois orbitais atômicos de valência, sem que ocorra, no entanto perda das características individuais destes. Já na teoria de orbital molecular (tom) as ligações resultam da combinação matemática de orbitais atômicos para formar os orbitais moleculares ligantes e antiligantes que pertencem à molécula como um todo. As ligações formadas mediante a sobreposição frontal de orbitais atômicos no eixo internuclear sendo simetricamente cilíndricas são denominadas ligações sigma (σ). Já as ligações obtidas pela sobreposição lateral dos orbitais atômicos p são chamadas de ligações pi (π). Um modelo modificado satisfatório para explicar as ligações covalentes em moléculas mais complexas baseado na mecânica quântica utiliza o conceito de hibridação de orbitais. Esses novos orbitais, tem em proporções variáveis, propriedades semelhantes a dos orbitais atômicos originais separadamente e são denominados orbitais atômicos híbridos. Quando o carbono ou qualquer outro átomo dorma somente ligações simples com geometria tetraédrica, eles utilizam quatro orbitais atômicos híbridos sp3 equivalentes. Nas ligações duplas com geometria trigonal planar são utilizados três orbitais atômicos híbridos sp2 equivalentes e um orbital atômico p não hibridizado. A ligação tripla com geometria molecular linear, os átomos utilizam dois orbitais atômicos híbridos sp equivalentes e dois orbitais p não hibridizados. Esses orbitais sp3, sp2 e sp são obtidos mediante a mistura – hibridação – interna, em proporções variáveis, dos orbitais atômicos s e p de um determinado átomo. Os orbitais moleculares podem ser organizados em diagramas de níveis de energia. Os orbitais moleculares ligantes são sempre mais estáveis do que os não ligantes e estes por sua vez, possuem menos energia do que os orbitais moleculares antiligantes. Os orbitais moleculares ligantes sigma são menos energéticos do que os orbitais pi pois a sobreposição frontal dos orbitais atômicos é mais efetiva do que a sobreposição lateral que ocorre nos orbitais atômicos para formar o orbital molecular pi.

27


Ao término dessa aula você deverá ser capaz de: Saber que os elétrons tem diferentes níveis de energia; Como os elétrons são distribuídos nos orbitais atômicos; Como os orbitais atômicos se combinam para formar os orbitais moleculares; Por que as moléculas orgânica possuem estruturas lineares, trigonais e tetraédricas; Correlacionar a forma das moléculas com a estrutura eletrônica; Construir diagramas de níveis de energia dos orbitais moleculares para molécula simples; Predizer a localização dos pares de elétrons não ligantes e os orbitais vazios; Identificar uma ligação sigma ou pi e entender como elas são formadas; Identificar a hibridação de todos os átomos de uma molécula; Identificar o tipo de orbital molecular ocupado por cada par de elétrons em uma molécula e designar os orbitais atômicos que interagiram para formar aquele orbital molecular;

Olhando a diante Os mecanismos das reações orgânicas dependem dos orbitais moleculares; Deslocalização eletrônica e conjugação; Reatividade deriva das energias dos orbitais molecularres.

A t i v i da des 1ª Questão: Compare as estabilidades relativas das moléculas O2, O2+ e O2-, explicitando o critério seguido. 2ª Questão: Considere as seguintes configurações eletrônicas de várias moléculas:

I

σ 12sσ 1*2s σ 22sσ 2*2sσ 22pxπ 22pyπ 22pzπ 2*0pyπ 2*0pzσ 2*0px

II σ 12sσ 1*2s σ 22sσ 2*2sσ 22pxπ 22pyπ 22pzπ 2*1pyπ 2*0pzσ 2*0px III σ 12sσ 1*2s σ 22sσ 2*2sσ 22pxπ 22pyπ 22pzπ 2*2pyπ 2*1pzσ 2*0px VI σ 12sσ 1*2s σ 22sσ 2*2sσ 22pxπ 22pyπ 22pzπ 2*1pyπ 2*1pzσ 2*0px V σ 12sσ 1*2s σ 22sσ 2*2sσ 22pxπ 22pyπ 22pzπ 2*1pyπ 2*0pzσ 2*1px 28


Leia atentamente o conjunto de afirmações que se seguem e classifique-as como Verdadeiras (V) ou Falsas (F) justificando as razões da sua escolha: a) A configuração I corresponde a uma espécie molecular diamagnética. b) A configuração III representa uma espécie cuja ordem de ligação é 2. c) A configuração V apresenta todos os elétrons no estado de mais baixa energia. d) A configuração IV apresenta 4 elétrons efetivamente ligantes. e) A configuração II apresenta 5 elétrons não-ligantes. 3ª Questão: As moléculas mostradas a seguir são substâncias com atividade farmacológica. Assinale apropriadamente a hibridação de todos os átomos, exceto os átomos de hidrogênio em cada uma dessas moléculas. OH

H 3C O

H

O

OH

OH

N

O O

Metaprolol Tratamento da hipertensão

O2N

OH

O

Warfarina Anticoagulante

HS

O

Cl

HO

CO 2H

H

HO

N H

Captopril Tratamento da hipertensão

O

O

HO

N

Cl

Clorafenicol Antibiótico

NH 2 CH 3

H N

HO

Serotonina Neurotransmissor humano

OH

Vitamina C

4ª Questão: Os dois compostos a seguir são isômeros, isto é, eles são compostos diferentes com a mesma fórmula molecular. (a) Por que essas moléculas não se convertem naturalmente uma na outra? (b) A absorção de luz pela dupla ligação na molécula, favorece a interconversão dessas duas moléculas, explique essa afirmativa. H R

C C

R

H

H

R

C C

trans

H R

cis

5ª Questão: Os antagonistas do receptor NMDA constituem-se em promissores agentes para o tratamento da dor neuropática. Alguns desses agentes estão apresentados abaixo. Para cada um deles identifique o tipo de hibridação adotada pelo(s) átomo(s) de nitrogênio(s), sua geometria e diga ainda em qual orbital está localizado o para de elétrons não ligante. Justificando a sua resposta. OH

OH N HO

CH 3 1

O

H N O

S O

N 2

F

O O H 3C S N H3C

N N H

N 3

29


6ª Questão: O linestrenol, um componente de alguns anticoncepcionais, mostrado a seguir. Localize na sua estrutura um exemplo de cada tipo de ligação ou átomo a seguir: a) uma ligação covalente muito polarizada; b) uma ligação covalente pouco polarizada; c) um átomo de carbono sp, sp2 e sp3; d) uma ligação entre átomos de hibridação diferentes. H 3C OH C CH

Linestrenol 7ª Questão: O [2,2,2]-propelano, uma molécula pouco comum, está representada a seguir. Considere os parâmetros estruturais dados e decida que esquema de hibridação descreve melhor os átomos de carbono marcados com um asterisco. Que tipo de orbitais são usados para formar a ligação entre eles? Você acha que essa ligação é mais forte ou mais fraca do que uma ligação carbono-carbono, que geralmente tem comprimento igual a 1,54 Å? H2C H2C H2C

C *

CH2 C * CH 2 CH2

1,60 Aº

120º [2,2,2]-propelano

8ª Questão: Usando a Teoria das Orbitais Moleculares preveja os valores relativos das distâncias internucleares nas seguintes espécies: H2, H2+ e He2+. 9ª Questão: Das sobreposições entre os orbitais mostrados a seguir, uma é ligante, a outra antiligante e a restante é não ligante. Correlacione os modelos esquemáticos de orbitais com essas interações e explique a sua resposta. + -

B

-

+

- +

+

+

+

C

A

10ª Questão: Por que você acha que ninguém jamais foi capaz de preparar o ciclopentino como uma molécula estável?

Ciclopentino 28


Aula 2

Ressonância e a Teoria do Orbital Molecular Em todas as moléculas apresentadas até agora um modelo adequado de ligação covalente foi obtido fazendo uma aproximação onde cada orbital molecular está localizado em apenas dois átomos. Muitas vezes, entretanto, esses orbitais moleculares localizados não são um modelo muito bom para descrever certas ligações covalentes. As situações em que a descrição de um orbital molecular localizado não pode ser usada como um modelo adequado são as mesmas em que estruturas de Lewis normais são inadequadas, ou seja, situação em que a ressonância (deslocalização eletrônica) é necessária para descrever uma ligação. Em tais moléculas é necessário usar os orbitais moleculares deslocalizados (orbitais moleculares que incluem os orbitais atômicos de mais de dois átomos) para descrever uma ligação. De fato, ressonância e orbitais moleculares deslocalizados são apenas maneiras diferentes de descrever o mesmo tipo de ligação química. Não é necessário aprofundar excessivamente os estudos sobre os orbitais moleculares deslocalizados, mas apenas uma breve discussão para facilitar o entendimento sobre ressonância e quando ela deve ser usada. É necessário relembrar antes de começar Estruturas de Lewis (Módulo 4 – Química Geral 1); Ligação covalente e estrutura molecular (Módulo 1 – Química Orgânica I);

1 Ressonância e Conjugação Considerando o ânion formiato como exemplo, existem duas estruturas de Lewis equivalentes (comumente chamadas de estruturas de ressonância) que podem ser escritas e ambas as estruturas desse íon covalente estão corretas. A melhor forma de representar o ânion formiato é através do híbrido de ressonância das duas formas individuais e que possui as características de ambas as formas. Experimentos confirmam que as duas ligações carbono-oxigênio são idênticas, com o comprimento da ligação assumindo um valor intermediário entre uma ligação simples carbono-oxigênio e uma ligação dupla carbono-oxigênio e que a carga (densidade eletrônica) é a mesma nos dois átomos de oxigênio, aproximadamente ½.

29


O H

O -1/2

O O

H

Estrutura de ressonância A

H

O

Estrutura de ressonância B

O -1/2

Híbrido de ressonância nota

As duas estruturas de Lewis individuais para o ânion formiato são denominadas formas de ressonância, essa relação ressonante é indicada por uma seta ) entre ambas. Atenção é errado usar a seta de equi-

de duas pontas ( líbrio (

) para representar as formas ressonantes. A única diferen-

ça entre as formas de ressonância é a distribuição dos elétrons de valência π e não ligantes. Os átomos ocupam exatamente o mesmo lugar em ambas as formas de ressonância e as conexões entre os átomos são também as mesmas.

A figura 1 mostrada a seguir, é uma tentativa de mostrar a sobreposição dos orbitais atômicos para formar os orbitais moleculares ligantes localizados no ânion formiato. Neste modelo de orbitais moleculares localizados, um orbital p do átomo de carbono sobrepõe ao orbital atômico p do oxigênio para formar uma ligação π, correspondendo à estrutura de Lewis A no esquema mostrado anteriormente. Nessa estrutura o átomo de oxigênio de baixo pos-

sui três pares de elétrons não ligantes. Sempre que um átomo tiver um par de elétrons não ligante adjacente a uma ligação π, como ocorre no formiato, esse átomo usualmente assume uma hibridação que coloca o par de elétrons não ligante em um orbital p, pois a sobreposição desse orbital com o orbital atômico p da ligação π do átomo adjacente é estabilizante. É essa sobreposição que possibilita a deslocalização eletrônica, ou seja, permite que a ressonância ocorra. Nesse caso, o orbital p com o par de elétrons não ligante do átomo de oxigênio de baixo sobrepõe igualmente bem com o orbital atômico p do carbono, e modo que a ligação π poderia ser também mostrada usando esses dois orbitais com um par de elétrons não ligante situado no orbital atômico p do oxigênio de cima. Isso corresponde a estrutura de Lewis B.

π Cp- Op

π Cp- Op

Conjugação

H C

O

Orbital p

O

H C

O

Orbital p

O

O O

Estrutura de ressonância A

30

O

H C

O H

Orbital p

H

O

Estrutura de ressonância B


Devido à conjugação ou ressonância existente no ânion formiato, os três orbitais atômicos p, um do carbono e dois dos oxigênios devem ser usados para formar o orbital molecular. Os três orbitais atômicos interagem para formar três orbitais moleculares π deslocalizados. Dois desses três orbitais moleculares deslocalizados contem os quatro elétrons: os elétrons π e o par de elétrons não ligante do modelo localizado.

Planos nodais Maior

O

Todos os orbitais estão fora de fase Orbital antiligante

C O

Energia

Plano nodal Orbitais do carbono e do oxigênio estão fora de fase

O

O

O

C

Orbital não ligante

Conjugação

O

Todos os orbitais estão em fase Orbital ligante

Menor

Como podemos observar, a teoria de ressonância foi desenvolvida a partir dos conceitos da mecânica quântica. A teoria indica que um par de elétrons pode realmente contribuir para a ligação de mais de dois núcleos. Tais elétrons ocupam um volume maior do que aqueles empregados nas ligações comuns, localizadas. Um resultado muito importante dessa derivação matemática é que os elétrons deslocalizados são energeticamente favorecidos, ou seja, a espécie elétron deslocalizada – híbrido de ressonância – é energeticamente mais estável do que qualquer outra estrutura de ressonância contribuinte. Essa estabilização, ou diminuição de energia, é chamada de estabilização de ressonância. nota

Em geral, é necessário usar a ressonância (ou orbitais moleculares deslocalizados) para qualquer molécula que seja conjugada, isto é, qualquer molécula que possua uma série de três ou mais sobreposições de orbitais p paralelos em átomos adjacentes.

O ânion formiato é conjugado, pois possui três orbitais atômicos p paralelos, sendo um do carbono e dois dos átomos de oxigênio. Entretanto, se os orbitais não estiverem paralelos, ou se existir um átomo extra separando-os, a sobreposição não é contínua e o sistema não é conjugado. Alguns exemplos são mostrados a seguir.

31


Carbono com hibridação sp³ interrompe a sequência de orbitais p paralelos

C H 2=C H -C H=C H-C H 2-C H=C H 2

H H

C

CH CH

CH CH

CH C H

Duas ligaçõ ligações ões π conjugadas conj gad

CH ²

N H

nio conjugado conjugad j do d Orbital p do nitrogênio rbono com o do carbono

C

H H

Esta ligação π não está conjugada com as demais

sp² C

CH

sp² C

C N H

C Orbital p do nitrogênio conjugado com o do carbono

Par de elétrons não ligante do N em um orbital p. O átomo de nitrogênio possui hibridação sp².

2 Regras para Escrever Estruturas de Ressonância Ressonância é um conceito muito importante na química orgânica. Ela irá nos ajudar, por exemplo, determinar a reatividade de um composto e mostrar onde os sítios mais reativos de uma determinada molécula estão localizados. As regras que serão mostradas a seguir servirão como auxílio para escrever as estruturas de ressonância e determinar as suas importâncias. r egr a 1

Para escrever estruturas de ressonância os núcleos dos átomos não podem ser movimentados; somente elétrons p e π não ligantes em orbitais atômicos p podem ser movimentados.

Como vimos para o ânion formiato, as estruturas de ressonância são apenas diferentes maneiras de arranjar as ligações π e os elétrons no meio de uma série de orbitais atômicos p adjacentes que formam um sistema conjugado.

32


H2 C

CH

C

H2 C

N

CH

C N

H 2C

CH

C

N

Estruturas de ressonância da propenonitrila H ( H 3C ) 2N

H

O

C

C

C

(H 3C ) 2N

H

O

C

H

C

C

(H 3C ) 2N

H

H

H

C

H

O C

C

(H 3C ) 2N

H

C

O C

C

H

H

H

Estruturas de ressonância do 3-dimetilaminopopenal

H 3C

H C

C H

CH2

H3 C

H C

1

C H

C H2

2

H2 C

H H C

C H

C H2

Esta não é uma estrutura de ressonância de 1 e 2 pois um átomo de hidrogênio do grupo CH ³ moveu-se

Estruturas de ressonância

nota

As setas curvas (

) são usadas para indicar o fluxo de um par de elétrons.

Por convenção, as setas sempre partem de onde os elétrons estão na estrutura e indicam o destino deles na próxima estrutura.

r egr a

2

As formas de ressonância devem possuir estruturas de Lewis válidas e obedecer as regras gerais de valência.

A regra do octeto se aplica para as formas de ressonância como para qualquer outra estrutura. Por exemplo, uma das estruturas mostradas abaixo para o íon acetato não é uma forma de ressonância válida, porque o átomo de carbono possui cinco ligações e, portanto dez elétrons de valência. O

O H3 C

C

O

H 3C

C

O O

Estruturas de ressonância do íon acetato

H3 C

C

O

Não é uma estrutura de ressonância válida pois o átomo de carbono está com 10 elétrons na camada de valência

33


r egr a

3

O híbrido de ressonância é mais estável do que qualquer uma das formas de ressonância contribuinte.

Em outras palavras, a ressonância conduz a uma situação de estabilidade. De maneira geral, quanto maior o número de estruturas de ressonância importantes, maior será a energia de estabilização de ressonância consequentemente maior a estabilidade da molécula ou do íon. r egr a

4

Estruturas de ressonância energeticamente equivalentes contribuem igualmente para o híbrido, e um sistema descrito por elas tem uma grande energia de estabilização de ressonância.

Se todas as estruturas de ressonância tiverem ligações similares, como ocorre nos íons acetato e alila, elas terão a mesma energia e contribuirão igualmente para a estabilização do híbrido.

H3 C

O

O

O -1/2

C

C

C

H3 C

O

O

H3 C

Estruturas de ressonância do íon acetato

H

H C

C H

CH2

H

H C

C H

Estruturas de ressonância do cátion 2-propenila (alila)

r egr a

Ligação formada C=O Ligação quebrada C=O

Híbrido de ressonância H +1/2 C H

CH2

-1/2 O

C H

+1/2 CH2

Ligação formada C=C Ligação quebrada C=C

Híbrido de ressonância

5

As estruturas de ressonância podem ser energeticamente diferentes e, portanto, contribuírem de maneira distinta para o híbrido de ressonância.

Se as estruturas ressonantes tiverem ligações diferentes, elas terão energias diferentes. A de menor energia contribuirá mais para a estabilização do híbrido de ressonância. Por exemplo, a acetona pode ser convertida no seu ânion mediante uma reação com uma base forte. O ânion resultante possui duas formas de ressonância: a primeira possui uma ligação dupla carbono-oxigênio e uma carga formal negativa no átomo de carbono. Já a segunda, tem uma ligação dupla carbono-carbono e uma carga formal negativa no átomo de oxigênio. O H 3C

34

C

O

Base Forte H C C CH CH 2 3 2 H

-1/2 O

O H 3C

C

CH2

Estruturas de ressonância do ânion da acetona

H 3C

C

Ligação formada C=C CH2 -1/2

Híbrido de ressonância

Ligação quebrada C=O


A questão primordial é saber qual das duas estruturas de ressonância irá contribuir mais para o híbrido de ressonância. Basicamente o que precisa ser determinado é a estabilidade relativa dessas estruturas de ressonância. As diretrizes mostradas a seguir auxiliarão na determinação qualitativa dessas estabilidades relativas. As estruturas de ressonância que possuírem o maior número de átomos com octetos completos serão mais estáveis e por isso contribuirão mais com o híbrido de ressonância; H ( H 3C )2N

C

H

O C

C

H

O

C

( H 3C )2N

C

C

H H

( H 3C )2N

C

C

H

H

H

C

C

H

( H 3C )2N

O C

C

H

H

H

Todos os átomos com octetos completos Mais estável

O

Todos os átomos com octetos completos, porém com separação de cargas

Carbono de seis elétrons na camada de valência

Estruturas de ressonância do 3-dimetilaminopropenal

As estruturas de ressonância com menor separação de cargas com sinais opostos contribuem mais para o híbrido de ressonância, pois a separação dessas cargas requer energia. Consequentemente, as estruturas de ressonância nas quais as cargas opostas estão separadas têm maior energia (menor estabilidade) do que aquelas que não têm separação de cargas. H ( H 3C )2N

C

H

O C

C

H

( H 3C )2N

C

O C

C

H H

H

H

C

C H

Todos os átomos com octetos completos Mais estável

( H 3C )2N

H

O

Carbono de seis elétrons na camada de valência

C

H

( H 3C )2N

C

O C

C

H

H

Todos os átomos com octetos completos, porém com separação de cargas

Estruturas de ressonância do 3-dimetilaminopropenal

Estruturas de ressonância do ácido fórmico O

O H

C

OH

H

C

OH

Sem separação de cargas Cargas opostas separadas Mais estável

Distribuição eletrônica na superfície molecular

O mapa de potencial eletrostático calculado da densidade eletrônica do ácido fórmico revela uma alta densidade de elétrons no átomo de oxigênio da carbonila do grupo carboxila o que demonstra a importância da estrutura de ressonância de menor contribuição para o híbrido, mesmo esta sendo a de maior energia. 35


nota

Nos mapas de potencial eletrostático como o mostrado anteriormente, as cores tendendo para o vermelho significam aumento da concentração de carga negativa, enquanto as tendendo para o azul significam menos carga negativa, ou mais carga positiva.

Dentre as estruturas de ressonância contendo separação de cargas, a mais estável será aquela que tiver a carga negativa no átomo mais eletronegativo e carga positiva no átomo menos eletronegativo ou mais eletropositivo. Estruturas de ressonância do ânion do acetaldeído O H

C

-1/2 OH

O CH 2

H

C

CH 2

H

C

CH 2 -1/2

Híbrido de ressonância

apa de potencial eletrostá Mapa eletrostático

Carga negativa no átomo de oxigênio que é mais eletronegativo Mais estável

O mapa de potencial eletrostático calculado da densidade eletrônica do enolato do acetaldeído revela uma alta densidade de elétrons no átomo de oxigênio da carbonila o que demonstra maior estabilidade da estrutura de ressonância com a carga negativa no átomo de oxigênio mais eletronegativo.

3 Tipos de Interações de Ressonância Os exemplos que serão discutidos a seguir ilustram os tipos de situações em que o conceito de ressonância é aplicado. Em cada caso, existe uma série de orbitais atômicos p conjugados. Alguns desses orbitais p fazem parte de ligações covalente π, outros desses orbitais podem conter um par de elétrons não ligante, um elétron não ligante somente ou até mesmo nenhum elétron. Como vimos anteriormente a ressonância é importante também para ligações pi entre átomos de diferentes eletronegatividades e para estruturas cíclicas contendo ligações π conjugadas. A – Ressonância envolvendo um par de elétrons não ligante próximo a uma ligação π No ânion acetato, um par de elétrons não ligante do átomo de oxigênio de baixo é movido para tornarem-se elétrons p na segunda estrutura. Os elétrons p, por sua vez são movidos para tornarem-se um par de elétrons não-ligantes no átomo de oxigênio localizado acima do átomo de carbono. Estruturas de ressonância devem sempre ter a mesma carga total, nesse caso, - 1. Essas estruturas de ressonância são equivalentes e contribuem igualmente para o 36


híbrido de ressonância. Com duas importantes estruturas ressonantes, o ânion acetato tem uma grande estabilização de ressonância. Com isso, a molécula real – híbrido de ressonância – é muito mais estável do que qualquer estrutura ressonante isoladamente.

H3 C

C

O -1/2

O

O H3 C

O

C

O

Estruturas de ressonância do íon acetato

πCp - Op

H3C

C

H3 C

Orbital p

O

H3C

C

O

-1/2 O

Híbrido de ressonância

Conjugação

O

C

Orbital p

O

Orbital p

πCp - Op

H3C

O

C

= Orbitais moleculares calculados

No ácido acético, uma molécula neutra, uma estrutura de ressonância similar a primeira estrutura do ânion acetato pode ser escrita. Porém, nesse caso, as duas estruturas de ressonância não são equivalentes, pois a primeira estrutura é totalmente neutra e a segunda possui cargas formais. Portanto, a primeira estrutura é mais estável e contribui muito mais para o híbrido de ressonância do que a segunda. Consequentemente o ácido acético tem uma estabilização de ressonância menor do que o ânion acetato e por isso é somente um pouco mais estável do que a primeira estrutura ressonante.

Estruturas de ressonância do ácido acético

H3 C

O

O

C

C

OH

Sem separação de cargas Mais estável

H3 C

OH

Cargas opostas separadas

δ− O H3 C

C

δ+ OH

Híbrido de ressonância

O ânion (enolato) obtido da desprotonação da acetona é estruturalmente semelhante ao acetato, trocando apenas o átomo de oxigênio pelo grupamento metileno (CH2). Novamente os mesmos tipos de estruturas ressonantes podem ser escritos. As estruturas de ressonância do enolato da acetona não são equivalentes e contribuem diferentemente com o híbrido de ressonância. A segunda estrutura é a mais estável, pois a carga negativa está localizada no átomo de oxigênio mais eletronegativo. Contudo ambas as estruturas desse ânion contribuem significativamente com híbrido de ressonância o que lhe confere uma alta energia de estabilização de ressonância. O diagrama a direita mostra os orbitais p paralelos conjugados desse ânion. 37


H 3C

O

O

C

C

CH 2

H 3C

CH 2

Estruturas de ressonância do ânion da acetona

H 3C

C

Orbital p

Conjugação

-1/2 O

H3C

CH 2 -1/2

C

CH2 O

Híbrido de ressonância

B – Ressonância envolvendo um elétron não ligante próximo a uma ligação π

O radical alil (ou alila) possui um número ímpar de elétrons. Esse elétron desemparelhado está em um orbital atômico p paralelo ao orbital p do carbono adjacente envolvido na formação da ligação π, estando, portanto conjugado. Esse radical possui duas estruturas de ressonância igualmente importantes. O átomo de carbono contendo o elétron desemparelhado não possui octeto completo fazendo com que essa espécie radicalar seja instável, ou seja, extremamente reativa. Contudo, devido a sua alta energia de estabilização de ressonância, o radical alil é torna-se mais estável do que se imaginaria analisando somente as suas estruturas de ressonância isoladamente, sem levar em consideração a deslocalização.

H

H H

C H

C

C

H

H

C H

C

C

H

H H Estruturas de ressonância do radical alil nota

A meia seta curva (

) é usada para indicar o fluxo de um elétron. Nova-

mente, por convenção, a seta sempre parte de onde o elétron está na estrutura e indica o destino dele na próxima estrutura.

A combinação dos três orbitais p paralelos para formar os três orbitais moleculares no radical alil é mostrada na figura 5. O orbital molecular π ligante é formado pela combinação dos três orbitais p com lóbulos de mesmo sinal superpondo-se acima e abaixo do plano dos átomos. Já o orbital molecular π não ligante tem um plano nodal sobre o carbono C2). Por último, o orbital molecular não π antiligante tem dois planos nodais: entre o C1 e o C2 e entre o C2 e o C3 . As formas dos orbitais moleculares para o radical alil calculadas utilizando princí-

pios de mecânica quântica são mostradas ao lado dos orbitais esquemáticos.

38


Planos nodais Todos os orbitais estão fora de fase

CH2

Maior

CH2

CH2

Orbital antiligante

2

Energia

Plano nodal CH2

CH

CH CH C H2

Menor

Orbital não ligante

CH2

Conjugação C H2 CH

Orbital ligante

Orbitais rbitais moleculares eculares ψ esquemátic esquemáticos

Orbitais moleculares ψ calculados

C – Ressonância envolvendo um orbital p vazio próximo a uma ligação π

Na estrutura de Lewis do cátion penta-2,4-dien-1-ílio o carbono contendo a carga positiva tem uma hibridação sp2 com um orbital p vazio. Portanto, esse íon possui uma série de cinco orbitais p conjugados como mostrado a seguir. O diagrama da direita mostra o orbital molecular referente à conjugação dos orbitais p. Conjugação

H

C H

H C

C H

H C

C H H

Hibridação sp²

H

C C

Orbital p vazio

H

C C

C

H

H Nesse diagr diagrama rama aalguns hidrogênios omitidos hidrogênios foram forram omitido os

Orbital Molecular

A deslocalização do par de elétrons π adjacente ao carbono sp2 para o orbital p vazio coloca a carga positiva no carbono central (Estrutura B). Novamente, a deslocalização dos elétrons π vizinhos para o orbital p vazio do carbono gera uma estrutura de ressonância onde o carbono da esquerda tem a carga positiva (Estrutura C).

39


H

H C

C H

C H

H C

H

C H H

C H

H C

C H

H C

C H H

H

C H

H C

B

A

H

H

δ+ C

C H

δ+

C H

C H

H C

C H H

C

H C

δ+

C H H

Híbrido de ressonância

As estruturas de ressonância A e C são completamente equivalentes e B é muito similar. Todas essas três estruturas têm importantes contribuições para o híbrido de ressonância fazendo com que o íon tenha uma alta energia de ressonância. Entretanto esse íon é bastante reativo, pois se trata de uma estrutura contendo um átomo de carbono com apenas seis átomos na camada de valência (chamado de carbocátion). Comparando-o com outro cátion estruturalmente similar que não contenha essa estabilização por ressonância o penta-2,4-dien1-ílio é muito menos reativo. D – Ressonância envolvendo espécies cíclicas contendo ligações π

Uma estrutura simples para o benzeno foi proposta em 1865 por August Kekulé, criador da teoria estrutural. Kekulé sugeriu que os seis átomos de carbono do benzeno pertencem a um anel e estão ligados entre si por ligações simples e duplas alternadas, havendo um átomo de hidrogênio ligado a cada carbono. O fato de o benzeno apresentar todos os ângulos de ligação dos átomos de carbono iguais a 120º, sugere que esses átomos possuem hibridação sp2. Nesses modelos, cada átomo de carbono possui uma hibridação sp2 com um orbital atômico p disponível para a sobreposição com os orbitais p dos seus átomos de carbonos vizinhos, formando uma conjugação estendida por todo o anel. Se considerarmos a sobreposição favorável desses orbitais p, isto é, todos em fase, em torno do anel, o resultado é o orbital molecular calculado.

H H

H

H

H

H H

Todos os carbonos com hibridação sp²

H

H

H

Orbitais Orbit tais p conju conjugados conjugad ugaddos

Orbital molecular ecular ψ calculado

Movendo os elétrons como mostrado a seguir na estrutura de ressonância A , forma a estrutura de ressonância equivalente B. As estruturas de ressonância A e B contribuem igualmente para o híbrido de ressonância fazendo com que o benzeno possua alta energia de 40


ressonância. Em concordância com essas estruturas de ressonância, experimentos mostram que todas as ligações carbono-carbono do benzeno são idênticas com comprimentos iguais a 1,40 Å , mais longas do que o valor típico de dupla ligação carbono-carbono (1,34 Å) e mais curta do que a ligação simples carbono-carbono (1,54 Å). H

H H H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H H

H

A B Estruturas de ressonância do benzeno

H

Híbrido de ressonância

Moléculas como o benzeno, ou seja, um anel contendo orbitais atômicos p paralelos formando um ciclo conjugado são especiais e muitas vezes são mais estáveis do que o esperado. Para entender melhor essa estabilidade especial do benzeno, precisamos analisar os seus orbitais moleculares e as suas respectivas energias. Sabemos que moléculas contendo uma série de orbitais atômicos p conjugados não podem ser descritos muito bem por orbitais moleculares localizados que se estendem a somente dois átomos ao mesmo tempo. Ao contrário, orbitais moleculares π deslocalizados distribuídos por todos os orbitais p conjugados devem ser empregados. Para o benzeno todos os seis orbitais atômicos p combinam entre si para formar seis novos orbitais moleculares. Esses orbitais são mostrados na figura 8.

ψ4,ψ5,ψ6

ã orbitais bit i moleculares mooleculares antiligantes são H

H H

H

ψ6

H

H

ψ6 po ppossuem ossuem m 3 plano an s nod ais planos nodais H

ψ4 H

Seis orbitais atômicos p contendo um elétron cada

H

H

H

ψ5

H

H

H p u 2 planos nodaiss cada possu possuem

ψ4 e ψ5 H

H

H H

H

ψ2

H

ψ3 H H ψ2 e ψ3 possuem 1 plano nodal cada H

ψ1,ψ2,ψ3

H

H H

H

ψ1

Energia

H

H

H

são orbitais moleculares ligantes

41


No orbital molecular ligante de menor energia (ψ1) todos os orbitais atômicos p combinamse em fase, ou seja, não existe plano nodal (inversão de fase), portanto, é o orbital de menor energia. Os subseqüentes orbitais moleculares preenchidos (ψ2 e ψ3), deverão possuir um plano nodal cada. Como dividir os seis átomos de carbono do benzeno simetricamente com um plano nodal? Existem duas maneiras, o plano nodal passando respectivamente pelos átomos de carbono ou pelas ligações carbono-carbono. Esses orbitais possuem a mesma energia e, portanto são orbitais degenerados. Esses três orbitais moleculares são ligantes. Os orbitais moleculares seguintes (ψ4 e ψ5), sem elétrons, são orbitais antiligantes e possuem dois planos nodais. Novamente existem duas maneiras de dividir simetricamente os átomos de carbono. Esses orbitais moleculares também são degenerados. O orbital molecular antiligante de maior energia (ψ6) possui três planos nodais e todos os orbitais atômicos p combinam-se fora de fase. A estabilidade do benzeno é em parte atribuída à camada fechada de elétrons π onde todos os orbitais moleculares ligantes estão completamente preenchidos com dois elétrons de spins contrários. Nenhum elétron ocupa os orbitais moleculares antiligantes. A partir dos orbitais moleculares do benzeno e ainda utilizando os princípios da mecânica quântica pode-se calcular o mapa de potencial eletrostático da superfície de van der Waals do benzeno. Pode-se ver que nessa representação, os elétrons estão distribuídos igualmente pelos átomos de carbono através das faces de cima e de baixo (não mostrada) dos orbitais p, corroborando com a deslocalização dos elétrons π na molécula do benzeno apresentada nos orbitais moleculares.

A deslocalização eletrônica em muitas moléculas envolve combinações de diferentes tipos de interações de ressonância. A seguir são mostradas as estruturas de ressonância do ânion fenóxido que resulta da remoção do próton (H+) ligado ao átomo de oxigênio fenólico. Esse ânion tem uma combinação de um par de elétrons não ligante (no átomo de oxigênio) próximo a um ciclo contendo duplas ligações conjugadas no benzeno. As estruturas de ressonância são uma combinação dos tipos mostrados nos itens 3A e 3D. O íon fenóxido tem cinco importantes estruturas de ressonância e, portanto uma grande energia de estabilização de ressonância onde o átomo de oxigênio possui uma densidade eletrônica menor do que o esperado se não fosse considerado a ressonância.

42


O

H

O

Base

- (H +)

Fenol

Ânion Fenóxido O

O H

H

H

H

H

H

H H

H

H

A

B

Estruturas de ressonância equivalentes do íon fenóxido O

O

O

O

O δ

O

δ

δ

A

C

D

E

δ

B

Estruturas de ressonância do íon fenóxido

Híbrido de ressonância

As estruturas de ressonância A e B são provenientes da deslocalização dos elétrons π do anel e, portanto são equivalentes. As duas contribuem igualmente para o híbrido de ressonância. Já as estruturas C, D e E obtidas a partir da deslocalização de um par de elétrons não ligante vizinho a uma ligação π possuem a carga negativa no átomo de carbono menos eletronegativo do que o átomo de oxigênio. Por essa razão, elas contribuem menos para o híbrido de ressonância do que as formas A e B. Outro exemplo interessante são as estruturas de ressonância obtidas para a but-3-en-2-ona, composto que possui uma dupla ligação carbono-oxigênio conjugada com uma dupla ligação carbono-carbono. Essas estruturas de ressonância são obtidas a partir de uma combinação dos tipos mostrados nos itens 3A e 3C. O H C 3 C 2 CH 3 1 C H 4 H

A

O

O H H

C C

C H

CH 3

H H

C C

B C Estruturas de ressonância da but-3-en-2-ona

C H

δ CH 3

O

H

C C δ CH3 C H H δ

Híbrido de ressonância

A estrutura de ressonância A , possui todos os átomos com octeto completos, não possuindo, portanto, carga formal, sendo por isso a estrutura mais estável e com maior contribuição para o híbrido de ressonância. A estrutura da but-3-en-2-ona deve assemelhar-se com essa

43


estrutura de ressonância. Adicionalmente, a energia da molécula é semelhante com a da estrutura de ressonância com maior contribuição. Em outras palavras, esse composto tem pouca energia de estabilização por ressonância. As estruturas de ressonância B e C, obtidas pela deslocalização de um par de elétrons π para um orbital p vazio adjacente, contribuem menos para o híbrido de ressonância, entretanto, são importantes, pois essas estruturas mostram que os carbonos 2 e 4 são deficientes de elétrons, controlando a reatividade química desse composto. 4 – Ressonância versus Tautomerismo O termo tautomerismo designa uma interconversão rápida e reversível de isômeros associado com um movimento de elétrons e de um ou mais átomos de hidrogênio. O exemplo mais comum de tautomerismo envolve o deslocamento de um próton entre um átomo de carbono e um átomo de oxigênio (tautomerismo ceto-enólico) ou um átomo de nitrogênio (tautomerismo imina-enamina).

O

OH

H

Forma ceto

Forma enólica

O tautomerismo não deve ser confundido com ressonância. Cada estrutura tautomérica é capaz de existir independentemente e em muitos casos podem ser isoladas. Essas estruturas representam, portanto, compostos reais, enquanto que as estruturas de ressonância individuais não são. As duas setas em sentidos opostos (

) usada para correlacionar os

tautômeros indicam uma relação de equilíbrio, ao contrário da seta dupla (

) que in-

dica ressonância. É importante ressaltar ainda que na ressonância só há movimentação de elétrons, enquanto que no tautomerismo, como foi dito anteriormente, há movimentação de elétrons e de átomo.

Resumo e Palavras-chave O método de ressonância é uma potente ferramenta conceitual que pode ser usada para interpretar uma grande variedade de efeitos estruturais no equilíbrio químico e na velocidade das reações. A ressonãncia explica a estabilização de uma molécula ou íon através da deslocalização de elétrons. Representações estruturais que descrevem a ressonância são geradas pela movimentação de elétrons não ligantes e elétrons envolvidos em ligações π ao longo de um sistema conjugado sem alterar a posição do núcleo. As estruturas de ressonância individuais não representam adequadamente a molécula real. Esta podem ser representadas pelo híbrido das estruturas de ressonância individuais denominada híbrido de ressonância. 44


A estabilização de uma molécula ou íon proveniente da ressonância é chamada de energia de ressonância ou de deslocalização e podem ser estimadas por vários métodos físico-químicos.

Ao término dessa aula você deverá ser capaz de: Escrever as estruturas de ressonância mais importantes para qualquer molécula; Escrever o híbrido de ressonância para qualquer molécula; Assinalar a importância relativa dessas estruturas de ressonância para a contribuição do híbrido de ressonância; Estimar a energia de estabilização de ressonância dessas moléculas; Representar a deslocalização eletrônica mediante setas curvas e através de orbitais moleculares; Diferenciar ressonância de tautomerismo;

Olhando a diante A ressonância influencia diretamente na acidez e basicidade dos compostos orgânicos; Química de compostos aromáticos; Reações de adição eletrofílica em alcadienos; Reações de adição conjugada e de substituição.

A t i v i da des 1ª Questão: Em muitas aminas, o átomo de nitrogênio possui hibridação sp3, com uma estrutura piramidal e ângulos de ligação próximos de 109o. Na formamida, o átomo de nitrogênio encontra-se num arranjo planar, com ângulos de ligação próximos a 120o. Explique essa observação experimental.

O H

NH2

Formamida 2ª Questão: Escreva estruturas de ressonância que mostrem a deslocalização dos elétrons entre os grupos substituintes e o anel benzênico. O

OH

A

O CH3

B

O

O H 3C CH 3 S OH N

C

D

N C

E

45


3ª Questão: Escreva um diagrama completo de orbitais para todos os orbitais p ligantes e antiligantes do cátion cíclico de três membros mostrados a seguir.

4ª Questão: Mostre quanto extensivo são os sistemas conjugados das moléculas descritas abaixo.

R

OH

H N O

O

S N O

O

O

O

OH

Antibiótico β-lactâmico

H 3C O

OCH3

OCH3 Podofilotoxina Fármaco anti-câncer

5ª Questão: Um número de pigmentos solúveis na água com a faixa de coloração entre o verde/azul/violeta usado como corantes em comida são baseados em formas catiônicas do tipo semelhante às mostradas a seguir. Explique porque essas estruturas mostram absorções com longos comprimentos de onda e ainda porque as funcionalidades extras (grupo OH e o ânion sulfonato) foram adicionadas na estrutura do corante 2. CH3 H3C N

CH3 N CH 3

CH3 H3C N

CH3 N CH 3 HO

O 1- Estrutura geral do corante

O

O S

S O

O

O

Corante 2

6ª Questão: O piroxican (vendido no mercado brasileiro sob a marca Feldene) é um medicamento antiinflamatório não-esteroidal usado para aliviar os sintomas da artrite reumatóide e osteoartrite, dismenorréia primária, dor pós-operatório. Ele atua como um analgésico especialmente quando há um componente inflamatório. Também é usado na medicina veterinária para tratar algumas neoplasias, como o câncer de bexiga, cólon e próstata. O processo mostrado a seguir na estrutura dessa molécula é fenômeno mesomérico ou um tautomerismo?

46


O

S

O

CH 3 N H N

O

S

O N

N

O H O

O

H

CH 3 H N

N

O

7ª Questão: O enolato mostrado a seguir pode ser estabilizado por ressonância, conforme indica as três estruturas de ressonância. Qual dessas estruturas contribuirá mais para a estabilidade do híbrido de ressonância? Explique a sua resposta.

O

H C C N

O

H C C N

O

EtO

EtO

EtO II

I

H C C N III

8ª Questão: Explique porque o aleno (1,2-propadieno) não é classificado como uma molécula conjugada. Use a teoria de orbitais para embasar a sua resposta. 9ª Questão: Desenhe todos os orbitais moleculares p do 1,3,5 -hexatrieno e os compare com os orbitais moleculares do benzeno (apresentado na figura 8). Que conclusão a cerca da estabilidade dessas espécies você pode obter da comparação desses diagramas. Explique a sua resposta. 10ª Questão: Para as estruturas mostradas a seguir, responda: a) das três estruturas de ressonância, existe uma que não é uma estrutura de contribuição permitida. Indique-a e explique a sua resposta. b) Coloque as estruturas remanescentes em ordem crescente de contribuição para o híbrido de ressonância. c) Usando setas curvas mostre o movimento dos elétrons que conecta essas estruturas de ressonância. d) Escreva a estrutura do híbrido de ressonância.

H 2C

N O

H 3C A

H 2C

N O

H 3C B

H 2C H 3C

H 2C N O C

N O H 3C

D

47


Aula 3

Acidez e Basicidade dos Compostos Orgânicos As reações envolvendo ácidos e bases são extremamente importantes para a química orgânica, visto que: muitas reações orgânicas são reações ácido-base ou envolvem uma reação ácidobase em alguma de suas etapas; várias dessas mesmas reações orgânicas são catalisadas por um ácido ou por uma base; permite-nos elucidar fatores importantes sobre a relação entre a estrutura e a reatividade das moléculas orgânicas. Discutiremos nessa aula as principais definições existentes para ácidos e bases orgânicos, alguns aspectos físico-químicos dessas reações, por mais assustador que isso possa parecer, mas que na verdade não é. Esse estudo é imprescindível, pois as reações ácido-base são termodinamicamente controladas, isto é, são equilíbrios químicos onde, por exemplo, alguns parâmetros termodinâmicos poderão ser usados para estimar quanto do produto será formado quando uma reação atingir o equilíbrio. E por último, mas não menos importante, veremos o importante papel que o solvente exerce sobre as reações químicas e também quais os fatores estruturais intrínsecos das moléculas que afetam a acidez e a basicidade dos compostos orgânicos. É necessário relembrar antes de começar Estruturas de Lewis (Módulo 4 – Química Geral 1); Equilíbrio químico (Módulo 3 – Química Geral 2); Ácidos e bases (Módulo 4 – Química Geral 3); Ligação covalente e estrutura molecular (Módulo 1 – aula 1 - Química Orgânica I); Ressonância e a teoria de orbital molecular (Módulo 1 – aula 2 – Química Orgânica I).

1 Acidez e Basicidade segundo Brønsted - Lowry Em 1923 Brønsted e Lowry propuseram, independentemente, um novo conceito para definir ácidos e bases. Segundo eles, ácidos são espécies (íons ou moléculas neutras) doadoras de prótons (H+) e bases, espécies capazes de aceitar (ou remover) prótons. Portanto, as reações ácido-base de Brønsted-Lowry são reações de transferência de prótons. Como exemplo, para 49


ilustrar essa definição, tem a reação do lapachol, um produto natural da classe das naftoquinonas, abundante nos ipês, com uma base, nesse caso o hidróxido de sódio (NaOH), para formar como produtos o lapacholato de sódio e água. Cabe destacar que o lapachol doa um próton, portanto, segundo a definição de Brønsted – Lowry é o ácido da reação. Já o hidróxido de sódio está recebendo o próton doado pelo lapachol e por isso, segundo a definição é a base da reação.

H

H

Base

Ácido

nota

Quando o hidróxido de sódio, um sólido cristalino composto pelos íons sódio (Na+) e hidróxido (OH-) solubiliza em água a solução resultante é composta pe-

los íons supracitados solvatados pela água. Os íons sódio e outros cátions similares tornam-se solvatados quando moléculas de água doam pares de elétrons não ligantes para seus orbitais vazios. Já os íons hidróxido e outros ânions com pares de elétrons não ligantes tornam-se solvatados quando moléculas de água através de seus átomos de hidrogênio positivamente polarizados formam ligações de hidrogênio com ele.

Na

O

H

Segundo a teoria de Brønsted e Lowry a molécula ou íon que se forma quando o ácido perde o seu próton é chamada de base conjugada do ácido. Já a molécula ou o íon formado quando a base aceita um próton (protonação da base) é chamada de ácido conjugado da base. No exemplo descrito anteriormente, o íon lapacholato de sódio é a base conjugada e a molécula de água é o ácido conjugado da reação ácido-base entre o lapachol e o hidróxido de sódio.

50


Par base-ácido conjugado O

O

OH

O Lapachol Ácido

+

O

NaOH

Na +

Hidróximo de sódio Base

H

O

H

Água Ácido Conjugado

O Lapacholato de sódio Base Conjugada

Par ácido-base conjugado nota

Quando uma solução de hidróxido de sódio é misturada com o lapachol, a reação que ocorre é entre o átomo de hidrogênio ligado ao oxigênio da hidroxila do lapachol e o ânion hidróxido. O cátion sódio que não participa da reação ácido-base é chamado de contra-íon ou íon espectador.

Assim, a equação química genérica mostrada a seguir pode ser atribuída para qualquer ácido e qualquer base numa reação ácido-base, onde AH é um ácido e A- é a sua base conjugada e B é a base e BH+ é o seu ácido conjugado, isto é, todo ácido tem uma base conjugada associada a ele e toda base também tem um ácido associado a ela.

Ácido Conjugado

Base

Base Conjugada

Ácido

Muitas substâncias possuem caráter anfótero, podendo se comportar como ácidos ou bases de Brønsted-Lowry, desde que colocadas para reagir com uma base ou um ácido adequado. Por exemplo, a água atua como base aceitando um próton do ácido clorídrico (HCl) e como ácido doando um próton para a amônia.

H

O

H

+

H -Cl

H2O + HC l Base Ácido

Anfótero H

O

H

+ H N H H

H2O + N H3 Ácido

Base

H

H O

+

H

Cl

H3O + + C lBase Ácido Conjugada Conjugado H N H H H

+

OH

NH4 +

+

OH -

Ácido Conjugado

Base Conjugada

51


Mesmo ácidos fortes podem funcionar como bases. Por exemplo, o ácido nítrico sofre protonação, ou seja, é a base quando reage com o ácido sulfúrico. Essa reação ácido-base é a primeira etapa para obtenção do íon nitrônio, utilizado para realizar reações de nitração em anéis aromáticos, que será estudado posteriormente.

-H

H

Ácido

Base

Base Conjugada

Ácido Conjugado

H

2 Acidez e Basicidade segundo Lewis Segundo a definição de Lewis, uma substância é básica quando fornece um par de elétrons para formar uma ligação química e o ácido é toda e qualquer substância capaz de aceitar um par de elétrons para formar uma nova ligação química. As bases de Brønsted-Lowry são também bases de Lewis, porém são incluídos na teoria de Lewis, além dos ácidos de BrønstedLowry, os ácidos não próticos, como por exemplo, os metais e seus derivados, conhecidos rotineiramente como ácidos de Lewis. nota

Ácido de Lewis: espécie aceptora de elétrons e Base de Lewis: espécie doadora de elétrons.

Os ácidos incluem, por exemplo, os elementos químicos como o boro e o alumínio que possuem apenas seis elétrons na camada de valência e, portanto podem aceitar um par de elétrons de uma base de Lewis (espécie doadora de elétrons) a fim de completar o seu octeto. Perceba que tanto o átomo de boro quanto o de alumínio possuem hibridação sp2 antes da reação, ocorrendo uma reibridação para sp3 após a adição do quarto ligante (base de Lewis). Note ainda que os dois produtos adquirem cargas formais nos metais e no átomo de nitrogênio e oxigênio. Orbital vazio B - sp 2

Base de Lewis Orbital vazio Al - sp 2

Base de Lewis

52

Ácido de Lewis


Substância que possuem elementos metálicos contendo orbitais do tipo d vazios, tais como MgBr2, Hg(CO2CH 3)2 , ZnCl2, FeCl3 e SnCl4 , entre outros, podem receber elétrons nesses orbitais

e portanto são considerados ácidos de Lewis. Esses ácidos de Lewis são frequentemente utilizados para catalisar reações químicas. Comportamento semelhante é observado com os metais de transição, como a platina, o paládio, o rutênio, entre outros lantanídeos. Hg (CO2CH3 )2

Base de Lewis

Ácido de Lewis

Br Mg Br Base de Lewis

Ácido de Lewis

Entre os ácidos de Lewis de fundamental importância para as reações orgânicas estão os íons contendo um átomo de carbono com seis elétrons na camada de valência, chamados de carbocátion ou carbênios e espécies similares com um átomo de carbono deficiente de elétrons. Esses íons são espécies reativas em várias reações orgânicas.

Orbital vazio zio sp 2 sp 2 sp 2 p

nota

Uma mesma molécula pode atuar como ácido ou base de Brønsted-Lowry (substância anfótera) e ser ao mesmo tempo um ácido ou base de Lewis. Por exemplo, o metanol doa prótons quando reage com o íon hidróxido, funcionando como um ácido de Brønsted-Lowry e recebe prótons quando colocado para reagir com um ácido mineral, como por exemplo, HCl(aq.). Isso ocorre porque o átomo de oxigênio da molécula de metanol possui elétrons não ligantes. Por último, o etanol pode doar seus pares de elétrons para o fluoreto de boro (BF3) atuando neste caso como uma base de Lewis.

Moléculas contendo elétrons não ligantes, chamados de elétrons n, elétrons π e elétrons σ podem funcionar como bases de Lewis e a força dessas bases dependerá da disponibilidade desses elétrons para reagir com o ácido. Os elétrons envolvidos numa ligação σ são os de 53


menores disponibilidades, pois são mais fortemente atraídos pelo núcleo, pois este orbital tem na região internuclear a maior densidade eletrônica. Já os elétrons π estão mais disponíveis, pois a região com a maior probabilidade de encontrar os elétrons é perpendicular ao eixo nuclear, ou seja, estão acima e abaixo do plano dos núcleos. Portanto, esses elétrons são menos atraídos pelos núcleos se comparado com os elétrons σ. Os elétrons mais disponíveis para realizar uma reação ácido-base são os não ligantes ou n, pois não estão envolvidos em ligações químicas covalentes.

Os alcoóis e as olefinas são facilmente protonados por ácidos minerais, como o HBr, fornecendo carbênios como intermediários. Este assunto será discutido posteriormente quando estudarmos as reatividades dessas substâncias. Já o metano para ser protonado necessita de condições especiais. Para que isto ocorra, é necessário o uso de um superácido (ácidos que são mais fortes do que o ácido sulfúrico 100%), como por exemplo, o HF-SbF5 . O íon formado é denominado metônio (CH5+) e uma de suas ligações C-H é protonada formando no cátion uma ligação especial com três núcleos (centros) e dois elétrons. H H

H Elétrons n H Elétrons π

H

H

Elétrons σ

3 Aspectos Físico-Químicos das Reações Ácido-Base As reações ácido-base em meio aquoso, habitualmente são rápidas e reversíveis, sendo, portanto controlada termodinamicamente. Esse tópico tem como propósito discutir as relações físico-químicas que governam a termodinâmica dessas reações. 54


A – A força de ácidos e bases: a constante de equilíbrio (K eq ) e a constante de acidez (K a) e de basicidade (K b) Em ordem, para se determinar a força de um ácido comparativamente com a água e estabelecer quão efetivo é esse ácido como doador de próton (ácido de Brønsted-Lowry) deve-se analisar a constante de equilíbrio da reação. Tomando como exemplo a equação genérica a seguir, onde ocorre a dissociação do ácido HA em água, a posição do equilíbrio é determinada pela constante de equilíbrio (Keq ) para essa reação. Keq Ácido

Base

Ácido conjugado

Base conjugada

K eq

Como indicado na equação da constante de equilíbrio mostrada anteriormente pode-se correlacionar essa constante com as concentrações molares das espécies em solução. Quando a água é usada como solvente, ou seja, soluções aquosas diluídas, ela está presente em grande excesso e a sua concentração é essencialmente constante durante a reação e o termo que expressa essa variação de concentração pode ser incorporado à K eq, transformando essa grandeza na constante de acidez (Ka).

Ka

Quanto maior o valor de Ka, mais forte será o ácido, ou seja, mais dissociado ele estará

Ka

Como a concentração dos produtos na equação da constante de acidez é escrito no numerador e a do ácido não dissociado no denominador, para ácidos muito fortes, os valores de K a tendem ao infinito e o equilíbrio estará deslocado para a direita, ou seja, para a formação

dos produtos na reação direta e os ácidos são considerados fortes. Já para ácidos muito fracos, o valor de K a tende a zero e o equilíbrio estará deslocado para a esquerda, ou seja, para a manutenção dos reagentes na reação direta ou formação dos produtos na reação inversa e os ácidos são fracos. 55


Como exemplo, podemos calcular a constante de acidez da dissociação do ácido acético em água, considerando uma solução com concentração de 0,10 M .

A concentração do íon [H 3O+] medida experimentalmente nesta solução é de 0,00135 M . Como a estequiometria da reação é 1:1, ou seja, cada molécula de ácido acético gera um íon acetato e um íon hidroxônio, as concentrações desses dois íons são iguais ([H 3O+] = [CH 3CO2-] = 0,00135 M). Após o equilíbrio, a concentração do ácido acético que não dissociou será a

diferença da concentração inicial menos a concentração dissociada ([CH 3CO2H] = 0,1000 M [CH 3CO2-] = 0,00135 M = 0,0986 M). Assim o valor de K a será igual a:

nota

Como as constantes de equilíbrio são em geral potências negativas, os químicos normalmente usam o seu logaritmo negativo (pKa = - logKa), que são números que variam de -12 a 50). No exemplo mostrado anteriormente, o valor calculado da constante de acidez (Ka) da dissociação do ácido acético em água numa concentração de 0,10 M a 25 ºC foi de 1,7 x 10-5. Esse valor pode ser convertido para pKa (4,73) usando a fórmula supra citada.

Note que o ácido acético em água está pouco dissociado (K a << 1), portanto ele é um ácido fraco. Pode-se ainda perceber que existe uma relação inversa entre a magnitude do pK a e a força do ácido. Isto é, valores maiores de pK a são atribuídos a ácidos mais fracos, assim como valores menores de K a. Até esse momento consideramos somente a capacidade de um ácido em doar um próton, ou seja, a força do ácido. Contudo, de maneira análoga ao estudo feito para os ácidos, pode-se analisar a capacidade de protonação de uma base genérica (B:) em água, conforme esquema mostrado a seguir. A constante de basicidade (Kb) é igual à razão entre as concentrações dos reagentes e dos produtos. As bases fortes, assim como os ácidos, estão bastante dissociadas e o valor de K b é maior do que a unidade.

56


Kb Ácido

Base

Ácido conjugado

Kb

Base conjugada

pK b

Matematicamente, pode-se estabelecer uma correlação direta entre a força de qualquer par ácido-base conjugado. Para tal, devemos analisar as reações de dissociações de uma base e do seu ácido conjugado em água, como mostrado abaixo.

Kb

Base

Ácido

Kb

Ka

Ácido conjugado pK b

Base conjugada

Ácido

Base

Ácido Base conjugado conjugada

Ka

pK a

O produto das constantes de equilíbrio para a dissociação da base e do seu ácido conjugado é igual ao produto iônico da água. Por exemplo, o pK a do cátion amônio (NH4+), ácido conjugado, é igual a 9,26, enquanto que o pK b da amônia (NH 3), base, é 4,74. A soma dos dois valores é necessariamente igual a 14. A partir dessa relação matemática chega-se a seguinte conclusão: Quanto mais forte for o ácido, mais fraca será a sua base conjugada e vice-versa. Kb x Ka

B – Correlação entre a energia livre de Gibbs (ΔGº) e a constante de acidez (K a) A diferença de energia livre de Gibbs entre os reagentes e os produtos quando o equilíbrio termodinâmico é atingido, determina a posição desse equilíbrio em uma reação química. Essa variação de energia pode ser correlacionada com a temperatura (T) e com a constante de acidez (K a) através da equação mostrada a seguir:

57


Onde R é a constante dos gases (1,987 cal. Mol-1. K-1), T é a temperatura de 298 K . Se assumirmos que pK a = - log K a, então chegaremos a equação aproximada abaixo:

nota

Valores de ΔGº negativos indicam reações cujo equilíbrio está deslocado para a direita (Ka > 1; pKa negativo), ou seja, a formação do produto da reação direta é favorecida. Quando os valores são positivos (Ka < 1; pKa positivo) o equilíbrio é deslocado para a esquerda, favorecendo a manutenção dos reagentes da reação direta.

Dois importantes parâmetros termodinâmicos contribuem para a diferença de energia livre entre produtos e reagentes e, portanto para a posição do equilíbrio. A variação da entalpia (ΔHº), ou calor de reação, é associada com as diferenças nas energias de ligação entre produtos e reagentes. A reação em que as ligações nos produtos são mais fortes do que a dos reagentes, libera calor gerando uma variação negativa na entalpia (ΔHº < 0). Essas reações são chamadas de exotérmicas. De maneira oposta, nas reações endotérmicas (ΔHº > 0) as ligações dos reagentes são mais fortes do que a dos produtos e calor deverá ser adicionado à reação até atingir o equilíbrio. O segundo parâmetro, a variação na entropia (ΔSº) consiste na diferença de organização ou liberdade dos movimentos entre as moléculas dos produtos ou dos reagentes. Valores mais positivos para a variação de entropia indicam um aumento da desordem quando os reagentes são convertidos em produtos. A equação que descreve esses parâmetros é mostrada a seguir:

Diferenças relativamente pequena na magnitude da energia livre, leva a pequenas variações na posição do equilíbrio. Somente diferenças de cerca de 3 Kcal/mol (12 kJ/mol) entre produtos e reagentes resultam na formação de cerca de 99% do produto no equilíbrio. C – Relação entre a constante de acidez (K a) e o pH: equação de Henderson-Hasselbalch Os ácidos em soluções cujo valor do pH é maior do que o seu pK a tornam-se mais solúveis em água. Grupos iônicos aumentam consideravelmente a solubilidade de um composto, assim como também o íon A- (base conjugada) é muito mais solúvel em água do ácido não 58


dissociado H-A . Dessa maneira, pode-se aumentar a solubilidade de um ácido neutro em água, aumentando a concentração de sua base conjugada presente na solução. Para esse feito, tudo o que se precisa fazer é aumentar o pH. Um exemplo simples é a aspirina. Embora o ácido, por si só, não seja muito solúvel em água, o seu sal de sódio é muito mais solúvel (aspirina solúvel é comercializada como um sal de sódio ou de cálcio). Inversamente, se o pH da solução diminui, a quantidade da forma neutra do ácido aumenta e a solubilidade diminui. Em ambientes ácidos, como o do estômago (pH 1-2) a aspirina não será solubilizada e deverá precipitar da solução. Entretanto, no intestino (pH = 5,0) e no plasma (pH = 7,4) o sal do ácido (base conjugada) deverá estar presente em maior concentração nesses ambientes, aumentando a sua solubilidade.

Aspirina

Sal de sódio da aspirina

Da mesma maneira, as bases orgânicas podem ser dissolvidas em soluções cujo pH seja baixo. A papaverina, um alcalóide extraído do opium (Papaver somniferum) é normalmente usado como vasodilatador cerebral e é, quase sempre, insolúvel em água. Porém, essa substância apresenta um átomo de nitrogênio do grupamento amina que pode ser protonado para formar um sal mais solúvel. A papaverina é normalmente encontrada como cloridrato. Além de tornar os alcalóides solúveis em água, a formação de sais protege essas substâncias da degradação por processos oxidativos.

H

H

Solúvel em água

A equação de Henderson-Hasselbalch, onde o pK a de um ácido é correlacionado com o valor de pH do meio e com a concentração de suas espécies dissociadas e não dissociadas pode ser obtida ao aplicarmos o logaritmo na constante de acidez de uma reação ácido-base. Esta equação permite prever a extensão da ionização de um ácido quando o valor de pKa é conhecido, calcular o pH da solução de ácidos fracos, desde que sejam conhecidos os valores de Ka e as concentrações do ácido e sua base conjugada no equilíbrio ou ainda calcular a razão [ácido] / [base conjugada] em solução tampão, desde que sejam conhecidos o pK a do ácido e o pH da solução. 59


Ka Base

Ácido fraco

Ácido conjugado

Base conjugada

Ka

Ka

- log

- logK a = p Ka

- log [ H3O +] = pH

Equação de Henderson-Hasselbalch

Segundo a equação de Henderson-Hasselbalch, o valor do pK a é igual ao valor do pH quando o ácido está 50% ionizado.

Para qualquer ácido fraco, o ajuste do pH altera a proporção da forma ácida e da base conjugada. O gráfico a seguir mostra a concentração do ácido livre HA (curva azul) e da base conjugada (curva vermelha) em função do percentual das concentrações totais em função da variação do pH. Em valores de pH baixo, o composto existe quase que exclusivamente como ácido HA não dissociado. Já em valores de pH alto a predominância é da base conjuga A- , quando não há variação de pK a. Em valores próximos de pH e de pK a o composto existe

60

% da base conjugada A

% do ácido HA

como uma mistura das duas formas.


Uma aplicação interessante da equação de Henderson-Hasselbalch consiste na atribuição do percentual de ionização de uma substância em um meio com o pH definido. Para tal, pode-se atribuir à fração ionizada o termo α, de forma que, a fração não ionizada seja 100% - α. Desta forma, a equação para o cálculo do percentual de ionização de ácidos pode

ser descrita como a seguir:

Ácidos

Similarmente, para o cálculo do percentual de ionização de uma base pode ser escrita a equação a seguir:

Bases

Sabendo-se que os principais compartimentos biológicos possuem pH definidos, as equações de Henderson-Hasselbalch podem ser empregadas na previsão do comportamento farmacocinético (absorção, distribuição e excreção) de substâncias com atividades biológicas importantes. Como exemplo, pode-se citar o piroxicam, um antiinflamatório não esteroidal, que é um fármaco de natureza ácida. A absorção do piroxicam ocorre no trato gastrointestinal, sob a forma não ionizada após administração oral. Uma vez a substância chegue à corrente sanguínea ele se ioniza fortemente e é distribuído pelo organismo sob a forma ionizada. No tecido inflamado, existe uma intensa atividade metabólica que acarreta na redução do pH (~5). Nesse pH o fármaco novamente está, principalmente na forma não ionizada e, portanto,

apto à atravessar a membrana lipídica do tecido para desempenhar a sua função biológica.

pKa = 6, 3

61


Ácido

Mucosa gástrica

Muito absorvido

Mucosa intestinal

Muito absorvido

Plasma Distribuição eficiente em H2 O

Tecido inflamado

Muito absorvido

D – A posição do equilíbrio em uma reação ácido-base Para estimar a posição do equilíbrio em uma reação ácido-base, é necessário comparar os valores de pK a do ácido e do ácido conjugado da base. O equilíbrio químico estará deslocado para o ácido mais estável, ou seja, para a transformação que conduz à menor energia livre de Gibbs. Um ácido ou uma base será capaz de se converter em seu par ácido ou base conjugado se o processo for energeticamente favorecido (exergônico). Efetivamente, pode-se determinar que a transformação irá ocorrer no sentido em que o ácido tiver o maior valor de pK a , ou menor valor de K a pois como mencionamos anteriormente, a energia livre de Gibbs (ΔGº) tem uma relação direta com o pK a do ácido e do ácido conjugado da base.

Um exemplo do uso dos valores de pK a para estimar a posição do equilíbrio é a reação do amobarbital, um sedativo hipnótico, com o cianeto de sódio e com o hidróxido de sódio. Na primeira reação, como o pK a do amobarbital é ligeiramente menor que o do ácido cianídrico (HCN) formado (ácido conjugado), ele é um ácido ligeiramente mais forte. Assim, no equilíbrio a reação ácido-base terá ambas as espécies em quantidades apreciáveis, com o equilíbrio ligeiramente deslocado para a direita. Já na reação com o hidróxido de sódio o ácido conjugado formado é a água, com valor de pK a muito maior do que o do amobarbital, portanto o equilíbrio estará deslocado quase que completamente para a formação da água, 62


ou seja, no sentido da direita. A diferença entre os valores de pK a dos dois ácidos é de 7,8 unidades fazendo com que a diferença de energia livre seja muito negativa. Portanto, o hidróxido de sódio é uma base mais adequada para a desprotonação do próton do amobarbital.

H pKa = 9, 1

pKa = 8, 0

H pKa = 15,8

pKa = 8, 0

É possível também usar os valores de pK a dos ácidos para comparar a força das bases conjugadas. A base conjugada mais forte é proveniente do ácido mais fraco, ou seja, o ácido que tem o maior valor de pK a. Por exemplo, o ácido cianídrico é mais fraco (pK a = 9,1) do que o ácido clorídrico (pK a = -7,0), logo o íon cianeto (base conjugada do ácido cianídrico) é mais forte do que cloreto (base conjugada do ácido clorídrico). E – O efeito nivelador do solvente Os ácidos fortes estão completamente dissociados em solução aquosa formando o hidroxônio (H 3O+), e a respectiva base conjugada. Sendo assim, esses ácidos estão nivelados à força do

hidroxônio que é o ácido mais forte que pode existir em meio aquoso.

H3O +

Efeito nivelador do solvente

63


Portanto, não é possível determinar a força relativa desses ácidos baseados exclusivamente na reação de dissociação em meio aquoso. Só é possível afirmar que eles apresentam valores de pK a menores do que 1,74, que é o valor para o hidroxônio. De forma similar, as bases fortes estão completamente dissociadas em água para formar o ânion hidróxido (OH-), que é a base mais forte que existe em solução aquosa. Todas as bases mais fortes estão, portanto niveladas à força do hidróxido (pK a do ácido conjugado – H2O = 15,74) em meio aquoso.

OH -

H 2O Efeito nivelador do solvente

Fica claro, analisando o efeito nivelador da água, que os valores de pK a em meio aquoso são restritos a faixa entre os valores de pK a do hidroxônio (-1,74) e da água (15,74). Isso é um ponto importante, pois se houver a necessidade de desprotonar uma substância com valor de pK a alto, ou seja, desprotonar um ácido fraco (pK a 20-50) é impossível fazê-lo em água, pois a base mais forte que se pode usar é o íon hidróxido. Portanto, para efetuar esse tipo de reação ácido-base há a necessidade de se usar um sistema de solvente diferente do aquoso. Por exemplo, na desprotonação do etino ou acetileno (pK a = 25) deve-se usar um sistema cujo solvente é a amônia líquida e a base o amideto (NH2-) mais forte do que o íon hidróxido.

H 2O (l) pKa = 15,74

pKa = 25

Equilíbrio deslocado para a esquerda

NH 3(l)

pKa = 25

64

pKa = 33

Equilíbrio deslocado para a direita


4 Fatores que Alteram a Acidez: Efeitos Estruturais e do Solvente As variações na acidez e basicidade dos compostos orgânicos podem ser correlacionadas com o efeito dos grupos substituintes presentes na estrutura dos ácidos e das bases, chamado de efeito intrínseco ou estrutural e com o efeito do solvente. As reações ácido-base podem ser efetuadas em fase gasosa, onde pode ser avaliada a dissociação de qualquer ácido, do mais fraco ao mais forte ou em solução, cujos experimentos são limitados pelo efeito nivelador do solvente. Os dados de acidez e basicidade obtidos em fase gasosa servem para avaliar o efeito intrínseco do substituinte, visto que o efeito do solvente está ausente. Já em solução, além dos efeitos intrínsecos, o efeito de solvatação deve ser levado em consideração. Para as reações de dissociação de um ácido neutro H-A em fase gasosa, as variações de entalpia (ΔHº) são muito mais importantes do que as variações de entropia (ΔSº) e controlam a energia livre de Gibbs (ΔGº) do processo de dissociação, que são muito desfavoráveis. Nessas condições, a base conjugada (A-) está isolada, ou seja, sem solvatação, e a sua energia não é afetada pelas interações com o solvente, como ocorre em solução. A estabilização depende somente dos efeitos intrínsecos. Dessa forma, pode-se concluir que em fase gasosa os efeitos intrínsecos afetam predominantemente o ΔHº da dissociação, conforme mostram os parâmetros termodinâmicos para a dissociação do ácido fórmico e do metanol, mostrados a seguir. H

H

∆H o

∆S o

É importante ressaltar que o efeito estrutural também está presente em solução, contribuindo para o valor de ΔHº, através da estabilização da base conjugada por diversos efeitos que veremos adiante. Entretanto, em solução, a solvatação também contribui de forma importante para o ΔHº. Por isso que os processos mais favorecidos entalpicamente em fase gasosa, não são necessariamente os mais favorecidos em solução. Além da mudança na variação de entalpia, o efeito do solvente também influencia a variação de entropia, pois a solvatação organiza os produtos fazendo com que ΔSº assuma valores negativos. Portanto, em solução o controle da dissociação pode ser tanto entálpico quanto entrópico, dependendo

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da contribuição de cada termo para a energia livre de Gibbs. Como exemplo, destacam-se os parâmetros termodinâmicos para a dissociação do ácido fórmico e do ácido 4-cianobenzóico, ambos com valores de pK a parecidos. O termo entálpico é mais favorecido para o ácido fórmico do que para o ácido 4-cianobenzóico, porém para o termo entrópico o favorecimento é invertido. O balanço dos dois efeitos faz com que o ácido 4-cianobenzóico seja o mais forte.

pK a = 3,75

pK a = 3,55

Vários são os fatores estruturais que ajudam a estabilizar os ácidos conjugados ou as bases conjugadas, entre destacam-se: a eletronegatividade do átomo ligado ao hidrogênio envolvido na reação ácido-base; o volume do átomo ligado ao hidrogênio; a hibridação; o efeito polar (efeito de campo e efeito indutivo) e o efeito de ressonância. O entendimento desses fatores é imprescindível para a compreensão da posição do equilíbrio nessas reações. Os efeitos do solvente serão discutidos sempre que possível. A – O efeito da eletronegatividade do átomo ligado ao hidrogênio No grupo de compostos discriminados a seguir, onde todos os átomos ligados ao hidrogênio pertencem ao segundo período da tabela periódica, é mostrada a acidez das ligações C-H , N-H , O-H e F-H em fase gasosa. Como se pode observar, o aumento da eletronegatividade do

átomo A- (base conjugada) conduz a um acréscimo na acidez, caracterizado pela diminuição do valor de ΔGº. Isso significa que existe um aumento da capacidade de estabilização da carga negativa gerada na base conjugada e esta estabilização aumenta a força do ácido, onde se conclui que a eletronegatividade do átomo ligado ao átomo de hidrogênio gera na molécula uma acidez intrínseca.

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amideto

carbânion H

H

fluoreto

alcóxido H H

Força de ligação: C-H ~ 96-105 Kcal/mol; N-H = 107 Kcal/mol e F-H = 135 Kcal/mol Aumento da Acidez

Aumento da Eletronegatividade

pKa = 48

pKa ~ 38

pK a = 16 pK a = 3,2

A partir desses dados podem-se inferir algumas considerações importantes: a estabilização do ânion A- pela eletronegatividade é um fator mais importante do que a força de ligação H-A que vai dissociar, pois o ácido fluorídrico (H-F) é o ácido mais forte, apesar de apresentar a ligação mais forte; a basicidade aumenta no sentido do fluoreto para o carbânion (basicidade - CH 3CH 2- > CH 3NH- > CH 3O - > F-), pois, como visto anteriormente, quanto maior a força do ácido, mais estável (mais fraca) é a base conjugada; e por último que, em fase gasosa, os valores de entropia são muito menores do que os valores de entalpia, portanto, é a entalpia que controla o processo de dissociação. O fator intrínseco altera significativamente o ΔHº; em solução, a ordem de acidez se mantém, como pode ser observado através dos valores de pK a . É importante destacar que as bases conjugadas, carbânion e amideto, devem ser geradas em um sistema de solvente diferente da água, a fim de se evitar o efeito nivelador do solvente. Lembre-se que os valores de pK a do etano e da metilamina são muito superiores ao da água (pK a = 15,7), portanto irão formar bases conjugadas muito mais fortes do que o íon hidróxido.

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B – O volume do átomo ligado ao hidrogênio Quando se compara compostos da mesma coluna da tabela periódica, a força da ligação do próton com esses compostos é o efeito dominante, portanto a acidez dos ácidos halogenídricos não aumenta com a eletronegatividade do halogênio, mas com o seu volume. Ao descer na tabela periódica, no grupo dos halogênios, por exemplo, há um aumento na acidez dos compostos formados por esses átomos. Duas explicações plausíveis acerca do volume do átomo podem ser atribuídas a esse aumento de acidez: a primeira é que o aumento do volume do átomo de halogênio diminui a efetividade na sobreposição entre o orbital atômico 1s do átomo de hidrogênio e o orbital p, sucessivamente maiores, (2p–F, 3p–Cl, 4p–Br e 5p–I) do halogênio. A menor efetividade da sobreposição promove o enfraquecimento da ligação H-X (X = halogênio); a segunda, diz respeito à densidade de carga, onde ânions maiores possuem menor densidade de carga, o que explica a maior estabilidade do iodeto (ânion maior) se comparado com o fluoreto (menor). Além disso, quanto mais fraca for a ligação H-X mais estável será X- e sendo assim, esses dois efeitos são cooperativos. Para corroborar com essas argumentações, a seguir são mostrados os dados termodinâmicos para a dissociação dos ácidos halogenídricos em fase gasosa e em solução.

H

H

H

H

Força de ligação: H - F = 135 Kcal/mol; H - Cl = 103 Kcal/mol; H - Br = 88 Kcal/mol e H- I = 71 Kcal/mol Aumento do Volume

Aumento da Acidez

pK a = 3,2 pK a = -7, 0 pK a = -9, 0 pK a = -10,0

Aumento da Basicidade

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A ordem de acidez dos ácidos halogenídricos não se altera em fase aquosa. A presença da água facilita a dissociação dos ácidos através da estabilização por solvatação da base conjugada aniônica, diminuindo consideravelmente a energia livre de Gibbs de todas as reações. Considerando o efeito de estabilização proporcionada ao ânion pela solvatação da água, o fluoreto por ter maior densidade de carga (átomo menor) irá atrair eletrostaticamente, com maior intensidade, as moléculas da água e deverá ser melhor solvatado, o que levaria a uma inversão da ordem de acidez observada para a fase gasosa. Entretanto, uma solvatação mais eficiente da base conjugada organiza melhor os produtos, desfavorecendo a entropia do sistema. Assim espera-se que efeito entrópico causado pela solvatação em água desfavoreça a dissociação do HF em relação ao HI , por exemplo. Como a ordem de acidez em solução não se altera, quando comparado com a ordem em fase gasosa, pode-se concluir que o efeito predominante do solvente ocorre no termo entrópico. A mesma tendência na ordem de acidez pode ser aplicada para outras colunas da tabela periódica, como por exemplo, os ácidos formados a partir das ligações com os átomos pertencentes ao grupo dos calcogênios (H2O - pK a = 15,7; H2S - pK a = 7,0 e H2Se - pK a = 3,9). C – O aumento da superfície molecular A estabilização da carga negativa em ânions provenientes de uma mesma função orgânica em fase gasosa cresce à medida que a superfície molecular aumenta. Esse efeito ocorre devido à polarização das ligações vizinhas sob a influência da carga negativa gerada na base conjugada, permitindo que esses grupos recebam elétrons. O espalhamento dos elétrons aumenta a distância média entre eles, diminuindo a repulsão eletrostática e consequentemente a energia potencial da molécula. Para exemplificar esse efeito de estabilização é mostrado a seguir os dados termodinâmicos para o processo de dissociação do metanol, etanol, isopropanol e terc-butanol em fase gasosa e os valores de pK a desses alcoóis em solução. Fica evidente que em fase gasosa, a ordem de acidez depende do volume do alcóxido que se forma como base conjugada e a acidez aumenta na ordem do metanol para o terc-butanol (menor valor de ΔGº), pois nessa ordem também aumenta a superfície molecular.

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Aumento da acidez

Aumento da acidez

pK a = 19,0

pK a = 18,0

pK a = 16,0

pK a = 15,8

Solvatação

Em solução aquosa, ocorre uma inversão da ordem de acidez, onde o metanol agora é o mais ácido (pK a = 15,8) e o terc-butanol o menos ácido (pK a = 19,0) com o etanol e o isopropanol ocupando posições intermediárias, o que corrobora com o raciocínio. Essa inversão da acidez ocorre devido a menor solvatação no átomo de oxigênio do ânion terc-butóxido, devido ao maior impedimento espacial (estérico) proporcionado pelos grupos metilas ligados ao carbono quaternário. Essa diminuição do efeito de solvatação diminui a estabilidade da base conjugada no que se refere à entalpia do processo. Nas aminas a ordem de acidez dos ácidos conjugados em fase gasosa também é diretamente proporcional ao volume da superfície molecular. A dispersão da nuvem eletrônica das ligações com os substituintes existentes na molécula na direção da carga positiva no cátion auxilia na estabilidade desse íon. Essa acidez, como nos alcoóis, pode ser chamada de acidez intrínseca, pois a estabilização da carga é puramente estrutural.

H

H

Aumento da acidez Aumento do volume da superfície molecular

Em solução aquosa, o efeito da solvatação favorece o íon (CH3)3NH+ para ser o mais ácido da série, pois por possuir o maior número de grupamentos metilas volumosos o torna menos

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solvatado, desfavorecendo a entropia da reação e consequentemente tornando-se menos estável. A razão pela qual a entropia é desfavorecida consiste no impedimento estérico da solvatação, de maneira que, quando grupamentos volumosos estão presentes, a água para formar interações fortes e solvatar eficientemente o cátion deverá estar mais organizada. A princípio a ordem de acidez em solução aquosa, levando em consideração apenas o efeito de solvatação seria:

H

H

Aumento da acidez Diminuição do efeito de solvatação

Contudo, deve-se destacar que a ordem de acidez em solução aquosa desses sais de amônio é o resultado do somatório do efeito intrínseco, discutido para o processo de dissociação em fase gasosa, com o efeito de solvatação, discutido anteriormente. De forma que, a ordem de acidez em água apresenta a seguinte tendência.

H

H

Aumento da acidez Aumento do volume da superfície molecular e Efeito de solvatação

D – O efeito da hibridação Cabe lembrar que os alquinos, como por exemplo, o etino (pK a = 24,0), são mais ácidos do que os alquenos (eteno - pK a = 44,0), que por sua vez são mais ácidos do que os alcanos (etano - pK a = 48,0). Essa ordem de acidez das ligações C-H pode ser atribuída a um fator intrínseco, que resulta do estado de hibridação do átomo de carbono. Para entender o efeito da hibridação é necessário entender a influência do orbital atômico s nos orbitais híbridos sp, sp2 e sp3. O orbital s está mais próximo do núcleo e por isso, tem menos energia do que o orbital p. No ânion acetileto, base conjugada formada pela desprotonação do etino, o átomo de carbono que contém a carga negativa, possui uma hibridação sp com 50% de contribuição do orbital atômico s, está mais próximo do núcleo do átomo de carbono do que no eteno (orbital híbrido sp2 com 33% de contribuição do orbital atômico s) e do que no etano (orbital híbrido sp3 com 25% de contribuição do orbital s). Essa maior proximidade com o núcleo do átomo de carbono permite uma maior estabilização eletrostática da carga negativa. Como a capacidade de estabilização da carga negativa pelos orbitais híbridos segue a ordem sp > sp2 > sp3 podes-se dizer que o orbital sp é o mais eletronegativo da série.

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sp 3 C H

NH3 (l)

H

pKa = 48,0

sp 2

pKa = 38,0 NH3 (l)

C

H

H pKa = 44,0 sp C H

pKa = 38,0

NH 3 (l)

H

pKa = 24,0

pKa = 38,0

As reações mostradas anteriormente, não podem ser feitas em água ou álcool, que são bem mais ácidos do que o etino e reagem vigorosamente com o amideto de sódio para formar amônia e hidróxido ou alcóxido de sódio, respectivamente. Novamente, usa-se um sistema de solvente diferente para evitar o efeito nivelador do solvente. Essa diferença de eletronegatividade devido a hibridação do átomo de carbono pode interferir na ordem de acidez de uma série de outros compostos, como por exemplo, os ácidos carboxílicos e os alcoóis.

O efeito da hibridação também é evidente na acidez de compostos nitrogenados protonados. O pK a da nitrila protonada é próximo de 12 ( nitrogênio com hibridação sp), enquanto que o íon piridínio é 5,23 (nitrogênio sp2) e o alquilamônio em torno de 10-11 (nitrogênio sp3). sp 2 N N H

N sp

sp 3 sp 2

N

Aumento do caráter s

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E – O efeito polar O efeito polar é a influência de grupos polares sobre a reatividade de um grupo funcional. Ele pode ser dividido em efeito indutivo e efeito de campo. A estabilização da base conjugada de um ácido é um fator importante que interfere diretamente na acidez do ácido. Qualquer átomo ou grupo que seja capaz de atrair a carga negativa formada na base conjugada após a desprotonação do ácido pela base e, com isso dispersá-la, ajuda na sua estabilização e, por conseguinte aumenta a força do ácido. Nesse contexto, um efeito intrínseco importante é o efeito indutivo atrator de elétrons, que se inicia com a polarização da ligação σ entre o átomo de carbono e um átomo mais eletronegativo do que ele, como por exemplo, N, O ou F. Essa polarização é o resultado de uma distribuição desigual dos elétrons entre os átomos envolvidos na ligação onde a densidade eletrônica fica mais próxima do átomo mais eletronegativo. Essa polarização inicial é posteriormente passada através das ligações σ adjacentes no esqueleto carbônico de forma a perder gradativamente a intensidade à medida que se afasta do centro contendo a carga negativa. Para exemplificar a atuação do efeito indutivo atrator de elétrons na acidez dos compostos orgânicos, é apresentado a seguir os valores de pK a em água, de diversos ácidos clorobutanóicos substituídos: inicialmente, pode-se verificar que o ácido 2-clorobutanóico (pK a = 2,8) é significativamente mais forte do que o ácido butanóico (pK a = 4,8). Esse aumento significativo da acidez pode ser atribuído ao efeito atrator de elétrons exercido pelo átomo de cloro, auxiliando na dispersão da carga negativa gerada na base conjugada através da polarização das ligações σ. Outro ponto importante a ser notado é que o átomo de cloro no carbono C4 quase não tem efeito sobre a acidez do ácido 4-clorobutanóico (pK a = 4,5), visto que o valor do seu pK a é muito próximo ao do ácido butanóico, o que confirma a perda gradativa de intensidade do efeito indutivo a medida que a polarização das ligações tornam-se enfraquecidas. A força intermediária da acidez do ácido 3-clorobutanóico (pK a = 4,1) corrobora essas explicações. R

H

H

δ+ Cl δ − pK a = 4, 8

pK a = 4, 8

R

Cl δ+

δ− δ+

pK a = 4, 1

δ+

δ+

Cl δ −

δ+

pK a = 4, 5

Efeito indutivo atrator de elétrons R

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As análises feitas até o momento para o efeito indutivo foram baseadas somente no efeito estrutural e podem ser usadas para prever a acidez de diversas substâncias, embora não leve em consideração o efeito do solvente. A introdução de grupos polares nas moléculas altera também o efeito de solvatação, como veremos, analisando a acidez em fase gasosa e em água dos ácidos iodo, cloro e fluoroetanóico. Os dados em fase gasosa mostram que a acidez aumenta na direção do ácido iodoetanóico, por gerar uma base conjugada, o ânion carboxilato, com maior superfície molecular para a dispersão da carga. Esse fator é puramente intrínseco, visto que o fator interferente é o volume do átomo de iodo que é maior do que os demais. É possível notar, entretanto, que essa ordem é invertida em água, provavelmente devido a maior entalpia de solvatação do ácido fluoroacetato em relação aos outros carboxilatos da série.

X

X

H

X

H

X

X

H I

H

Cl

X X

pK a = 2, 90

X

pK a = 2, 85 F pK a = 2, 70

Grupamentos fortemente atratores de elétrons, como o grupo nitro, amônio, nitrila e carbonila estabilizam intensamente o ânion formado pela desprotonação do ácido, aumentando a acidez relativa do ácido, como mostrado a seguir para a dissociação em água de uma série de ácidos carboxílicos substituídos por grupos atratores de elétrons.

O 2N pK a = 4,76

pK a = 1,7

(H 3 C) 3 N pK a = 1,8

NC pK a = 2,4

O pK a = 3,6

De modo contrário, grupos doadores de elétrons deverão diminuir a estabilidade da base conjugada, pois em vez de ajudar a dispersar a carga negativa, eles contribuem para a sua concentração. O efeito intrínseco proporcionado por esses substituintes é chamado de efeito indutivo doador de elétrons. Os grupamentos alquilas, tais como o metila, etila, isopropila, entre outros, são os mais comuns. Para exemplificar esse efeito é mostrado a seguir, os valores de pK a em água do ácido metanóico (fórmico) e etanóico (acético). Alguns autores sugerem também, que a diminuição da acidez em solução tem uma grande influência da solvatação. A introdução de grupamentos alquila, e principalmente os mais volumosos, desfavorecem a

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entropia do processo de dissociação, como já foi explicado anteriormente, quando foi discutida a influência do aumento do volume da superfície molecular na acidez dos compostos orgânicos.

H3C

H

pK a = 4, 8

pK a = 3, 7

Outra abordagem para o efeito polar considera o efeito produzido pelo grupo substituinte sobre o centro da reação, ou seja, onde é gerada a carga negativa na base conjugada, ocorrendo diretamente através do espaço. Este efeito é denominado efeito de campo. O efeito de campo, assim como o efeito indutivo, depende da interação entre dois momentos dipolares, um deles é centro contendo a carga negativa na base conjugada, chamado de μ1, e o outro gerado pelo substituinte (μ2). Essa interação forte de natureza eletrostática (ânion-dipolo), que se dará através do espaço, domina a estabilidade do sistema e depende da distância e do ângulo entre os dois dipolos. Se a estrutura molecular for rígida, a distância entre o ânion e o substituinte não sofrerá alteração. Normalmente, a intensidade da interação ânion-dipolo tem relação direta com a distância (r) e com a orientação entre eles, através do cosseno do ângulo formado (cosθ) e do valor da interação eletrostática (μ). Quando a distância entre os grupos é fixa, a orientação e o momento dipolo que variam em função do substituinte determinam a acidez da molécula. Molécula conformacionalmente restrita

Cl Cl

X

CO2

Molécula conformacionalmente restrita

pK aH = 6,1

C X

Cl

Cl CO2

pK aH = 5,7

No exemplo anterior, o número de ligações entre os átomos de cloro e o carboxilato é igual. Se fosse considerado somente o efeito indutivo os valores de pK a das duas substâncias deveria ser igual, sugerindo que nesse caso o efeito de campo é mais importante do que o efeito indutivo. No primeiro exemplo o dipolo gerado pelos átomos de cloro está orientado na mesma direção do dipolo do grupo carboxilato, fazendo com que o cosθ seja maior do que 90o e, portanto aumentando a energia de interação entre os dipolos o que diminui a estabilidade do carboxilato e consequentemente diminui a força do ácido.

75


F – O efeito de ressonância O fenômeno da ressonância, discutido em detalhes na aula 2, é provavelmente o conceito mais importante usado para relacionar a estrutura dos compostos orgânicos com diversas propriedades químicas. Um exemplo clássico para exemplificar o efeito de ressonância é a diferença de acidez quando se compara o processo de dissociação de um álcool, um fenol e um ácido carboxílico. Essa diferença pode ser atribuída à estabilização por ressonância das bases conjugadas oriundas do ácido carboxílico e do fenol. Ao analisar os dados termodinâmicos destas reações em fase gasosa, fica evidente o efeito intrínseco (estrutural) proporcionado pelo grupo carbonila do ácido carboxílico e pelo anel aromático do fenol na estabilização do carboxilato e do fenóxido, respectivamente, quando comparado com o etóxido. Fase Gasosa O OH H 3C Ácido acético OH

O + H + ∆G o = 341,1; ∆H o = 348,1; ∆S o = 23,5; Τ∆S o = 7, 0 H3C O Acetato (caboxilato) O + H + ∆G o = 342,3; ∆H o = 350,4; ∆S o = 27,2; Τ∆S o = 8, 1

Fenol C2H5 OH Etanol

Fenóxido C2H5 O

+ H + ∆G o = 371,7; ∆H o = 378,3; ∆S o = 22,1; Τ∆S o = 6, 6

Etóxido

O íon acetato é mais estável do que o íon fenóxido, pois apresenta duas estruturas de ressonância energeticamente iguais, distribuindo a carga negativa entre os dois átomos de oxigênio, eletronegativos. Já para o fenóxido, podem ser escritas cinco estruturas de ressonância, entretanto, esse ânion é menos estável, pois em três estruturas canônicas a carga negativa está localizada em átomos de carbono. Essas estruturas possuem mais energias, do que àquelas em que a carga negativa está no átomo de oxigênio, contribuindo menos para a estabilidade do híbrido de ressonância. No etóxido, não existe deslocalização eletrônica. Note que em fase gasosa o único efeito existente é o efeito de ressonância, a pequena diferença nos valores de ΔGº do ácido acético e do fenol mostra que o efeito do anel aromático é quase tão importante quanto o da carbonila. O δ H 3C

C

O

δ

Híbrido de ressonância O δ δ

δ

δ Híbrido de ressonância

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Os valores de pK a para essas substâncias obtidas em meio aquoso, mostra que não há inversão na ordem de acidez. A diferença na acidez entre o álcool, o fenol e o ácido carboxílico em solução pode ser atribuída ao fator intrínseco, ou seja, o efeito de ressonância e ainda ao efeito de solvatação dessas substâncias. O acetato, como dito anteriormente, apresenta duas estruturas de ressonância com energias iguais onde a carga negativa está mais dispersa e por isso, ele é menos solvatado. A menor eficiência na dispersão da carga no íon fenóxido, quando comparado com o acetato faz com que ele tenha uma solvatação maior. O etóxido é presumivelmente o mais solvatado dos três, pois a carga está localizada no átomo de oxigênio. Essa diferença na solvatação das bases conjugadas afeta as entropias dos processos de dissociação. O ânion menos solvatado (carboxilato), aumenta a entropia dos reagentes em comparação com a entropia dos produtos, o que favorece o processo de dissociação. H H

H

pK a = 16,0

pK a = 4, 8 pK a = 10,0

O aumento da acidez do ácido carboxílico pode ser atribuído também ao efeito indutivo atrator de elétrons exercido pelo grupo carbonila, estabilizando a carga negativa no carboxilato via indução. Cabe ressaltar que muitas vezes é difícil separar o efeito indutivo do efeito de ressonância no processo de estabilização dos ânions. Outra série de estruturas em que o efeito de ressonância tem um papel preponderante é o conjunto de fenóis substituídos mostrados a seguir. Em solução aquosa, o pK a do p-nitrofenol é igual a 7,2, comparado ao do fenol (pK a = 10,0), enquanto que o 2,4-dinitrofenol tem um pK a de 4,0 e finalmente o ácido pícrico com valor de pK a de 0,4. H

H

H

H

pKa = 4,0

pKa = 0,4

pKa = 10,0 pKa = 7,2

Estruturas de ressonância do íon p-nitrofenóxido

Efeito indutivo atrator de elétrons do grupo nitro

Capacidade de receber elétrons do grupo nitro

77


Certamente, uma parte do efeito exercido pelo grupo nitro na estabilização da base conjugada pode ser atribuída ao seu forte efeito indutivo atrator de elétrons, mas a sua habilidade em deslocalizar a carga negativa do ânion fenóxido também contribui para a estabilidade do ânion. O efeito de ressonância e o efeito indutivo exercidos pelo grupo nitro na estabilização da base conjugada pode ser confirmado através da comparação dos valores de pK a do p-nitrofenol (7,2) com o do m-nitrofenol (8,36) e com o do fenol (10,0). O grupo nitro na base conjugada do m-nitrofenol não estabiliza a carga negativa por ressonância, somente via indução, e, portanto é o efeito indutivo atrator de elétrons do grupo nitro o responsável pela diminuição do valor de pK a em praticamente duas unidades, comparado ao fenol. A diminuição da outra unidade no p-nitrofenol pode ser atribuída ao efeito de ressonância. As ligações C-H em alcanos são pouco ácidas, pois o átomo de carbono, pouco eletronegativo, não estabiliza bem o carbânion formado na base conjugada. A presença de grupos funcionais, adjacente a ligação C-H que vai dissociar, com habilidade para estabilizar a carga negativa do carbânion por ressonância, aumenta a acidez desses hidrogênios (efeito intrínseco). Os principais grupos que estabilizam a carga negativa por ressonância são mostrados abaixo. Todos eles possuem como característica química comum a presença de grupos insaturados vicinais ao carbono negativo. O orbital π destes grupos tem uma orientação paralela ao orbital p do carbono negativo, gerando uma interação entre esses orbitais, propiciando a ressonância e consequentemente à estabilização da carga.

C R O pK a ~ 20,0

N O O pK a ~ 10,0 Hα S O

C N

OR

C pK a ~ 41,0

O H

C NR2 O pK a ~ 25,0

C OR O pK a ~ 25,0

pK a ~ 25,0

pK a ~ 33,0

C

H H

R pK a ~ 49,0

pK a ~ 43,0

A presença de um grupo carbonila adjacente a uma ligação C-H é suficiente para diminuir a acidez desse átomo de hidrogênio, como mostra os valores de pK a acima. O pK a característico de alcanos (49,0) passa para aproximadamente 20,0 em aldeídos e cetonas. Essa redução do valor de pK a, ou seja, aumento na acidez, se deve ao fato de que nos alcanos, o carbânion formado possui a carga negativa localizada no átomo de carbono, enquanto que nos aldeídos e cetonas, essa mesma carga negativa pode ser deslocalizada para o átomo de oxigênio da carbonila, gerando um efeito estabilizador de ressonância. O ânion obtido pela deslocalização da carga negativa para o átomo de oxigênio recebe o nome de enolato e é muito mais estável do que o carbânion proveniente do alcano. 78


NH3 (l)

R

H

R

pK a ~ 49,0 Hα

pK a = 38,0 NH 3 (l)

C R O

C

R

C

R

O

O

H pK a = 38,0

pK a ~ 20,0

O efeito de duas carbonilas sobre a acidez do H α da ligação C-H é cooperativo, pois o enolato será estabilizado duplamente, tornando-se mais estável. Consequentemente substância contendo uma ligação C-H vicinal a duas carbonilas, como a 2-4-pentanodiona (pK a = 8,84) ou a qualquer outro grupamento atrator de elétrons, capaz de estabilizar a carga negativa por ressonância, como a malonitrila (pK a = 11,2) e o dinitrometano (pK a = 3,63) tornam-se bem mais ácidas. Esses compostos são chamados de metileno ativo. Hα R

C O

H2O (l)

C R O

R C Na O

C O

R

R

C O

C R O

R

C O

C R O Na

pK a ~ 8, 0 - 12,0

pK a = 8,84

pK a = 11, 2

pK a = 3,63

Outro caso onde a ressonância influencia a acidez do carbono pode ser observado comparando-se os valores de pK a do metano (~ 48), do tolueno (41,2), difenilmetano (33,0) e finalmente do trifenilmetano (31,5). Esses valores de pK a demonstram que aumentado o número de grupos fenila, diminui o valor do pK a, consequentemente aumenta a acidez da ligação C-H. Isso é o que se espera pois, aumentando o número de grupamentos fenilas, a carga negativa gerada na base conjugada pode ser estabilizada por mais anéis através do efeito de ressonância. Entretanto, pode ser notado também que com a adição sucessiva de anéis fenila, há uma diminuição no efeito exercido sobre o pK a: o primeiro anel diminui aproximadamente oito unidades o valor do pK a, o segundo sete e o terceiro somente uma unidade. A explicação para essas observações experimentais deve-se ao fato de que para se ter uma deslocalização efetiva da carga negativa, todo o sistema deve ser completamente planar. No caso do trifenilmetano os três anéis não conseguem assumir uma disposição espacial coplanar em torno do átomo de carbono, pois, os átomos de hidrogênio em posição orto de cada anel fenila tendem a ocupar o mesmo espaço aumentando a repulsão estérica (espacial). Esse composto adota 79


uma forma espacial em hélice onde cada grupamento fenila está ligeiramente torcido em relação aos vizinhos, diminuindo a efetividade da sobreposição dos orbitais e consequentemente a deslocalização eletrônica. Esse efeito é denominado inibição estérica da ressonância.

H H H

H H

H

H

H

H H

H

pK a ~ 48, 0 pK a = 41,2

pK a = 33,0

pK a = 33,0

H H

Impedimento estérico dos átomos de H nas posições orto dos anéis

5 Fatores que Alteram a Basicidade: Efeitos Estruturais e do Solvente Bases são substâncias capazes de receber um próton (basicidade de Brønsted-Lowry) ou de doar um par de elétrons (bases de Lewis). Assim como na acidez, a basicidade dos compostos orgânicos pode ser correlacionada com o efeito dos grupos substituintes presentes na estrutura das bases e a sua força com a sua estabilidade, ou seja, quanto mais estável ela for, mais fraca será. Assim, uma base carregada negativamente é mais suscetível a receber um próton de um ácido do que uma neutra; um composto em que a carga negativa está deslocalizada é menos básico do que outro em que a carga está localizada. Foi visto na sessão anterior que um ácido carboxílico é um ácido mais forte do que um álcool, porque no ácido carboxílico a carga negativa formada pela desprotonação está deslocalizada entre os dois átomos de oxigênio do carboxilato, contudo está localizada no átomo de oxigênio do alcóxido. Em outras palavras, o alcóxido é uma base mais forte do que o carboxilato porque os seus elétrons estão mais disponíveis para serem protonado. Analisando uma base neutra, existem dois fatores que determinam a sua força: a acessibilidade do par de elétrons e o quanto a carga positiva gerada pela protonação da base pode ser estabilizada por efeitos intrínsecos ou pelo solvente. 80


A acessibilidade do par de elétrons em um átomo torna-se menor quando: esse átomo estiver ligado a um grupo atrator de elétrons (efeito indutivo atrator de elétrons); o par de elétrons estiver em um átomo com hibridação sp ou sp2, com maior percentual de caráter s; quando estiver conjugado a um grupo atrator de elétrons; quando estiver em átomo muito eletronegativo, como por exemplo o oxigênio e ainda quando estiver envolvido na manutenção da aromaticidade de um sistema. A seguir serão mostrados alguns exemplos de bases nitrogenadas neutras que explicam esses fatores: Os valores de pK aH de alguns ácidos conjugados de aminas em que o átomo de nitrogênio sofre o efeito indutivo de um grupo atrator de elétrons são mostradas a seguir. Os grupamentos fortemente atratores de elétrons CF3 e CCl3 tem um largo efeito quando eles estão ligados ao átomo de carbono contendo o grupamento NH2 , contudo ele perde intensidade quando torna-se mais afastado. O efeito indutivo decresce rapidamente com a distância. Nunca é de mais lembrar que os valores de pK aH fazem referência a acidez das aminas protonadas (ácidos conjugados) e quanto mais fraco for o ácido, mais forte será a base, no caso, a amina. O grupamento atrator de elétrons diminui a disponibilidade do par de elétrons para receber o próton.

Cl 3C pK aH = 5,50

Cl 3C pK aH = 9,65

F 3C pK aH = 5,70

F 3C pK aH = 8,70

H 3C pK aH = 10, 6

Se o par de elétrons estiver em um átomo de nitrogênio com hibridação sp ou sp2 ele estará mais fortemente atraído eletrostaticamente pelo núcleo tornando-se mais difícil de ser protonado. Isso explica, por exemplo, porque o grupo nitrila não é tão básico e necessita de um ácido forte para ser protonado.

pK aH = 10, 7

pK aH = 9,2

pK aH ~ -10,0

A anilina é uma base fraca em meio aquoso, o que pode ser avaliado pela força do seu ácido conjugado (pK aH = 4,62) em relação ao ácido conjugado da amônia (pK aH = 9,25) ou da cicloexilamina (pK aH = 10,68). Através dos dados obtidos em fase gasosa, a anilina é intrinsecamente mais básica do que a amônia, pois a alta densidade eletrônica do anel aromático ajuda a estabilizar a carga positiva do nitrogênio no íon anilínio. Além disso, esse íon possui uma superfície molecular maior, o que permite um melhor espalhamento da carga positiva. Com esse resultado, é possível perceber que a diminuição da densidade eletrônica do nitrogênio pelo efeito de ressonância, em outras palavras, a deslocalização do par de elétrons não ligante do átomo de nitrogênio para o anel aromático, é um efeito secundário para o efeito intrínseco. 81


Isso pode ser explicado da seguinte maneira: para que haja a deslocalização os elétrons não ligantes do nitrogênio deverão estar em um orbital p e, por conseguinte o átomo de nitrogênio deverá possuir uma hibridação sp2. Com essa hibridação, a geometria do grupo amina é muito próxima da trigonal planar onde os átomos de hidrogênios deveriam ficar coplanar ao anel aromático. Porém esse arranjo aumenta a energia da molécula, devido ao aumento do impedimento estérico. A fim de minimizar essa interação desestabilizadora os hidrogênios do grupamento amino deslocam-se aproximadamente 40º em relação ao plano do anel aromático, deixando o par de elétrons parcialmente conjugado, ou seja, prejudicando a sua sobreposição com os orbitais p dos átomos de carbono do anel aromático.

H H

H

H

~ 40 4 o

H

H

H

H

pK a = 4,62

pK a = 9,24

Em meio aquoso a ordem de acidez é invertida, pois agora é a dissociação do íon anilínio que possui o menor valor de ΔGº. Desta maneira, a diferença de basicidade da anilina em relação à amônia em fase aquosa tem sua origem no efeito de solvatação. O íon amônio é mais solvatado do que o anilínio porque possui o maior número de hidrogênios capaz de fazer ligação de hidrogênio com a água e por ser menos impedido estericamente. O anel aromático mais volumoso dificulta a solvatação do grupamento amino. Do ponto de vista entálpico, a maior estabilidade do íon amônio devido a sua maior solvatação desfavorece o seu processo de dissociação. Já o termo entrópico mostra um favorecimento para o processo de dissociação do íon anilínio, pois o fato desse cátion ser mais estável (efeito intrínseco) faz com que ele seja menos solvatado, aumentando a entropia dos reagentes, quando comparado com os produtos (íon hidroxônio é mais solvatado do que o anilínio). 82


Ao contrário das aminas aromáticas, o grupo amida é completamente planar com átomo de nitrogênio hibridizado sp2 e com os elétrons não ligantes em um orbital p. Esse arranjo espacial permite uma sobreposição eficiente com o grupo carbonila, diminuindo a disponibilidade do par de elétrons não ligante do átomo de nitrogênio e, portanto, tornando-o menos básico (pK aH amida ~ 0-1).

Oδ δ+ R R N R Híbrido de ressonância

Devido a essa deslocalização, onde a maior densidade eletrônica está no átomo de oxigênio, a amida não é protonada no átomo de nitrogênio. Se a protonação ocorresse no nitrogênio, ele assumiria uma carga formal positiva adjacente ao carbono do grupo carbonila também deficiente de elétrons, o que é energeticamente desfavorável. Dessa forma, a protonação ocorre no átomo de oxigênio, onde a carga positiva formada pode ser estabilizada por um efeito de ressonância. O átomo de oxigênio é portanto mais básico do que o nitrogênio na amida.

H

H

H

Energeticamente desfavorável

H H Ressonância estabiliza o ácido conjugado

As amidinas são equivalentes nitrogenados das amidas, onde um grupo C=NH substitui a carbonila. Elas são muito mais básicas do que as amidas (pK aH amidinas ~ 12). Uma amidina possui dois átomos de nitrogênio que podem ser protonados, um possui hibridação sp3 e outro sp2. Pelo efeito da hibridação, o átomo de nitrogênio com o menor % de caráter s (sp3), portanto menos atraído pelo núcleo, deveria ser o mais básico e, portanto protonado preferencialmente. Contudo, a protonação ocorre primeiro no nitrogênio sp2 por uma razão muito semelhante à protonação preferencial do átomo de oxigênio da amida: somente ocorre deslocalização da carga positiva formada entre os heteroátomos se a protonação ocorrer no nitrogênio sp2. 83


N

H

N

C

H H

C p K aH = 12, 4

Mais básicas que as amidinas são as guanidinas (pK aH = 13,6), normalmente uma base mais forte do que o hidróxido de sódio. A protonação do átomo de nitrogênio com hibridação sp2 forma um cátion altamente estabilizado por ressonância, onde a carga positiva está distribuída pelos três átomos de nitrogênio. N

H

C

H H2N

NH2

pK aH = 13, 6

Bases oxigenadas, normalmente são muito mais fracas do que as nitrogenadas devido à diferença de eletronegatividade entre esses átomos. Porém, é importante conhecer alguns valores de pK aH de compostos oxigenados pois muitas reações começam com a protonação de um composto oxigenado.

H Aldeído ou Cetona H Ácido carboxílico

H

Fenol H Ésteres carboxílicos H

Álcoois H Éteres 84


Resumo e Palavras-chave Acidez e basicidade estão intimamente relacionadas a fatores intrinsecos e de solvatação. Um ácido de Brønsted-Lowry é todo e qualquer composto capaz de doar um próton (H+) e uma base de Brønsted-Lowry é um composto capaz de receber um próton. A força de um ácido ou de uma base pode ser expressa por sua constante de acidez (Ka) e de basicidade (Kb), respectivamente, ou pelo seu logaritmo decimal negativo (pKa). Quanto menor for o valor de pK a de um ácido, mais forte ele será e portanto, estará mais dissociado. A constante de acidez pode ser diretamente relacionada com a energia livre de Gibbs, num processo termodinâmico onde o equilíbrio estará deslocado para espécie mais estável. A equação de Henderson-Hasselbalch, correlaciona o pK a de um ácido com o valor de pH do meio e com a concentração de suas espécies dissociadas e não dissociadas. Ela pode ser usada, por exemplo, para calcular o percentual de ionização de fármaco em um determinado compartimento fisiológico. A força dos ácidos e das bases fortes, que são completamente dissociadas em água para formar os íons hidroxônio e hidróxido, respectivamente, é nivelada por esse solvente. Esse efeito é chamado de efeito nivelador do solvente. Uma outra definição muito útil e mais abrangente sobre ácidos e bases foi descrita por Lewis, onde o ácido de Lewis é qualquer composto capaz de receber um par de elétrons e a base de Lewis é qualquer substância capaz de doar um par de elétrons.

Ao término dessa aula você deverá ser capaz de: Entender porque algumas molécula orgânicas são ácidas e outras básicas; Reconhecer os pares ácidos/bases conjugados; Saber porque alguns ácidos são mais fortes do que outros; Saber porque algumas bases são mais fortes do que outras; Escrever a constante de acidez e o seu logaritmo decimal negativo para uma reação ácido-base; Estimar a acidez e a basicidade usando pH e pK a; Estimar para que lado o equilíbrio estará deslocado usando o pK a e ΔGº; Saber qual próton é o mais ácido em uma molécula orgânica mais complexa; Saber qual par de elétrons é o mais básico em uma molécula orgânica mais complexa; Correlacionar a acidez e a basicidade com a solubilidade;

Olhando a diante Reações ácido-base estão envolvidas em diversos mecanismos de reações; Catálise ácida e básica nas reações de grupos carbonilas; Uso de ácidos de Brønsted-Lowry e de Lewis nas reações de substituição eletrofílica aromática; Reações seletivas a partir do uso de ácidos ou bases. 85


A t i v i da des 1ª Questão: Os fenóis mostrados a seguir possuem valores aproximados de constante de acidez de 4, 7, 9, 10 e 11. Correlacione os valores de pK a com as respectivas estruturas e explique a sua resposta.

2ª Questão: O composto mostrado a seguir, tem por razões óbvias, sido chamado de ácido quadrático. O ácido quadrático é um ácido diprótico, com ambos os prótons sendo mais ácido do que o ácido acético. No diânion obtido após a perda de ambos os prótons, todas as ligações carbono-carbono tem o mesmo comprimento, bem como todas as ligações carbonooxigênio. Forneça uma explicação para essas observações experimentais.

3ª Questão: Um aminoácido possui tanto um grupo funcional ácido quanto um básico, portanto, podendo, em solução aquosa, ocorrer uma reação ácido-base entre eles para produzir uma espécie chamada zwitterion ou íon dipolar, como mostrado a seguir. Usando uma tabela de pK a diga qual das duas espécies será favorecida no equilíbrio e justifique a sua resposta.

4ª Questão: Coloque os compostos mostrados a seguir em ordem crescente de acidez. Explique resumidamente a sua resposta.

5ª Questão: O ácido ascórbico (vitamina C) possui a estrutura mostrada a seguir. O próton mais ácido da sua estrutura possui um pK a de 4,10, enquanto que o segundo próton mais ácido tem um valor de pK a de 11,99. Escreva a estrutura da base conjugada que resulta da primeira ionização e explique a sua escolha para o próton removido na primeira ionização. 86


6ª Questão: Seja um ácido orgânico de fórmula geral XCH2COOH , onde X poderá ser substituído por H , F, Cl, ou Br. Pergunta-se: em qual dos casos o ácido será mais fortemente dissociado em solução aquosa? a) X = H b) X = F c) X = Cl d) X = Br e) X = I 7ª Questão: A tabela demonstra as constantes de ionização ácida de substâncias orgânicas em água a 25ºC. A partir dos dados da tabela, é incorreto dizer que: Substância

Ka

Ácido acético (CH 3COOH)

1,8 x 10 -5

Etanol (CH 3CH2OH)

1,0 x 10 -18

Fenol (C6H5OH)

1,3 x 10 -10

2-nitrofenol (C6H4(NO2)OH)

6,2 x 10 -8

a) o ácido acético é o ácido mais fraco das substâncias listadas na tabela quando estas estão dissolvidas em água. b) o etanol é o ácido mais fraco das substâncias listadas na tabela quando estas estão dissolvidas em água. c) fenol é menos ácido que 2-nitrofenol em água. d) o ácido acético é o ácido mais forte das substâncias listadas na tabela quando estas estão dissolvidas no solvente polar. e) o etanol é o ácido mais fraco das substâncias listadas na tabela quando estas estão dissolvidas no solvente polar. 8ª Questão: Em um recipiente, são colocados 1,0 mol de ácido acético (K a ≈ 10 –5), 1 mol de ácido cloroacético (K a ≈ 10 –3) e 0,5 mol de KOH. Considerando o sistema após atingido o equilíbrio, responda: a) Quais substâncias serão encontradas no recipiente? E em que quantidades? b) O KOH reage preferencialmente com um dos componentes presentes no recipiente. Qual é o efeito responsável por essa preferência? Escreva a fórmula estrutural dos dois ácidos orgânicos e mostre, por meio de setas, a atuação desse efeito. 87


9ª Questão: O monóxido de carbono (CO) é uma substância altamente tóxica, pois forma complexos estáveis com o ferro da hemoglobina impedindo que essa proteína capture o oxigênio molecular necessário para o processo respiratório. Na formação desse complexo, o CO atua como:

a) Uma base de Lewis. b) Um ácido de Lewis. c) Uma base de Brønsted. d) Um ácido de Brønsted. 10ª Questão: O pH do sangue humano é controlado por vários sistemas tampões, entre eles um derivado do ácido sulfônico (BES) cujo pK a vale 7,1. A razão entre a forma protonada e a forma desprotonada do BES no sangue normal, que possui pH = 7,1, é igual a: a) 0,5. b) 1,0. c) 1,5. d) 2,0.

88


Aula 4 Mecanismos das Reações Orgânicas As reações orgânicas serão abordadas nos módulos subseqüentes através do estudo detalhado da estrutura e da reatividade de cada grupo funcional. Contudo para um bom entendimento da correlação estrutura-reatividade desses grupos funcionais, se faz necessário introduzir alguns conceitos gerais importantes que irão posteriormente ajudar a esclarecer os mecanismos dessas reações orgânicas. Novamente aqui, se faz necessário a introdução de alguns conceitos básicos da termodinâmica e da cinética química, como digramas do perfil energético reacional, ordem de reação, energia de ativação, entre outros. É necessário relembrar antes de começar Ligação covalente e estrutura molecular (Módulo 1 – aula 1 - Química Orgânica I); Ressonância e a teoria de orbital molecular (Módulo 1 – aula 2 – Química Orgânica I). Acidez e basicidade dos compostos orgânicos (Módulo 1 – aula 3 – Química Orgânica I).

1 Mecanismo das Reações Orgânicas A descrição detalhada, etapa por etapa, de um caminho na qual um reagente é convertido em um produto é chamado de mecanismo de reação. Essa descrição inclui o movimento dos elétrons que leva a formação e a ruptura de uma ou mais ligações químicas e as relações espaciais (estereoquímicas) dos átomos durante a transformação química. Uma boa descrição mecanística deve conter as variações estruturais e energéticas que ocorram em cada etapa da reação. A. Nucleófilos e Eletrófilos As reações orgânicas iônicas, onde as espécies reagentes possuem alta ou baixa densidade eletrônica, consiste na maior classe de reações existentes na química orgânica. Os reagentes podem ser divididos em dois grupos de acordo com o seu caráter eletrônico. Os reagentes com alta densidade eletrônica são chamados de nucleófilos (afinidade por núcleo, ou seja, afinidade por carga positiva). Já os eletrófilos (afinidade por elétrons) são aqueles que possuem baixa densidade eletrônica, em outras palavras, deficiente de elétrons. Os nucleófilos são comumente, eletricamente neutros ou possuem uma carga formal negativa (negativamente carregados), 89


enquanto que os eletrófilos são espécies eletricamente neutras ou com uma carga formal positiva (positivamente carregados). Em uma reação iônica um nucleófilo (Nu:) compartilha um par de elétrons com o eletrófilo (E) no processo de formação de uma ligação covalente.

Nucleófilo

Eletrófilo H H

Os nucleófilos são bases de Lewis, pois são espécies doadoras de par de elétrons e os eletrófilos são ácidos de Lewis porque são aceptores de elétrons. Dessa forma é possível descrever muitas reações orgânicas em termos de acidez e basicidade de Lewis. Entretanto, o mais comum na química orgânica é descrever as reações iônicas em átomos de carbono, em termos de nucleofilicidade e eletrofilicidade e reservar os termos acidez e basicidade para as reações com prótons (H+). Alguns importantes nucleófilos e eletrófilos estão compilados na tabela a seguir.

90


B. Substratos e Reagentes Os compostos orgânicos que sofrem uma mudança estrutural ou de um grupo funcional são chamados de substratos. O segundo componente, muitas vezes uma espécie inorgânica o reagente que irá reagir com o substrato. Um exemplo é a reação do cloroetano, o substrato com o íon hidróxido, que é o reagente para produzir o etanol. Essa reação é chamada de substituição nucleofílica. Reagente

Substrato

Quando duas moléculas ou íons sofrem uma reação do tipo iônica, uma das espécies deve ser o nucleófilo e a outra o eletrófilo. A designação de substrato e reagente torna-se muito arbitrária para reações em que duas moléculas orgânicas reagem. Normalmente é necessário um conhecimento prévio do mecanismo da reação e das condições reacionais para a determinação do substrato e do reagente. Como exemplo, podemos destacar a reação do etanol com o propanal em meio ácido. O etanol é uma base de Lewis e, portanto o nucleófilo, pois possui dois pares de elétrons não ligantes no átomo de oxigênio. O grupo carbonila do propanal é polar e possui uma carga parcial positiva no átomo de carbono. A identificação da estrutura do produto de reação indica que o átomo de oxigênio do etanol foi adicionado ao átomo de carbono da carbonila do propanal. Nessa adição nucleofílica o etanol é o reagente e o propanal o substrato.

Reagente

Substrato

C. Reações orgânicas e o movimento dos elétrons Uma reação orgânica é uma sequência de etapas envolvendo elétrons ligantes e não ligantes onde ligações químicas são quebradas e formadas. A descrição mecanística de uma reação deve mostrar o movimento desses elétrons, que normalmente é designado por setas curvas. Por convenção, o elétron se movimenta na direção da seta, ou seja, da espécie rica em elétrons para a espécie deficiente de elétrons. Considerando a dissociação de um íon cloreto a partir de um átomo de carbono terciário. Essa dissociação ilustra uma clivagem de ligação heterolítica em que o par de elétrons compartilhado na ligação covalente sigma (σ) move do carbono para o cloro, devido à diferença de eletronegatividade entre eles. Dessa forma, o átomo de carbono torna-se um cátion e o átomo de cloro um ânion. 91


Civagem eletrolítica da ligação σ

A formação de uma nova ligação é descrita de maneira similar. Em uma reação comum do grupo carbonila, o íon hidróxido nucleofílico, por exemplo, forma uma nova ligação com o átomo de carbono eletrofílico da carbonila. Nesse exemplo, o movimento síncrono do par de elétrons ligante do átomo de carbono saindo para o oxigênio na carbonila, ocorre a fim de evitar que o carbono exceda oito elétrons na camada de valência. Esse deslocamento eletrônico é mostrado pela seta curva.

Outro tipo de movimento de elétrons envolve o movimento de um único elétron e é representado por meia seta curva. A clivagem homolítica e as reações de formação de ligação a partir de radicais livres são exemplos de como esses elétrons se movimentam.

A aproximação entre as moléculas reagentes para efetivar uma reação química pode ocorrer através da atração entre cargas opostas ou mediante a sobreposição de orbitais. Cátions e ânion se atraem mutuamente por meio de forças eletrostáticas e isso pode ser suficiente para a reação ocorrer. Quando um cloreto de alquila (RCl) reage com iodeto de sódio (Na I) em solução de acetona (propanona) um precipitado de cloreto de sódio se forma. Os íons sódio (Na+) e cloreto (C l-) em solução são atraídos eletrostaticamente e se combinam para formar uma rede cristalina de cátions e ânions alternadamente, formando um precipitado de cloreto de sódio. Esse estilo de atração de cargas é raro nas reações orgânicas. Um modelo mais comum de atração de cargas em uma reação orgânica ocorre entre uma espécie carregada (cátion ou ânion) e uma molécula orgânica que possua um dipolo. Como exemplo, pode-se destacar a reação entre o sal cianeto de sódio (NaCN) e um composto carbonilado como a acetona. O cianeto de sódio em solução se dissocia para formar o cátion sódio (Na+) e o ânion cianeto (CN-). A acetona possui um grupo carbonila que é polarizado, pois o átomo de oxigênio é mais eletronegativo do que o átomo de carbono. Dessa forma, o ânion cianeto é atraído pelo pólo positivo da carbonila. Muitas vezes não é necessário que o reagente seja carregado para que uma reação orgânica se processe. A metilamina, uma molécula neutra, por exemplo, 92


reage com a acetona usando o seu par de elétrons não ligante. A alta densidade eletrônica existente sobre o átomo de nitrogênio na metilamina é atraído pela parte positiva do dipolo do grupo carbonila.

δ−

δ−

δ+

Dipolo C =O

Reagente carregado

δ+

Dipolo C =O Reagente neutro

A polarização pode ocorrer também em torno da ligação σ. O elemento mais eletronegativo da tabela periódica, o átomo de flúor atrai os elétrons da ligação σ para si polarizando a ligação com o átomo de boro, deixando-o com uma carga parcial positiva. O pólo negativo da carbonila da acetona, o átomo de oxigênio, é atraído pelo átomo de boro no BF3.

δ−

δ

+

Dipolo

δ−

δ− δ+ δ−

δ−

δ+

Dipolo C =O

Outras reações orgânicas ocorrem entre moléculas completamente neutras, ou seja, sem carga e sem nenhum momento dipolo. Um exemplo bastante interessante é a reação de compostos insaturados (alcenos, alcinos e alcadienos) com a molécula de bromo em solução aquosa (água de bromo). Essa reação é um teste antigo usado para identificar qualitativamente se uma determinada substância possui ligações múltiplas. O teste consiste em observar se a cor marrom da água de bromo desaparece após a adição da amostra a ser testada. Caso o teste seja positivo, significa que a amostra possui ligações múltiplas. A atração entre essas moléculas não é eletrostática. De fato, é conhecido que a reação ocorre porque a molécula de bromo possui um orbital vazio disponível para aceitar elétrons. Esse orbital é o orbital antiligante da ligação Br-Br (σ*). Esse é, portanto um caso de interação atrativa entre orbitais, o orbital π de um alceno (nucleófilo) com o orbital σ* vazio da molécula de bromo (Br2 – eletrófilo). As moléculas se atraem mutuamente devido a interação entre o orbital vazio e o completamente preenchido, levando a formação de uma nova ligação.

Orbital π preenchido

Orbital σ∗ vazio

Em muitas reações orgânicas a orientação dos orbitais dos nucleófilos e dos eletrófilos exerce um importante controle. Para que uma nova ligação química seja formada no momento da colisão das moléculas, os orbitais das espécies reagentes devem estar adequadamente 93


alinhados no espaço. Como exemplo, na reação entre a trimetilamina (Me3N) e o trifluoreto de boro (BF3) somente o orbital sp3 do par de elétrons não ligante do átomo de nitrogênio possui uma orientação adequada para efetivar a sobreposição com o orbital vazio do átomo de boro e consequentemente formarem uma nova ligação química. Todas as outras colisões entre as moléculas deverão ter orientações inadequadas para propiciar a sobreposição dos orbitais e com isso, a formação da nova ligação e consequentemente a reação.

B

N Orientação adequada para a sobreposição dos orbitais

Orientações inadequadas para a sobreposição dos orbitais

Outro fator importante é a energia dos orbitais, para que haja uma sobreposição efetiva entre eles, a quantidade de energia destes orbitais deve ser preferencialmente igual ou pelo menos semelhante. Os elétrons são transferidos do orbital preenchido para o orbital vazio. Como naturalmente os orbitais ocupados (orbitais ligantes) possuem menos energia do que os orbitais vazios (normalmente orbitais antiligantes), os elétrons se movem de um orbital com menos energia para um de maior energia e isso é parte da energia de ativação da reação. Se a diferença de energia entre os orbitais for muito grande, dificilmente essa reação irá ocorrer em condições normais.

Novo orbital molecular antiligante

Novo orbital molecular antiligante

Novo orbital molecular ligante

Novo orbital molecular ligante

Orbitais possuem a mesma energia

Orbitais possuem uma pequena diferença de energia

Novo orbital molecular antiligante

Novo orbital molecular ligante Orbitais possuem uma grande diferença de energia

É importante destacar que nos três casos ocorre uma diminuição de energia do par de elétrons quando estes passam para o novo orbital molecular ligante, ou seja, quando ocorre a sobreposição entre o orbital preenchido do nucleófilo e o orbital vazio do eletrófilo. Entretanto, a diminuição de energia mais efetiva acontece no primeiro e no segundo caso onde os orbitais possuem energias iguais ou pelo menos similares, o que favorece a reação. 94


Somente o orbital de maior energia ocupado ( h o m o – Highest Occupied Molecular Orbital) do nucleófilo possui energia semelhante ao orbital de menor energia desocupado ( l u m o – Lowest Unoccupied Molecular Orbital) do eletrófilo e por isso estes orbitais são os mais relevantes para a transferência dos elétrons, consequentemente para a formação da ligação e por sua vez para que a reação ocorra. Esses orbitais são denominados orbitais de fronteira. De forma resumida para que uma reação ocorra e seja efetiva há a necessidade de uma orientação adequada dos orbitais no momento da colisão entre as moléculas, que os orbitais possuam energias pelo menos semelhantes e para isso, o nucleófilo deverá possuir elétrons de alta energia, ocupando o h o m o e o eletrófilo um orbital vazio ( l u m o ) de baixa energia. Para exemplificar, vamos considerar novamente a reação de um composto carbonilado, a acetona por exemplo. A carbonila possui um orbital ligante de baixa energia que é o orbital π ligante. Esse grupamento possui um dipolo porque justamente nesse orbital, os elétrons estão mais próximos do átomo de oxigênio, mais eletronegativo do que do carbono. Por essa mesma razão (eletronegatividade do átomo de oxigênio) esse orbital possui uma energia excepcionalmente baixa fazendo com que o grupo carbonila seja uma unidade estrutural estável. Esse orbital raramente está envolvido numa reação química. Subindo para o próximo orbital na escala de energia, encontramos dois orbitais degenerados que correspondem aos orbitais preenchidos pelos pares de elétrons não ligantes do átomo de oxigênio. Esses são os orbitais ocupados de maior energia (h o m o ) da carbonila e são eles que irão reagir com os eletrófilos. Quando consideramos o grupo carbonila como um eletrófilo, isto é, a espécie que irá receber elétrons, deve-se visualizar o orbital de menor energia desocupado (l u m o ) que nesse caso é o orbital π antiligante (π*) da dupla ligação C=O. O nucleófilo, carregado ou não, deverá atacar o grupo carbonila no átomo de carbono, simplesmente porque terá a melhor sobreposição com o componente mais volumoso desse orbital.

C

C

σ∗

O

C

C

π∗ L U MO

O

O

O

π∗ L U MO L U MO

pequena diferença de energia C

C

C

O

H O MO

n

O

n

O

σ

pequena diferença de energia

H O MO

C

π

O

C

C

O

O

σ

H CN Nu

NC

H+ E+

95


D. Intermediários reativos e o efeito eletrônico dos substituintes Em um laboratório de síntese orgânica, um produto de reação pode ser preparado, isolado, purificado e depois utilizado como material de partida para uma etapa subsequente em uma síntese total. Esses produtos são muitas vezes chamados de intermediários sintéticos. Eles são produtos estáveis formados durante uma síntese multietapas. Outro tipo de intermediário, de suma importância no desenvolvimento de um mecanismo de reação é o intermediário instável, ou seja, com tempo de meia-vida curto formado durante o caminho reacional na conversão do material de partida no produto da reação. Muitas dessas espécies não são isoláveis. Existem muitos tipos de intermediários de reação que estão envolvidos nas reações orgânicas. Nessa seção, iremos considerar os quatro intermediários mais importantes, carbocátion, carbânion, radicais e o carbeno. Assim como os efeitos dos substituintes sobre eles. Os carbocátions são espécies cujo átomo de carbono está positivamente carregado, isto é, são deficientes de elétrons e por isso instáveis, são tricoordenados e possuem uma geometria planar. A descrição dos seus orbitais retrata três orbitais híbridos sp2 coplanares e um orbital p vazio perpendicular ao plano. Com esse arranjo, o carbocátion assume uma maior estabilidade, pois torna a distância entre os elétrons ligantes a maior possível (ângulos de 120 º), minimizando assim a repulsão eletrônica. O mesmo não aconteceria se o carbocátion

assumisse uma hibridação sp3 onde os ângulos entre os orbitais são menores (109º).

Estrutura planar Orbital p R C R R Carbocátion

sp 2 p2

Correto

Estrutura Tetraédrica Incorreto

120º C sp 2

H 3C H 3C

C

C H3

Orbital p vazio Menor repulsão entre os elétrons ligantes

109º Orbital sp³ C H3 C vazio H 3C C H 3 Maior repulsão entre os elétrons ligantes

A ordem de estabilidade dos carbocátions metílico (CH3) < primário (R-CH2) < secundário (R2-CH) < terciário (R3C) deve-se ao efeito doador de elétrons dos substituintes alquilas. A liberação de elétrons por parte dos grupos alquila, por sua vez é uma combinação do efeito polar (polarização obtida pela diferença de eletronegatividade entre o carbono do carbocátion com hibridação sp2 e os carbonos sp3 dos grupamentos alquilas) e o efeito de hiperconjugação. Esse último consiste na deslocalização dos elétrons de uma ligação σ C-H e/ou C-C dos grupos substituintes em direção ao orbital p vazio do átomo de carbono. A deslocalização eletrônica tem um aspecto estereoeletrônico peculiar uma vez que o alinhamento da ligação C-H (ou C-C) com o orbital p vazio maximiza a deslocalização eletrônica.

96


Polarização

Hiperconjugação σ C -H

σ C -H

Hiperconjugação

σ C -H C

R Orbital p vazio

Orbital p vazio

Uma ligação C-H de cada grupamento metil deverá ficar paralela a um dos lobos do orbital p vazio ao mesmo tempo, proporcionando o efeito de hiperconjugação. Dessa forma, é evidente que o carbocátion terciário com três grupamentos alquila é o mais estável, pois tem um número maior de efeitos de hiperconjugação ao mesmo tempo, estabilizando o carbocátion. Uma estabilização mais efetiva ocorre quando os carbocátions estão adjacentes a ligações π, como nos cátions alílicos e benzílicos. Nesses casos, ocorre uma conjugação genuína entre os elétrons π e o orbital p vazio estabilizando fortemente o carbocátion por deslocalização.

Substituintes como os átomos de oxigênio e nitrogênio, que possuem pares de elétrons não ligantes estabilizam fortemente os carbocátions. Isso é verdadeiro tanto para heteroátomos com hibridação sp3 (oxigênio de éteres), quanto para heteroátomos com hibridação sp2 (oxigênio de carbonila). Mesmo o átomo de flúor e outros halogênios estabilizam por deslocalização os carbocátions.

N

N

O

O

F

F

Os carbânions são espécies que possuem um átomo de carbono negativamente carregado. Esse ânion, quando derivado de átomos de carbono saturado possui uma configuração piramidal, com o par de elétrons ocupando um dos lobos de um orbital híbrido sp3. Como o orbital não ligante é ocupado, a estabilidade aumenta com o aumento do percentual do caráter s. A ordem de estabilidade dos carbânions é carbono sp3 < sp2 < sp, e pode ser avaliada em fase gasosa pela energia de suas reações com prótons, que é chamado de afinidade por prótons. Essa ordem é consistente com a tendência de eletronegatividade conforme discutido na acidez relativa de alcanos, alcenos e alcinos terminais na aula 3. 97


~109º

Orbital sp³ preenchido

Grupos atratores de elétrons como a carbonila, os grupos ciano e nitro estabilizam fortemente os carbânions como resultado dos efeitos de ressonância e polar de forma complementar.

Efeito polar Efeito polar N

Efeito de ressonância

Efeito de ressonância

Efeito de ressonância

A estabilização por substituintes como o átomo de flúor (F) e o grupo hidroxila (OH) deve-se exclusivamente ao efeito polar. Os radicais livres provenientes do átomo de carbono possuem um elétron desemparelhado em um orbital não ligante e por isso, assim como os carbocátions, são deficientes de elétrons. É intuitivamente esperado que o radical livre do carbono assuma uma posição intermediária entre o íon carbocátion (seis elétrons - um orbital vazio) e o íon carbânion (oito elétrons – orbitais completamente preenchidos). Em consonância com isso, o radical alquila (radical metil, por exemplo) deverá ser planar, portanto com hibridação sp2, e o elétron desemparelhado ocupando um orbital p. Outra possibilidade de geometria para o radical do carbono é uma geometria ligeiramente piramidal com o elétron desemparelhado ocupando um orbital híbrido sp3 com grande capacidade de oscilar rapidamente através de uma forma planar (inversão) para outra estrutura quase planar. Em geral a estrutura ligeiramente piramidal é obtida quando o átomo de carbono radicalar é substituído por heteroátomos. Orbital p

Orbital sp³ C

hibridação sp²

Hibridação sp³

Figura 7: Estrutura dos radicais livres do átomo de carbono.

98


nota

Anteriormente foram descritos os orbitais de fronteira

homo

e

lu mo

para as

moléculas orgânicas. Para os radicais, espécies químicas contendo um elétron desemparelhado na camada de valência, o orbital parcialmente ocupado é chamado de

somo

(Single Occupied Molecular Orbital).

Uma boa maneira de começar a discussão sobre o efeito dos substituintes nos radicais é considerar a determinação mais comum para a estabilidade dos radicais. Essa estabilização é muitas vezes definida através da comparação com a energia de dissociação da ligação (e d l ) C-H . A partir dessas energias pode-se ter uma idéia de quão fácil um radical pode ser forma-

do e consequentemente da sua estabilidade. ∆G = Energia necessária para a cisão homolítica da ligação C-H ∆G = Energia necessária para a combinação dos radicais

Isso é particularmente verdadeiro quando houver a possibilidade de comparação entre as forças de ligação dos mesmos átomos, por exemplo, carbono e hidrogênio para diferentes moléculas. Algumas tendências simples são aparentes, a força da ligação C-H diminui de intensidade em R-H quando R vai de metil para primário, secundário e por último terciário. Os radicais alquilas terciários são, portanto os mais estáveis e o radical metílico o menos estável.

Aumento da estabilidade

Para os radicais, normalmente todos os grupos funcionais têm a capacidade de estabilizá-los. Tanto os grupos atratores de elétrons como a carbonila e o ciano, quanto os grupos doadores de elétrons como a metoxila e o dimetilamino quando localizados no carbono adjacente ao intermediário radical possuem efeito estabilizador. Esse efeito pode ser expresso em termos de deslocalização (ressonância), isto é, as estruturas de ressonância descrevem essas interações como sendo a deslocalização do elétron desemparelhado para esses substituintes. Para grupamentos insaturados, a ressonância é análoga ao radical alil. Já com grupamentos doadores de elétrons uma estrutura dipolar está envolvida e implicam em um grau de separação de cargas. 99


Efeito de ressonância

N

Grupo atrator de elétrons

Efeito de ressonância Grupo atrator de elétrons

Efeito de ressonância

Efeito de ressonância Estabilização pelo grupo dimetilamino Grupo doador de elétrons

Grupo doador de elétrons

O efeito de estabilização do radical oriundo de ambos os tipos de substituintes (atratores e doadores de elétrons) também pode ser descrito em termos de orbitais moleculares (o m ). Nesse caso, a questão é como o elétron desemparelhado em um orbital p interage com os orbitais do substituinte adjacente. Vamos considerar primeiro o que acontece quando um radical encontra-se próximo a um grupo atrator de elétrons. Grupamentos como a carbonila (C=O) e o ciano (C≡N) são atratores de elétrons porque possuem um orbital π* vazio com baixa energia. A interação desse orbital com o

somo

do radical forma dois novos orbitais moleculares.

Um elétron, do antigo s o m o , está agora disponível para preencher, pelo menos parcialmente, os novos orbitais formados. Ele entra no novo

somo

que é mais estável, isto é, possui menos

energia do que o anterior e consequentemente o radical sofre uma estabilização, pois seu elétron agora possui menos energia.

E N E R G IA

Carbonila

Orbital p

Orbital π* do grupo atrator de elétrons Energia do radical diminui, pois os elétrons ocupam um novo orbital de menor energia

S O M O do radical

N ovo S O M O

Pode-se analisar o que ocorre com grupos doadores de elétrons, como a metoxila e o dimetialamino, de maneira similar. O átomo de oxigênio do éter tem os seus pares de elétrons não 100


ligantes em orbitais n com energia relativamente alta. A interação desse orbital com o

somo

do radical irá formar novamente dois novos orbitais moleculares. Três elétrons estão agora disponíveis para ocupá-los. O orbital

somo

tem agora mais energia do que o seu antecessor,

porém o par de elétrons ocupa um orbital de menor energia. Como dois elétrons diminuíram de energia e somente um aumentou, existe uma estabilização geral do sistema, mesmo tendo o novo s o m o uma energia maior do que o anterior.

ENERGIA N ovo S OM O Maior energia

Aumento de energia do elétron desemparelhado Orbital p

Orbital n do oxigênio da metoxila

S OM O do radical

n

O

Diminuição de energia do par de elétrons n do oxigênio

O quarto intermediário reativo, menos comum, é o carbeno. Essa espécie, assim como os radicais, é altamente reativa e possui seis elétrons: dois elétrons em cada ligação e dois elétrons não ligantes. Investigações detalhadas de um grande número de carbenos de diferentes estruturas mostram que eles podem dividir-se em dois grupos, de acordo com a sua configuração: (a) aqueles que apresentam elétrons desemparelhados e cujos ângulos das ligações estão entre 130 e 150º, são denominados carbeno tripleto; (b) os que não possuem elétrons desemparelhados e os ângulos das ligações são de 100-110º, são chamados de carbeno singleto. Muitos carbenos como o CH2, podem ser encontrados em ambos os estados de spin, ainda que o primeiro seja o mais comum. Todas essas observações podem ser contabilizadas por considerar a estrutura eletrônica do carbeno. Esse intermediário possui um átomo de carbono dicoordenado onde por isso esperar-se-ia que ele tivesse uma geometria linear, como a do alquino, com um átomo de carbono com hibridação sp. p

p

101


O carbeno linear deverá ter seis elétrons para distribuir entre dois orbitais σ e dois orbitais p de maior energia. Os dois elétrons nos orbitais p degenerados deverão permanecer desemparelhados, pois dessa maneira minimiza a repulsão eletrônica.

Orbitais σ∗

ENERGIA

2p C Orbitais p 2 sp C H

2 1s H Orbitais σ

Contudo, poucos carbenos são lineares: Muitos deles são arqueados contendo ângulos de ligação entre 100 e 150º, sugerindo um estado de hibridação sp2 trigonal. Um carbeno com hibridação sp2 deve ter três orbitais sp2 com energias mais baixas e um orbital p de maior energia, onde os seis elétrons são distribuídos entre eles. Existem duas maneiras de fazer essa distribuição: a primeira delas, todos os elétrons estão emparelhados e cada par de elétrons ocupa um orbital sp2 (carbeno singleto). A segunda, dois pares de elétrons ocupam os orbitais sp2 e os outros dois elétrons estão desemparelhados, onde um ocupa um orbital sp2 e o outro um orbital p de maior energia (carbeno tripleto). Essas duas possibilidades explicam a classificação descrita anteriormente para os carbenos com as duas possibilidades de arranjo dos elétrons (estado de spin).

Orbitais σ ∗

ENERGIA

Orbitais σ ∗

ENERGIA

pC

p

pC

p

sp 2 C

sp 2

sp 2 C

sp 2

C 2 1s H

2 1s H

Orbitais σ

Orbitais σ 1 elétron em um orbital p

orbital p vazio

C 1 elétron em um orbital sp²

102

C 2 elétrons em um orbital sp²


Analisando os dois estados de spins pode-se visualizar a diferença entre os ângulos das ligações C-H nos carbenos. No carbeno tripleto um orbital sp2 está parcialmente preenchido, ou seja, com apenas um elétron e esse irá gerar uma menor repulsão com os pares de elétrons ligantes das ligações σ C-H , aumentando os ângulos dessas ligações. Já no carbeno singleto o orbital sp2 possui dois elétrons o que aumenta repulsão com os elétrons das ligações σ C-H , diminuindo os ângulos dessas ligações.

Somente 1 elétron menor repulsão

Dois elétrons maior repulsão

A tabela mostrada a seguir evidencia o efeito do substituinte no estado de spin dos carbenos. Muitos tipos de carbenos existem com estado de spin tripleto, pois a estabilização obtida pela diminuição da energia do elétron desemparelhado ao passar do orbital p, de maior energia, para o orbital sp2 de menor energia não compensa a repulsão eletrônica existente entre os elétrons emparelhados no orbital sp2 no estado singleto.

Carbeno Tripleto

Carbeno Singleto

Ângulo de ligação 130-150º Elétrons desemparelhados

Ângulo de ligação 100-110º Elétrons emparelhados

:CH2

:CCl2

:CHPh

:CHCl

:CHR

:C(OMe)2

:CPh2

N

C

N

E. Energética das reações orgânicas O primeiro e mais importante fator que existe em qualquer reação química ou etapa elementar de um processo químico é que existe uma barreira de energia, também chamada de energia de ativação, separando os produtos dos reagentes. A fim de converter os reagentes em produtos, a energia do sistema deve ser elevada até que a sua energia total seja pelo menos igual a da barreira de energia. Somente depois disso que os reagentes se transformam em produtos, passando pela barreira de energia e posteriormente ocorrendo uma diminuição 103


na energia. Essa barreira de energia tem grande importância por dois motivos: primeiro, a altura da barreira determina quão rápido os reagentes podem ser convertidos nos produtos em uma determinada temperatura. Segundo, na altura máxima da barreira de energia, que é chamada de estado de transição, existe uma descrição hipotética de um grupo de átomos, denominado, complexo ativado, que é uma “ponte” estrutural entre os reagentes e os produtos, possuindo assim características de ambos. Ao contrário de alguns intermediários, o estado de transição não pode ser isolado ou detectado. Estado de transição [ ] Barreira de energia ou energia de ativação

O complexo ativado é uma coleção de átomos instáveis e por isso, com energia elevada, que possui ligações químicas e distribuição eletrônica modificada quando comparado com os reagentes e aos produtos. A estrutura do complexo ativado é determinada pelas ligações e variações estruturais que devem ocorrer a fim de transformar os reagentes nos produtos. Além disso, quanto mais distorcidas das geometrias normais e das distâncias das ligações as estruturas dos complexos ativados, maiores serão as suas energias. Consequentemente, mais energia deverá ser adicionada ao sistema para distorcer o reagente para a estrutura do complexo ativado. Como exemplo, vamos considerar uma reação bastante simples: a ionização do brometo de ciclo-hexila terciário para formar um carbocátion e um íon brometo usando metanol como solvente. O reagente é uma molécula totalmente covalente, ainda que possua a ligação entre o átomo de carbono com o bromo polarizada. O produto tem um átomo de carbono trivalente, carregado positivamente solvatado pelo metanol através de ligação de hidrogênio. A ligação entre o carbono e o bromo é quebrada heteroliticamente com o bromo se distanciando do esqueleto carbônico e por ser mais eletronegativo, levando consigo os elétrons da ligação covalente para formar o íon brometo.

Solvatados

Entretanto, entre o reagente e os produtos existe um complexo ativado deve possuir fatores estruturais semelhante aos dois. Qualitativamente, o complexo ativado pode ser descrito 104


como sendo uma estrutura em que o bromo começa a afastar-se do carbono, distorcendo (aumentando) o comprimento da ligação C-Br. O átomo de bromo começa a desenvolver uma carga parcial negativa (δ-) quando o par de elétrons da ligação covalente começa a deslocarse para próximo dele. Pela mesma razão, o átomo de carbono terciário começa a desenvolver uma carga parcial positiva (δ+). A ligação C-Br no complexo ativado é mais longa e mais fraca do que nos reagentes, mas ainda existe alguma energia ligante entre eles. Já nos produtos ela está completamente ausente. Adicionalmente, devido à maior quantidade de carga negativa assumida pelo átomo de bromo no complexo ativado, quando comparado com o reagente, o solvente começa a se organizar em torno do bromo, porém essa interação não é normalmente tão forte quanto no íon brometo do produto. Posteriormente, com muito menos intensidade o carbocátion começa a solvatar o carbono terciário parcialmente positivo. δ− Br C δ+

As reações orgânicas são usualmente descritas em termos de um diagrama de energia potencial que identifica a mudança de energia potencial associada à reação entre as moléculas à medida que avançam para os produtos. Esse diagrama denominado de diagrama de perfil de energia plota a energia livre do sistema em função do progresso da reação, também chamado de coordenada de reação. Entende-se por coordenada de reação a variação na geometria das estruturas dos reagentes à medida que a reação se processa. Para cada etapa individual na reação existe um estado de transição, que como dito anteriormente é o arranjo de maior energia representando as moléculas reagentes para aquela determinada etapa. Para as reações que ocorrem em mais de uma etapa, os intermediários são as moléculas ou íons que são formados e depois reagem ainda no decurso da reação total. A diferença de energia entre o estado de transição e os reagentes é denominada energia livre de ativação (∆G ‡) e determina a velocidade da reação. Já a diferença de energia entre os reagentes e os produtos é a variação de energia livre (∆G) referente à reação, que determina a sua posição no equilí105


brio. É importante ressaltar que se o produto tiver uma energia inferior a dos reagentes, o ∆G assume valores negativos e a reação se processará espontaneamente no sentido da formação dos produtos. Essa reação é dita exergônica. Por outro lado, se a energia do produto for maior do que a dos reagentes, o ∆G será positivo e o processo é denominado endergônico. Estado de transição 1 [ ] Estado de transição 1 [ ] ∆G 1

∆G 2

Intermediário C

∆G Energia livre

A energia livre de uma reação química é definida pela equação ∆G = ∆ H - T∆S, onde o ∆ H é a variação de entalpia e ∆S é a variação de entropia para a reação. O termo da entalpia é uma determinação da estabilidade da molécula e é determinada pela força da ligação química na estrutura. O termo da entropia especifica a mudança na ordem (probabilidade) associada com a reação. Finalmente, a energia livre da reação ∆G determina a posição do equilíbrio para uma determinada reação: ∆G = -RT ln K , onde K é a constante de equilíbrio para a reação:

Um processo reacional envolvendo várias etapas também tem uma energia livre total da reação determinada pela diferença de energia entre os reagentes e os produtos. Contudo, cada etapa elementar corresponde a uma reação química a parte e, portanto, terá uma energia livre, uma energia livre de ativação, um estado de transição e um complexo ativado correspondente às variações químicas que ocorre nessa etapa do processo. A etapa com o estado de transição de maior energia é chamada de etapa determinante da velocidade de reação, pois somente ultrapassando essa energia de ativação que os reagentes podem ser convertidos nos produtos. A etapa determinante, com isso define a velocidade com que os reagentes se transformam nos produtos. As etapas no processo que antecedem a etapa determinante da velocidade da reação participam da lei da velocidade da reação, pois contribuem para barreira de energia total do sistema. Já as etapas posteriores não têm relação com a velocidade da reação. Cabe ressaltar que não necessariamente a primeira etapa será sempre a determinante da velocidade de reação. 106


Etapa 2 [E T 2] ∆G 2 Intermediário C

Etapa 3 [E T 3] ∆G 3

∆G Energia livre Produtos E+F

Os dados termodinâmicos proporcionam uma maneira de expressar quantitativamente a estabilidade, medida pela energia livre (∆G). Entretanto, ela não determina diretamente a velocidade da reação. Agora se faz necessário explorar a relação existente entre a estrutura e a reatividade. A descrição quantitativa da reatividade é denominada cinética química. Os dados de experimentos cinéticos podem providenciar informações detalhadas sobre o mecanismo de reação. A velocidade de uma reação pode ser determinada pela diminuição da concentração dos reagentes ou pelo aumento da concentração dos produtos a uma determinada temperatura em função do tempo. A extensão da reação é muitas vezes medida espectroscopicamente, pois essas técnicas espectroscópicas providenciam uma maneira rápida e contínua de monitorar as variações das concentrações. Esses dados são incorporados em uma equação matemática conhecida como equação da velocidade. Essa equação correlaciona a velocidade com a concentração dos reagentes envolvidos na etapa lenta da reação e de todas as etapas a precedem, através de uma constante de proporcionalidade chamada de constante de velocidade específica (k). Portanto, a velocidade de uma reação poderá ser expressa matematicamente da seguinte maneira: velocidade = k [A] [B]... Cada concentração tem um expoente chamado de ordem de reação relativo a um

determinado componente. A ordem cinética global da reação é a soma de todos os expoentes na equação da velocidade. Em uma reação de primeira ordem, por exemplo, a velocidade varia em função da concentração de um único reagente. Quando a velocidade da reação é proporcional a concentração de dois reagentes ou ao quadrado da concentração de um reagente, essa reação é dita de segunda ordem. Quando os experimentos cinéticos mostram essa dependência simples, pode-se usualmente deduzir que, em um nível molecular, somente uma molécula participa do estado de transição para uma reação de primeira ordem e duas se combinam para formar o estado de transição de uma reação de segunda ordem. Essas deduções são chamadas de molecularidade da reação. As situações mais comuns para a cinética das reações orgânicas são mostradas na tabela a seguir. 107


Observações Cinéticas Expressão da velocidade

Dedução Mecanística Ordem

Molecularidade

Provável reação

k [A]

Primeira

1

A→ [ ]‡

k [A][B]

Segunda

2

A + B→ [ ]‡

k [A][A] ou [A]2

Segunda

2

A + A ou 2A → [ ]‡

É importante notar que a velocidade da reação e a constante da velocidade não são as mesmas coisas. A velocidade da reação é uma determinação da quantidade de reagentes que reagem em um determinado período de tempo. Já a constante de velocidade é um número para uma reação específica sob condições específicas que correlaciona a concentração dos reagentes com a velocidade com que eles são consumidos. Para exemplificar, vamos considerar a reação do etóxido de sódio (um ânion – alcóxido metálico - obtido pela desprotonação do etanol) com um cloreto de ácido, o cloreto de etanoíla. O mecanismo dessa reação é processo simples de adição do etóxido à carbonila, seguido de eliminação do íon cloreto com um intermediário tetraédrico. A cinética dessa reação é de segunda ordem ou bimolecular, sendo portanto de primeira ordem para cada reagente. A formação do intermediário é a etapa determinante da velocidade da reação, portanto, o estado de transição da transformação dos reagentes no intermediário é o de maior energia. Etapa Lenta

[E T 1] Etapa Lenta

∆G 1

∆G 2

∆G Energia livre

108

[E T 2]


Um fator importante a se destacar é a variação da velocidade de uma determinada reação quando ocorre uma modificação na temperatura. Um aumento da temperatura aumenta a energia cinética das moléculas e com isso mais colisões irão acontecer e também ocorrerá uma maior probabilidade de colisões entre moléculas com energia suficiente para efetivar a reação. O gráfico mostrado a seguir ilustra como a energia média das moléculas varia com a temperatura. Para uma reação específica com energia de ativação ∆G ‡, um maior número de moléculas com energia suficiente para superar a barreira de energia ocorre em temperaturas mais elevadas. T3

T2

T2 T3

∆G

A maior área sob a curva, que representa o número total de moléculas, ocorre quando a temperatura é maior (T3). Isso quer dizer que nessa temperatura a maior parte das moléculas possui energia suficiente para superar a energia de ativação. Um catalisador aumenta a velocidade da reação mediante a diminuição da energia de ativação. Solventes podem aumentar ou diminuir a velocidade da reação dependendo do seu efeito sobre os reagentes e sobre o estado de transição. Reações em que íons são gerados, por exemplo, se processa mais rapidamente em solventes polares, porque o estado de transição iônico é estabilizado por interações dipolares favoráveis. Um ponto importante, nesse momento, é correlacionar à estabilidade definida pela termodinâmica com a reatividade descrita pela cinética. Os diagramas de perfil de energia são ferramentas essenciais para essa conexão. A composição de um produto ao final de uma reação pode ser governada por um equilíbrio termodinâmico do sistema. Quando isso acontece, a composição do produto é governada pelo controle termodinâmico e a diferença de estabilidade entre os produtos que podem ser formados, medida pela diferença de energia livre ∆G, determina a composição do produto. Alternativamente, a composição do produto pode ser governada pelas velocidades concorrentes de formação dos produtos, que é chamado de controle cinético. Essa diferença de velocidade está diretamente relacionada com a energia livre de ativação ∆G‡ dos estados de transição que irão formar os diferentes produtos. Uma ilustração clássica para exemplificar esses controles é a adição de HCN à butenona. Dois produtos podem ser formados. 109


Adição lenta

Adição rápida Produto cinético

Produto termodinâmico

Para formar o produto cinético, o íon cianeto deverá atacar diretamente a carbonila, enquanto que para a formação do produto termodinâmico o íon cianeto terá que atacar o alqueno da butenona, que é menos eletrofílico. A segunda reação é mais lenta, entretanto, forma o produto mais estável. As duas reações possuem um ânion alcóxido como intermediário. CN

OH

CN

H

CH 3

NC

O

O CN

CH 3 Intermediário alcóxido

H

O

CH 3

CN

CH 3

Intermediário alcóxido

NC

Para facilitar o entendimento, as duas reações foram colocadas no mesmo diagrama de perfil de energia, com os reagentes ocupando a sua parte central.

[E T 1] Etapa lenta [E T 1] Etapa lenta

[E T 2]

[E T 2]

∆G 3

∆G1

∆G2 CN

O

O

CH 3

CN

∆G 1 Energia livre

OH

CH 3

∆G1

CH 3

∆G 2 Energia livre

Produto cinético CN

∆G 4

∆G 3

∆G 2

∆G 1

Produto Termodinâmico O CN

CH 3

Ainda correlacionando aspectos termodinâmicos e cinéticos de uma reação, as velocidades das reações químicas, como já vimos, são controladas pelo ∆G‡, portanto, informações sobre a estrutura do estado de transição é crucial para o entendimento do mecanismo da reação. Porém, esses estados de transição têm somente existência transitória, pois são muito instáveis.

110


Por isso, não é possível fazer uma determinação experimental que forneça uma informação direta sobre a sua estrutura. Hammond assinalou as circunstâncias em que é válido relacionar a estrutura do estado de transição com a estrutura dos reagentes, intermediários ou produtos. A sua declaração ficou conhecida como postulado de Hammond. Para etapas individuais de uma reação o postulado de Hammond descreve: “se dois estados, como, por exemplo, um estado de transição e um intermediário instável ocorrem consecutivamente durante um processo de reação com quase a mesma quantidade de energia, sua interconversão deverá envolver somente uma pequena reorganização da estrutura molecular”. Esse postulado pode ser discutido com base no diagrama de perfil de energia. [E T 2]

[E T 1] ∆G

[E T 3]

Intermediário ou produtos

∆G

Reagentes

∆G

Reagentes Intermediário ou produtos

Intermediário ou produtos (Caso 1)

(Caso 2)

Reagentes (Caso 3)

O caso 1 representa uma etapa muito exotérmica com uma baixa energia de ativação. Decorre do postulado de Hammond que nessa etapa, o estado de transição deverá ser semelhante ao reagente, pois os dois estão próximos em energia e podem ser interconvertidos por uma pequena variação estrutural. Isso é mostrado no diagrama de energia potencial como um pequeno deslocamento na direção do produto ao longo da coordenada de reação. Isto significa que as comparações entre as séries estreitamente relacionadas de reagentes deverão depender principalmente de suas características estruturais. O caso 2 descreve uma etapa na qual a energia do estado de transição é muito maior do que os reagentes e os produtos. Nesse caso, nem o reagente e nem o produto é um bom modelo para o estado de transição. Outras informações são necessárias para descrever as características estruturais do estado de transição. A comparação e uma série de reagentes de ter como foco primário o estado de transição. Por último, o caso 3 ilustra uma etapa endotérmica, como pode ocorrer na formação de um intermediário instável. Nesse caso, a energia do estado de transição é similar a do intermediário e com isso, o estado de transição deverá ter uma estrutura semelhante ao intermediário. Os efeitos estruturais e dos substituintes podem ser interpretados em termos do seu efeito na estabilidade do intermediário.

111


Resumo e Palavras-chave O mecanismo de uma reação orgânica é a descrição etapa por etapa do processo de formação e ruptura de ligações que ocorre durante a reação. Um mecanismo inclui variações estruturais que ocorrem e intermediários de reação que devem estar consistente com os dados experimentais. O movimento dos elétrons é o processo de quebra e formação de ligações químicas representado por setas curvas que indica a origem do elétron e para onde se destina o elétron. O mecanismo descreve um reagente rico em elétrons, uma base de Lewis, denominado de nucleófilo e também um componente atrator de elétrons, um ácido de Lewis, chamado de eletrófilo. As características dos reagentes combinadas com as as classes de reação dão origem a descrição da reação, isto é, adição nucleofílica, substituição eletrofílica, etc. As reações orgânicas ocorrem tipicamente em uma única etapa ou em múltiplas etapas. A energética de cada etapa são representadas pelo diagrama de perfil de energia. Uma das etapas é a etapa determinante da velocidade da reação e pode ser experimentalmente determinada pela cinética da reação. A diferença entre a energia dos reagentes e do estado de transição é denominada energia livre de ativação. Já a diferença de energia entre reagentes e produtos é chamada de energia livre. Essas enrgias estão diretamente relacionadas com a composição dos produtos, que pode ser governada pelo controle cinético ou termodinâmico. O estado de transição de cada etapa reacional representa uma descrição hipotética dos componentes da reação no ponto de maior energia de cada etapa. Hammond assinalou as circunstâncias em que é válido relacionar a estrutura do estado de transição com a estrutura dos reagentes, intermediários ou produtos. A sua declaração ficou conhecida como postulado de Hammond. Ao término dessa aula você deverá ser capaz de: Identificar os nucleófilos e os eeletrófilos; Distinguir uma cisão heterolítica de uma reação de uma cisão homolítica; Escrever em um mecanismo de reação o movimento dos elétrons atravé da notação de seta curva; Identificar e utilizar os orbitais moleculares de fronteira numa reação porgânica; Reconhecer os intermediários reativos de uma reação orgânica bem como os seus efeitos estabilizadores; Escrever diagramas de perfil de energia para reações orgânicas em uma única etapa e para reações multi-etapas; Identificar os principais componentes energéticos dos diagramas de perfil de energia das reações; Correlacionar a estrutura do estado de transição com a dos reagentes, intermediários e produtos; 112


Descrever o controle cinético e termodinâmico para as reações orgânicas; Avaliar o efeito da temperatura na cinética da reação;

Olhando a diante Cinética e mecanismos de diversas reações orgânicas.

A t i v i da des 1ª Questão: O mecanismo comumente aceito para o mecanismo de substituição eletrofílica do grupo nitro em um anel aromático é mostrado a seguir. Assumindo que o produto nitrobenzeno é mais estável do que o material de partida, responda: a) Escreva um diagrama de perfil de energia para essa reação; b) Marque o(s) estado(s) de transição no diagrama com o símbolo ‡; c) Marque qualquer intermediário com I; d) Escreva a(s) estrutura(s) do(s) intermediário(s) e mostre onde eles estão no diagrama; e) Indique a energia livre de ativação ∆G‡ no diagrama; f) Indique a energia livre ∆Go da reação no diagrama.

2ª Questão: Escreva um diagrama de perfil de energia para uma reação exergônica em três etapas, onde o primeiro intermediário é mais estável do que o segundo e a segunda etapa é a determinante da velocidade da reação. Indique o ∆Go, ∆G‡, a posição dos estados de transição e dos intermediários. 3ª Questão: O equilíbrio entre um composto carbonilado e o seu hidrato normalmente favorece o aldeído ou a cetona. Consulte livros de química orgânica para verificar o mecanismo dessa reação e escreva o seu diagrama de perfil de energia, marcando a diferença de energia entre os dois compostos. O que muda no perfil de energia para o hidrato da ciclopropanona que é formado preferencialmente em relação à cetona.

4ª Questão: Na reação de adição nucleofílica à carbonila mostrada a seguir, o correspondente diagrama de perfil de energia apresenta um intermediário e dois estados de transição. Segundo o postulado de Hammond os estados de transição terão estruturas semelhantes a quem? Explique a sua resposta. 113


[E T 1] [E T 2] ∆G1

∆G2 Intermediário

Reagentes ∆G1 Energia livre

5ª Questão: Na reação de adição eletrofílica de HC l ao 2-metilpropeno, a reação ocorre seletivamente. O produto formado é oriundo da adição do eletrófilo (H+) ao carbono da dupla ligação do substrato mais hidrogenado e o nucleófilo (C l-) ao carbono menos hidrogenado, essa orientação da adição é denominada regra de Markovnikov. Considerando que o intermediário dessa reação é um carbocátion, justifique essa seletividade. Construa dois diagramas de perfil de energia para as duas possibilidades de reação e os compare. Isso auxiliará a justificar a formação do produto da reação.

6ª Questão: O gráfico mostrado a seguir corresponde às mesmas reações realizadas uma com catalisador e a outra sem catalisador. Identifique no gráfico essas reações e justifique a sua resposta.

114


Reagentes

Podutos

7ª Questão: O gráfico mostrado a seguir descreve a reação de sulfonação do naftaleno sob condições reacionais distintas, para formar produtos diferentes. Um produto é obtido sob controle cinético e o outro sob controle termodinâmico. Identifique qual diagrama de perfil de energia corresponde à condição reacional sob controle cinético e sob controle termodinâmico. Energia

+

H2SO4 SO3H H2O SO3H H2O Coordenada de reação

8ª Questão: A estrutura mostrada a seguir é de um carbeno estável, obtido na forma de cristal incolor e analisado por difração de raio-X. De acordo com a sua estrutura esse carbeno pode ser considerado como singleto ou como tripleto? Explique a sua resposta. Ângulo de ligação 102º N

C

N

9ª Questão: Os carbocátions e os radicais livres do carbono são espécies deficientes de elétrons. Contudo, ao contrário do primeiro, os radicais podem ser estabilizados tanto por grupos doadores de elétrons, quanto por grupos atratores. Explique essa afirmativa. 10ª Questão: A ordem de estabilidade dos carbânions é carbono sp3 < sp2 < sp, e pode ser avaliada em fase gasosa pela energia de suas reações com prótons, que é chamado de afinidade por prótons, conforme mostra a tabela a seguir. Explique esse resultado. Afinidade por prótons (kcal/mol) R- + H+

R-H

CH 4

H 2C=CH 2

HC CH

419, 4

408, 7

375, 1

115


2

Estereoquímica Aula 1

Análise Conformacional A ciência ensina, há muito tempo, que o ponto primordial para a interpretação das propriedades de uma substância química passa inicialmente pelo reconhecimento e compreensão da sua estrutura e das suas ligações químicas. A estrutura de uma substância está diretamente associada à forma com que os átomos estão arranjados no espaço. Já o termo ligações químicas descreve as forças que mantêm os átomos vicinais unidos. O objetivo desse módulo é estudar mais aprofundadamente os orbitais e as teorias de ligação, a teoria da ligação de valência e a teoria dos orbitais moleculares, a fim de entendermos a ligação covalente. É necessário relembrar antes de começar: Ligação covalente e estrutura molecular (Módulo 1 – aula 1 - Química Orgânica I); Ressonância e a teoria de orbital molecular (Módulo 1 – aula 2 – Química Orgânica I); Energética das reações químicas (Módulo 1 – aula 4 – Química Orgânica I).

1 Conformação de compostos acíclicos Confôrmeros são arranjos espaciais de um grupo de átomos de uma molécula que são rapidamente convertidos em outra orientação espacial através da rotação de uma ligação σ. A orientação específica de um determinado confôrmero é denominada conformação. Para entender porque diferentes conformações existem, precisamos lembrar que a ligação σ é proveniente da sobreposição dos orbitais no eixo nuclear, portanto, não existe nenhuma orientação que comprometa a sobreposição desses orbitais. Portanto, eles existem porque as posições relativas dos substituintes nos diferentes átomos, especialmente no átomo de carbono, mudam com a rotação em torno do eixo da ligação. 116


H H

H

H C

H

C H

H

H C

H H

C

H

H

Rotação sobre a ligação σ

No processo de interconversão dos confôrmeros existe uma barreira de energia sobre a rotação da ligação denominada barreira de rotação ou barreira torcional. A magnitude dessa barreira de energia depende dos substituintes ligados aos átomos envolvidos na ligação σ que está sofrendo o processo de rotação. A questão que agora teremos que responder é: Por que existe uma barreira de energia sobre a rotação da ligação σ carbono-carbono? Para responder essa pergunta, começaremos estudando a ligação carbono-carbono mais simples que existe que é a ligação da molécula do etano. O etano tem duas conformações extremas que é a estrelada e a eclipsada. Essas conformações são mostradas a seguir sob três diferentes pontos de vista. Conformação Estrelada

Visão Lateral

Conformação Estrelada

Visão Frontal

Visão Lateral

Visão Frontal

Eclipsada Eclipsada Analisando aConformação conformação estrelada e a eclipsada do etano,Conformação a partir da visão frontal, pode-

se entender porque essas conformações são assim denominadas. Na conformação eclipsada as ligações C-H próximas ao observador bloqueiam completamente a visão das ligações mais afastadas, como em um eclipse solar onde a lua bloqueia a visão do sol para a Terra. Na estrelada as ligações C-H mais afastadas nasLateral lacunas entre as ligações C-H Visão próximas, Visão Lateral Visãoaparecem Frontal Visão Frontal formando algo semelhante a uma estrela. Existem basicamente dois métodos de escrever essas conformações: o primeiro consiste em simplesmente escrever a visão lateral da molécula usando linhas cheias tracejadas em cunha para representar as ligações que não estão no plano do papel. A linha cheia representa a 117


ligação que está mais próximo do observador, ou seja, saindo do papel para frente. Já a linha tracejada representa a ligação mais afastada do observador, isto é saindo do plano do papel para trás. Esse método é denominado cavalete. H H

HH

H

H

H

H

H

H

H H

H

H

H H

Conformação estrelada

H

H

H

H

H H

H H

Conformação eclipsada

O segundo método consiste em escrever a visão frontal, olhando ao longo da ligação carbono-carbono. Essa visão é conhecida como projeção de Newman e está sujeita a algumas convenções: a) o átomo de carbono mais próximo do observador está localizado na junção das três ligações C-H da frente; b) o átomo de carbono de trás (que não aparece na visão frontal) é representado por um círculo largo. O círculo representa a densidade eletrônica da ligação carbono-carbono; c) As ligações do carbono mais afastado do observador são escritas junto à borda do círculo e não a partir do centro dele; d) as ligações eclipsadas, para facilitar a visualização, são escritas ligeiramente deslocadas como se a ligação tivesse sofrido uma pequena rotação. As projeções de Newman das conformações estreladas e eclipsadas do etano são mostradas a seguir.

Conformação estrelada Átomo de carbono H mais afastado H H do observador Átomo de carbono mais próximo do observador

H

H H

Conformação estrelada Átomo de carbono H mais afastado H H do observador Átomo de carbono mais próximo do observador

H

H H

Conformação eclipsada HH Ligação C-H do H carbono próximo H começa no centro do círculo Conformação eclipsada HH

Ligação C-H do H carbono próximo H começa no centro do círculo

H

H

H

H

Ligação C-H do carbono mais afastado para na borda do círculo

Ligação C-H do carbono mais afastado para na borda do círculo

As conformações estreladas e eclipsadas do etano não são idênticas em energia: a conformação estrelada é mais estável do que a eclipsada em 12,1 kJ mol-1 ou 2,9 kcal mol-1. Esse valor corresponde à barreira de rotação. No curso dessa conversão, existem outras conformações possíveis, com energias entre esses extremos e a partir desses dados pode-se construir um gráfico de variação de energia do sistema em função da rotação da ligação carbono-carbono. Para tal define-se o ângulo diedro (θ), muitas vezes chamado de ângulo de torção ou ângulo torcional, como sendo o ângulo formado entre a ligação C-H do carbono próximo ao observador e a ligação C-H do átomo de carbono mais afastado do observador. Na conformação estrelada θ = 60 º e na eclipsada θ = 0 º. 118


H H

H

0° θ = 60°

H

HH

H

H

H

H

θ = 0° HH

60 0° 0 θ = 60°

H

H

H H H

H H

Conformação estrelada θ = 60, 180 e 300º

H

H H

H

H

Conformação eclipsada θ = 0, 120 e 240º

Ângulo Ân  ngulo l Diedro Diedddro Di D

O diagrama de energia mostra a conformação estrelada como sendo o mínimo de energia potencial enquanto que a conformação eclipsada representa o máximo de energia. Isso significa que a conformação eclipsada não é a mais estável, visto que qualquer rotação, por menor que seja, deverá levar a uma conformação com menos energia. A molécula deverá, portanto, passar a maioria do seu tempo na conformação estrelada ou quase estrelada e apenas uma passagem transitória pela conformação eclipsada, durante a conversão de uma conformação estrelada para outra. HH

Energia kcal/mol-¹

HH H H

H H

HH H H

H H

H H

H H

2,9

H

H

H

H H

H

H

0

60

H

H

120

H

180

H

H

H

H

H

240

H

300

H H

360

Ângulo diedro θ Por que a conformação eclipsada possui energia maior do que a estrelada? A barreira torsional do etano não se deve somente a interações estéricas dos átomos de hidrogênio dos grupos metílicos na conformação eclipsada, uma vez que esses átomos são pequenos e estão distantes o suficiente para minimizar as repulsões estéricas (van der Waals). Estima-se que esse fator seja responsável por apenas 10% da barreira de energia do etano. Interações eletrostáticas entre as ligações C-H fracamente polarizadas também não são importantes. A maior contribuição em energia para a barreira de rotação foi atribuída à repulsão dos elétrons proveniente de uma sobreposição desfavorável entre os orbitais ligantes das ligações σC-H na conformação eclipsada. Contudo, outros cálculos teóricos sugerem que essa diferença de energia pode ter origem também em uma interação estabilizadora entre o orbital ligante σC-H de um carbono com o orbital antiligante σ*C-H do outro átomo de carbono (efeito de hiperconjugação), quando esses orbitais estão exatamente paralelos, como ocorre na conformação estrelada. 119


Interação estabilizadora entre os orbitais σC-H (preenchido) e σ∗C-H (v azio)

Repulsão entre os elétrons dos orbitais ligantes σC-H H σC -H

H

σC -H

H

H

H

H

σC -H H H

σ∗C -H

H

H

H

Conformação eclipsada

H

Conformação estrelada

Naturalmente, a imagem real é provavelmente uma mistura de todos os três efeitos, cada um contribuindo mais ou menos, dependendo do composto sob consideração. A situação conformacional do propano é muito similar a do etano: Existem três mínimos de energia indistinguíveis (conformações estreladas) e três barreiras de energia também sem distinção, referentes às conformações eclipsadas no gráfico de energia potencial em função do ângulo diedro. Entretanto, uma vez que a barreira de rotação agora envolve o eclipsamento de um grupo metil (no lugar de um átomo de hidrogênio) com um átomo de hidrogênio, a energia para a rotação da ligação carbono-carbono na conversão de uma conformação estrelada para a conformação eclipsada no propano é de 14,2 kJ mol-1 ou 3,4 kcal mol-1. Provavelmente o incremento de 0,5 kcal mol-1 na energia da barreira de rotação do propano pode ser atribuída à interação repulsiva de van der Waals entre o grupamento metil ligado a um átomo de carbono e o átomo de hidrogênio ligado ao outro carbono (CH 3/H). H CH³

Energia kcal/mol-¹

H CH³ H H

H H

H H

H H

θ = 60 o

H CH³

H

H H

H H

CH3

H

3,4

H

H H

H

CH³ H

H

H

0

60

CH³

H

120

H

θ = 0o

H

H

H

H

Conformação estrelada

H CH 3 H

H

H 3C

H

180

CH³ H

H

H

H

H

240

H

300

H H

H

H 3C H H

H

H H

H

H

Conformação eclipsada

360

Ângulo diedro θ

Uma situação conformacional diferente é encontrada na molécula do butano. Agora, dois átomos de hidrogênio são efetivamente trocados por dois grupos metílicos mais volumosos. Esses grupamentos são grandes o suficiente para ficar um no caminho do outro, isto é, os fatores estéricos tornam-se uma contribuição significativa para aumentar a barreira de energia rotacional. Além disso, existem três ligações carbono-carbono em torno das quais pode haver rotação; as ligações C1-C2 e C3-C4 possuem comportamentos semelhantes ao do propano, porém a ligação C2-C3 possui características diferentes. Ao girar essa ligação observamos que nem todas as conformações estreladas e eclipsadas possuem a mesma energia. As seis conformações adotadas pelo butano ao se fazer a rotação da ligação carbono-carbono central são mostradas a seguir em intervalos de 60 º. 120


Energia kcal/mol-¹

syn-periplanar H 3C CH 3

θ = 0o

H H

H H

anticlinal

anticlinal

CH 3 H

H H

H H

H H 3C

H 3C

H 3C C H 3

H CH 3

H CH3

H H

CH 3 H

H

60

CH3

H

sinclinal (gauche)

0

H 3C

H

120

CH3

H

H

H CH 3

H

syn-periplanar

H

H

H

H H

sinclinal (gauche)

CH3

CH3

H H

H 3C H

H

H

H

C H3

Conformação estrelada

anti-periplanar

anti-periplanar

180

H

θ = 180 o

3,6 0,9

H

Conformação eclipsada

4,5-6,1

CH3

H

H H

H H

C H3

240

300

360

Ângulo diedro θ

O diagrama de energia em função do ângulo diedro para a molécula do butano mostra três mínimos de energia, sendo que dois deles são equivalentes em energia e correspondem as conformações sinclinais (gauche). A terceira, a conformação anti-periplanar, é a mais estável (0,9 kcal mol-1), pois é desprovida das interações repulsivas de van der Waals CH 3/CH 3 existentes nas formas gauche. Existem também três barreiras de energia, onde duas delas correspondem à diferença de energia entre a forma anti-periplanar e as formas anticlinais (3,6 kcal mol-1). O acréscimo de energia dessas conformações anticlinais deve-se aos dois eclipsamentos CH 3/H. A última barreira rotacional, a de maior energia (4,5-6,1 kcal mol-1), envolve o eclipsamento CH 3/CH 3. Essa barreira retrata a diferença de energia entre a conformação mais estável antiperiplanar e a conformação menos estável syn-periplanar. Como no etano, as conformações eclipsadas do butano não são estáveis, visto que qualquer rotação leva para uma conformação mais estável. A conformação anti-periplanar é a mais estável de todas, pois os grupos metílicos, mais volumosos, estão o mais afastado possível um do outro. Isso nos leva a acreditar que a molécula do butano sofre uma interconversão relativamente rápida entre as conformações sinclinais e antiperiplanar, passando depressa por uma conformação eclipsada. As conformações eclipsadas, que correspondem aos máximos de energia, representam o estado de transição para a conversão de um confôrmero mais estável no outro. Cabe ressaltar que nem sempre a conformação anti-periplanar será a mais estável. Moléculas do tipo X-C-C-Y, onde X e Y são grupamentos fortemente eletronegativos, usualmente halogênios, como por exemplo, o 1,2-difluoroetano prefere a conformação gauche em detrimento à conformação antiperiplanar, em qualquer que seja o solvente, esse efeito é denominado efeito gauche. Nessa conformação, cada ligação C-F está anti-periplanar a uma ligação C-H, propiciando a sobreposição entre o orbital ligante σC-H e o orbital antiligante σ*C-F. Essa interação estabilizadora compensa a diminuição da repulsão estérica existente quando os átomos de flúor estão anti-periplanares.

121


H

F

H

H

F

F

H

Menor repulsão de Van der Waals

H H

F

F

H

H

H

H

Anti-periplanar

F H

σ∗C-F

H

H

Gauche

F

H

H H

F σC -H

Interação estabilizadora entre os orbitais σC-H (preenchido) e σ∗C -F (v azio)

A diferença de energia que existe entre as conformações dos compostos alifáticos apresentados aqui são relativamente pequenas. A energia intrínseca da molécula, a temperatura ambiente, é suficiente para permitir a rápida conversão entre todas as conformações possíveis. Também é verdade que em qualquer momento, as conformações mais estáveis estão presentes em um percentual maior, enquanto que as percentagens são bem menores para as conformações que correspondem aos máximos de energia. A baixa temperatura somente as conformações que correspondem ao mínimo de energia estão presentes.

2 Conformação de compostos cíclicos A estabilidade relativa dos anéis carbocíclicos saturados, denominados cicloalcanos, nos fornece informações importantes sobe a sua conformação. Dados de calores de combustão mostram que o ciclopropano é o mais instável, ou seja, possui maior energia, e o ciclo-hexano o mais estável. A instabilidade relativa dos cicloalcanos de cadeias menores, como por exemplo, o ciclopropano e o ciclobutano, é uma consequência direta das suas estruturas cíclicas, e por isso se diz que essas moléculas possuem uma tensão de anel. Experimentalmente isso pode ser evidenciado analisando os calores de combustão relativos dos cicloalcanos. nota

O calor de combustão de um composto é a variação de entalpia da sua oxidação completa. A oxidação completa de um hidrocarboneto significa convertêlo em dióxido de carbono e água. Isso pode ser realizado experimentalmente por um calorímetro, que mede a quantidade de calor liberada na oxidação. Se uma substância libera mais calor do que a outra na combustão, é porque ela deve ter relativamente maior energia potencial, sendo consequentemente mais instável. CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H 2O

ΔHo = -803 kJ mol-1

Considerando que cada átomo de carbono de um cicloalcano possui hibridação sp3, então cada ângulo de ligação deveria assumir valores de 109,45º. Entretanto, em um anel planar, os átomos de carbono não podem se dar ao luxo de escolher o seu ângulo de ligação, visto que os ângulos internos dependem somente do número de átomos no anel (representado pelo correspondente polígono regular). Se esse ângulo difere do ideal, ele deve de alguma maneira proporcionar uma tensão no anel. A tabela a seguir mostra os valores dos ângulos internos para polígonos regulares e a indicação da tensão por átomo de carbono devido ao desvio desse ângulo, quando comparado com o ideal tetraédrico (109,45º). 122


Número de átomos do anel

109, 5º - ângulo interno

Ângulo interno no anel planar (polígono regular)

(determinação da tensão por carbono)

3

60º

49,5º

4

90º

19,5º

5

108º

1,5º

6

120º

-10,5º

7

128,5º

-19º

8

135º

-25,5º

Analisando a tabela acima, podemos verificar que a maior tensão de anel ocorre no ciclopropano, mas diminui rapidamente a partir do ciclobutano e atinge o seu mínimo no anel de cinco membros. Para esse último, se diz que a tensão de anel é mínima. Além disso, verifica-se que a tensão de anel aumenta, apesar de menos rapidamente, quando o anel se torna maior após o ciclopentano. Esses dados foram a base da teoria desenvolvida por Baeyer, denominada teoria das tensões angulares, para explicar a tensão de anel dos cicloalcanos. Porém, se faz necessário determinar a tensão de anel nesses compostos cíclicos experimentalmente, para que se possa comparar com a predição teórica obtida para os anéis planares. Uma boa maneira de determinar a tensão nos anéis reais é usar o calor de combustão. Inicialmente iremos analisar os calores de combustão para alguns alcanos acíclicos, pois podemos assumir que eles são livres de tensão. Os resultados mostram que a diferença de entalpia de combustão para qualquer par de alcanos na série é quase constante e assume um valor próximo a -660 kJ mol-1 ou 157 kcal mol-1. Como a única diferença estrutural entre esses alcanos é o acréscimo de grupamentos metilenos (-CH 2), essa diferença de energia pode ser atribuída a cada grupamento -CH 2.

Alcano acíclico

CH3(CH2)nCH3

- ∆H combustão (kJ mol-1)

Diferença (kJ mol-1)

Etano

n=0

1560

-

Propano

n=1

2220

660

Butano

n=2

2877

657

Pentano

n=3

3536

659

Hexano

n=4

4194

658

Heptano

n=5

4853

659

Octano

n=6

5511

658

Nonano

n=7

6171

660

Decano

n=8

6829

658

Undecano

n=9

7487

658

Um cicloalcano (CH 2)n pode ser considerado, como sendo um determinado número de grupamentos metilenos unido. Se esses cicloalcanos forem livres de tensão, então o calor de combustão deverá ser simplesmente n x 660 kJ mol-1. Se, entretanto, existir alguma tensão 123


no anel, esta o tornará menos estável, isto é existirá um acréscimo de energia, e, portanto, a energia de combustão também será maior. A determinação do calor de combustão para uma série de cicloalcanos é mostrado na tabela a seguir. A tensão de anel foi obtida fazendo a seguinte subtração: n x ΔH combustão por CH 2 (kJ mol-1) – n x 660 (kJ mol-1). Cicloalcano (CH2)n

n

Calor de combustão (kJ mol-1)

Calor de combustão por grupo CH2 (kJ mol-1)

Tensão do anel (kJ mol-1)

Ciclopropano

3

2091

697

115

Ciclobutano

4

2744

686

109

Ciclopentano

5

3320

664

27

Cicloexano

6

3952

659

0

Cicloeptano

7

4637

662

27

Cicloctano

8

5310

664

42

Ciclononano

9

5981

665

54

Cinclodecano

10

6636

664

50

Ciclopentadecano

15

9885

659

6

Analisando os dados de calor de combustão dos anéis carbocíclicos saturados podemos obter algumas conclusões importantes: a) a maior tensão de anel é de longe a do ciclopropano; b) o anel com a menor tensão, ao contrário do que previa a teoria de cálculo de tensão de anel através do desvio angular, é o cicloexano e não o ciclopentano; c) a tensão em anéis maiores que o de seis membros aumenta até atingir o máximo em energia para n=9 e depois volta a diminuir, isso também não foi previsto pela teoria baseado no desvio angular; d) Cicloexano (n=6) e os cicloalcanos maiores (n ≥ 14) possuem calores de combustão por –CH 2 em torno de 658 kJ mol-1, o mesmo valor obtido para os alcanos acíclicos livres de tensão. Então, porque existem discrepâncias entre a tensão de anel dos cicloalcanos calculada pela teoria do desvio angular, proposta por Baeyer, quando comparada com a obtida pela entalpia de combustão por –CH 2? A resposta é simples, exceto o ciclopropano, todos os outros cicloalcanos não são planares. Os fatores que contribuem para a tensão existente nos anéis dos cicloalcanos serão elucidados analisando, em detalhes, a estrutura de vários desses compostos. A. Conformação dos cicloalcanos pequenos (n = 3, 4 e 5) Como acabamos de constatar o ciclopropano é muito menos estável do que o esperado para três grupamentos metilenos. Por que isso acontece? Existem duas razões para explicar esse dado experimental: a tensão angular e a tensão torcional. A figura a seguir mostra a estrutura do ciclopropano. Podemos ver que o seu anel é completamente planar, onde todos os comprimentos das ligações C-C são os mesmos fazendo com 124


que os três átomos de carbono estejam nos cantos de um triângulo eqüilátero. Olhando ao longo das ligações C-C podemos perceber que todas as ligações C-H estão eclipsadas, de modo semelhante à conformação eclipsada do etano. Nesta conformação, o etano possui energia maior do que na conformação estrelada e isto caracteriza a tensão torcional. O mesmo ocorre no ciclopropano, com um agravante, a sua estrutura é planar e rígida, impedindo a rotação das ligações C-C que poderia aliviar a tensão torcional.

H

H C

C H

H H

1,510 Aº

H

H

Visão ao longo da ligação C-C

115º

C

H 2C HH

H

Projeção de Newman

1,089 Aº

Conformação eclipsada

Outro fator que contribui para a tensão no anel do ciclopropano é o desvio angular, pois os ângulos C-C-C no ciclopropano são iguais a 60º, diferentes em 49,5º do tetraedro regular (109,45º). Essa compressão dos ângulos internos é denominada tensão angular. Esse desvio angular acarreta em uma sobreposição menos efetiva dos orbitais sp3 dos átomos de carbono no ciclopropano. H H H

C

H

C C

H

H

A tensão total observada nesse anel é, portanto, a soma da tensão torcional, proveniente da repulsão de van der Waals devido ao eclipsamento dos átomos de hidrogênio e da tensão angular, oriundo da distorção dos ângulos. Em consequência, as ligações C-C do ciclopropano são mais fracas (ΔHo = 65 kcal mol-1), do que as ligações C-C nos alcanos acíclicos (ΔHo = 90 kcal mol-1). Isso torna esse carbociclo muito reativo, pois a quebra da ligação C-C alivia a tensão do sistema. O ciclobutano por ser estruturalmente menos rígido do que o ciclopropano pode existir em duas conformações distintas, uma planar e a outra dita “dobrada”. O anel planar tem o mínimo de tensão angular possível, que ainda assim é alta (desvio de 19,5º), mas deverá ter a tensão torcional máxima, visto que os quatro pares de átomos de hidrogênio dos grupamentos metilenos estão eclipsados. A tensão torcional pode ser reduzida mediante uma distorção na conformação planar de forma que o anel deixa de ser planar, adotando uma conformação “dobrada”. Com isso, a tensão torcional diminui, mas a tensão angular aumenta. Apesar do aumento da tensão angular a conformação preferencial do ciclobutano é a forma dobrada ou forma de asa, cujo ângulo de dobra (θ) é igual a 28º. 125


H

1, 109 A o

H

107 o

H

88o

H Ângulo de dobra

Visão ao longo da ligação C-C

θ = 28o

1,551 A o Conformação planar

Ciclobutano Redução do eclipsamento H H

H

Visão lateral mostrando os hidrogênios eclipsados

H

H

H

Visão ao longo da ligação C-C

H H

Redução do eclipsamento

Conformação dobrada

Ligações C-H não estão completamente eclipsadas

A conformação dobrada do ciclobutano pode ser interconvertida rapidamente para a outra conformação dobrada no sentido inverso. A barreira de energia para essa conversão é de 1,45 kcal mol-1 ou 6,06 kJ mol-1. Essa barreira de rotação é alta o suficiente para estabelecer um duplo mínimo de energia para as conformações do butano. Como resultado da conformação dobrada do ciclobutano, os derivados monossubstituídos, como o brometo de ciclobutila, pode existir como confôrmeros axiais e equatoriais. Estudaremos esses confôrmeros em detalhes quando analisarmos as conformações do cicloexano.

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H H H ∆G = 1,45 kcal mol-¹ favorecendo a conformação equatorial H

Os anéis de cinco membros são comuns na natureza: os anéis carbocíclicos dos esteróides, e das prostaglandinas; os anéis contendo átomo de oxigênio, como no açúcar furanose, nucleosídeos, nucleotídeos e ácidos nucléicos; os anéis contendo nitrogênio, como no aminoácido prolina e em alcalóides como a nicotina, entre outros. H

H3C CH3 H 3C

CH3

O

O

126

H O HN OH

H

H

O

N N

Ácido nucléico

N H

H OH

Prolina

OH OH

Furanose

Prostaglandina E1

N H2 N

H

HO

OH

Diosgenina - esteróide

O-

O

HO

H

HO

O -O P O

OH OH

O

H H

O

N

N CH 3 Nicotina


O anel de cinco membros carbocíclico, ciclopentano, quando planar, os seus ângulos internos deverão ser de 108º e, portanto, quase que totalmente livre de tensão angular, visto que o ângulo ideal é de 109,5º. Por outro lado, a tensão torcional nessa conformação deverá ser considerável (estimado em 10 kcal mol-1 ou 42 kJ mol-1) devido ao eclipsamento H-H dos dez átomos de hidrogênio. Para minimizar essa tensão, assim como o ciclobutano, o ciclopentano sofre uma distorção e torna-se não planar, gerando como tensão total para a molécula, uma tensão torcional residual somada a tensão angular, que sofre um acréscimo de 60% do valor no anel planar. A conformação de menor energia é resultante desses dois efeitos, sendo ela mais estável do que a planar. Duas conformações dobradas, mais estáveis são possíveis para o ciclopentano, a envelope e a meia-cadeira. A diferença de energia entre essas duas conformações é pequena, sendo a conformação envelope mais estável por cerca de 0,5 kcal mol-1 ou 2,1 kJ mol-1. A barreira de rotação entre essas duas conformações também é muito pequena, e não é surpreendente, portanto, que o ciclopentano tenha uma rápida interconversão entre essas conformações. H H

H 104 o

1, 113 A o 1,546

H H H

H

H o H 106

Ao

H H Projeção de Newman

Conformação envelope do ciclopentano

H

H H H

Conformação envelope

H H H

H

H

H H H

H

H H

H

H

H

H H

H H

H H

H H

H

Conformação meia-cadeia

Conformação envelope

Assim como no ciclobutano, o confôrmero monossubstituído mais estável do ciclopentano é aquele em que o substituinte ocupa uma posição equatorial no anel. A barreira de inversão do anel é de 3,4 kcal mol-1 quando esse substituinte é um grupo metílico. H H

H H

H H H H Ciclopentano monossubstituído conformação equatorial é a mais estável

B. Conformação do cicloexano Os dados de calor de combustão mostram que o cicloexano é o único anel carbocíclico com menos de 14 átomos de carbono que pode adotar uma conformação essencialmente livre de tensão. Isso deve incluir a tensão torcional e a tensão angular. 127


Considerando que o anel do cicloexano assume uma conformação planar, todos os átomos de hidrogênio adjacentes estarão eclipsados, o que leva a um aumento da tensão torcional. Nessa geometria, o ângulo da ligação C-C-C será de 120º em vez de 109,5º, acarretando em uma tensão angular, agora de expansão. Entretanto, se um átomo de carbono do anel se mover para uma posição acima do plano e outro átomo, de lado oposto ao primeiro, se mover para baixo do plano, os átomos de hidrogênios se deslocam o suficiente para assumir uma conformação estrelada em relação ao seu vizinho. Além disso, o ângulo C-C-C diminui para valores de 111º, próximo do ideal que é 109,5º. Essa forma estável do cicloexano é denominada conformação cadeira. 111o

H

Eclipsados H

H H 120o H

H

H

H

H

H

H

Cicloexano - conformação planar Átomos de Hidrogênio eclipsados

H

H H

H

H

H H

H

H

H H

Conformação cadeira Átomos de hidrogênio em conformação estrelada

A visão ao longo de duas ligações C-C no modelo tridimensional da conformação cadeira do cicloexano, mostra claramente que não existe ligação C-H eclipsada. De fato, todas as ligações são estreladas diminuindo o quanto possível a energia da conformação. Por essa razão e pela ausência da tensão angular, diz-se que a conformação cadeira é livre de tensão.

Visão ao longo da ligação C-C

H H

H

C H2

H

H

C H2

H

H H Projeção de Newman

Visão frontal da conformação cadeira do cicloexano

A outra forma assumida pelo cicloexano é denominada de conformação bote. Nessa conformação, de maior energia, todos os átomos de hidrogênio estão eclipsados. Além disso, existe uma interação particularmente desestabilizadora que ocorre entre as ligações C-H em “mastro”. Isso explica porque a conformação bote é muito menos importante do que a conformação cadeira. Interações C-H em “mastro”

Visão ao longo da ligação C-C

H H

CH2 CH2

H

H

HH HH Projeção de Newman Visão frontal da conformação bote do cicloexano

A conformação bote, mesmo sendo livre de tensão angular, é mais instável do que a conformação cadeira em aproximadamente 25 kJ mol-1 ou 5,7 kcal mol-1 de energia. Isso se deve 128


exclusivamente a tensão torcional. Como vimos anteriormente para o ciclobutano e para o ciclopentano, as interações das ligações C-H eclipsadas na conformação bote do cicloexano podem ser reduzidas, mediante uma distorção do anel. A essa conformação bote ligeiramente distorcida damos o nome de conformação bote-torcido, que apesar de não ser tão estável quanto à conformação cadeira, ela possui 19,7 kJ mol-1 ou 4,7 kcal mol-1 a menos de energia do que a conformação bote . Ela é obtida quando as duas ligações C-C “centrais” sofrem uma pequena distorção uma em relação à outra. Distorção da ligação C-C Visão ao longo da ligação C-C

Distorção da ligação C-C

O cicloexano possui dois grupos de átomos de hidrogênio geometricamente diferentes: seis deles se estendem para cima e para baixo ao longo de um eixo vertical que passa no centro da molécula. Eles são chamados de axiais. Os outros seis átomos de hidrogênio se alternam sobre um plano “equatorial” perpendicular ao eixo axial. Esses átomos de hidrogênios são chamados de equatoriais.

H H

H

H

H

H

H H

H

H H H H Hidrogênios axiais

H

H

H

H

H

H H

H

H H H H Hidrogênios equatoriais

H

H

H

H

H H H

H H H H Conformação cadeira de cicloexano

Hidrogênios axiais Hidrogênios equatoriais Hidrogênio equatorial

Hidrogênio equatorial Hidrogênios equatoriais Hidrogênios axiais

O cicloexano pode sofrer uma inversão de anel passando de uma conformação cadeira para outra. Essa inversão promove uma mudança evidente: o grupo de átomos de hidrogênios axiais de uma conformação cadeira passa para equatorial na conformação cadeira invertida. A mesma inversão ocorre com os átomos de hidrogênio equatoriais. Isto é, os dois grupos de átomos de hidrogênio sofrem uma mudança de lugar. O processo de inversão da conformação cadeira não ocorre uma única etapa. Inicialmente a primeira inversão forma um intermediário, a conformação bote-torcido, que numa segunda etapa com a mesma energia da primeira, produz a conformação cadeira invertida. 129


Axial H1

Equatorial H1

H1 H2 Intermediário Conformação bote-torcido

H2 Equatorial Conformação cadeira

H 2 Axial Conformação cadeira

O processo de inversão de anel completo do cicloexano pode ser dividido nas conformações mostradas a seguir. As setas vermelhas indicam a direção em que um determinado deve se movimentar para formar a próxima conformação. H1

3 5

4

5

1 H2

2

2

3

4 1

5

6

4

1 H2

H1

H2

4 3

H2

Conformação meia-cadeira Estado de transição

Conformação cadeira

H2

1

6

Distorção da ligação C 2-C 3 e C 5-C 6 H1 3 1 H2 2 6 5 Conformação bote Estado de transição

4

2

5

1 H 1

6

3

1 H1

3 6 Conformação bote-torcido Intermediário

6

2

5

2

5

Conformação meia-cadeira Estado de transição

Conformação cadeira

4

3

4

6

H1

2

H1

Distorção da ligação C 2-C 3 e C 5-C 6

Conformação bote-torcido Intermediário

O perfil de energia desse processo de inversão mostra que a conformação meia-cadeira corresponde ao máximo de energia (estado de transição) indo da conformação cadeira para a bote-torcido. A conformação bote verdadeira é o máximo de energia (estado de transição) do processo de interconversão entre os dois confôrmeros bote-torcido. Posteriormente, o segundo confôrmero bote-torcido é convertido na cadeira invertida, passando por outra conformação meia-cadeira. Energia -1 kcal mol

H1 H2

H1 H2 H1

1 0 ,7

H2 1 0 ,7

6 ,9 H1 H2

5,5

H1 H2

H1 H2

H1 H2

0

130

Processo de invasão de anel


nota

Na conformação meia-cadeira do cicloexano, quatro átomos de carbono adjacentes estão no mesmo plano, aumentando a tensão angular do anel. A seguir, são mostradas outras formas de escrever as conformações meia-cadeira e bote torcido. 5 4

3

2

=

1 6

2

1

3

5

4

3

1 5

6

3

6

4 2

Conformação meia-cadeira

4

= 2

6

1 5

Conformação bote-torcido

C. Conformações dos cicloexanos substituídos Em um cicloexano monossubstituído existem duas conformações cadeira distintas: uma com o substituinte na posição axial e a outra em que ele está na posição equatorial. Essas duas conformações estão em um rápido equilíbrio químico e possuem energias diferentes. Normalmente, o confôrmero com o substituinte na posição axial possui mais energia e, portanto, está em menor quantidade no equilíbrio. R

K eq. H

Conformação cadeira Substituinte R axial

R H Conformação cadeira Substituinte R equatorial

A tabela a seguir mostra uma série de cicloexanos monossubstituído, com substituintes variados, e a preferência do confôrmero equatorialmente substituído em relação ao axialmente substituído a 25 º C.

Cicloalcano (CH2)n

Constante de Equilíbrio (Keq.)

∆E conformações equatorial – axial (kJ mol-1)

% conformação com substituinte equatorial

-H

1

0

50

-CH3

19

7,3

95

-CH2CH3

20

7,5

95

-CH(CH3)2

42

9,3

98

-C(CH3)3

> 3000

> 20

> 99,9

-OCH3

2,7

2,5

73

-C6H5

110

11,7

99

Por exemplo, no metil-cicloexano (R = CH 3), o confôrmero com o grupo metil na posição axial possui 7,3 kJ mol-1 a mais de energia do que o confôrmero com o grupo equatorial. A quantificação entre os dois confôrmeros equatorial e axial no equilíbrio pode ser feita com 131


o mesmo formalismo usado na termodinâmica, isto é, se ΔG º < 0, a conformação equatorial é favorecida; e se ΔG º > 0 a conformação axial é predominante. A concentração molar dos confôrmeros equatoriais e axiais é relacionada à constante de equilíbrio (Keq.) pela expressão: R

K eq. H

R H Confôrmero equatorial

Confôrmero axial

Keq. =

[confôrmero equatorial] [confôrmero axial]

A correlação existente entre ΔG º e a K eq. é descrita pela equação mostrada a seguir, onde R = 1,986 cal mol-1 K -1 e T é a temperatura em Kelvin (K).

∆G o = - RT lnK eq. Rearranjando a equação anterior, obteremos a seguinte expressão para a K eq..

K eq. = e ( ∆G o / R T ) a 298 k, quando ΔG º é determinado em kcal mol-1 a equação precedente pode ser reescrita como:

K eq. = e - 1,69∆Go Cabe ressaltar que pequenas diferenças de energia livre resultam em uma conversão quase completa do confôrmero axial no equatorial. O percentual do confôrmero equatorial no equilíbrio pode ser calculado com a equação mostrada a seguir:

% confôrmero equatorial = 100 [K eq. / (1 + K eq. ) Para um derivado monossubstituído do cicloexano, o tipo de substituinte determina a diferença de energia entre as conformações axiais e equatoriais. Usando os valores da variação de energia livre entre os dois confôrmeros, nós podemos rapidamente calcular o percentual de cada conformação cadeira que estiver presente no equilíbrio em qualquer temperatura. Para alguns substituintes como o átomo de flúor, a razão entre as conformações axiais e equatoriais não variam tanto da razão 50:50 obtida pelo cicloexano. Contudo, para grupos mais volumosos, como o metil, somente uma pequena quantidade do confôrmero axial deverá estar no equilíbrio. A tabela a seguir mostra a diferença de energia entre as duas conformações para alguns substituintes.

132


∆G o (equatorial - axial) (kcal mol-1) - axial) ∆G o (equatorial

Substituinte (R)

Energia

Substituinte (R)

Energia

R H

(kcal mol-1)

-H - F -- HF - CN - CN - C l - Cl - B r -- BC r C H R CH - C - OC H3 H ∆G o -HOH OC 3 ∆G o Produtos - OH - C O 2H 3 - C O --2 CCHHH=C Produtos R H2 - C H -3 C H 2CH 3 H - C H(C H ) R Coordenada de reação- C H=C H 2 3 2 6H 5 H - C H -2 CCH - C (C H33) 3 - C H(C H 3 ) 2 Coordenada de reação - C 6H 5 - C (C H 3) 3

0,0

0,0 -0,2 -0,2 -0,2 -0,2 -0,5 -0,5 -0,5 -0,5 -0,5 -0,6 -0,5 -1,0 -0,6 -1,4 -1,0 -1,7 -1,4 -1,7 -1,8 -1,7 -2,1 -1,7 -2,9 -1,8 -5,4

-2,1 -2,9 -5,4

A pergunta que temos que responder imediatamente é: por que o confôrmero com o substituinte na posição axial geralmente tem energia maior do que o equatorial? Existem duas razões que explicam essa diferença de energia: a primeira delas é que o confôrmero é desestabilizado pela repulsão de van der Waals entre o grupo substituinte (R) e os dois átomos de hidrogênio (ou outros grupos) axiais nos átomos de carbono C3 e C5 que estão do mesmo lado do anel. Essa interação estérica repulsiva é denominada inte-

ração 1,3-diaxial.

H H

H 4

H

H

3

H5

H

H

C 1 H

2

H

6

H

H

H =

H

H H

H

3

4

H5

H

H C 1 H

2

H

H

6

H

Interação 1,3-diaxial O metil-cicloexano providencia um exemplo simples que ilustra o efeito da substituição de um dos átomos de hidrogênio do cicloexano. Contudo, o efeito proporcionado por outros substituintes será muito semelhante a esse: qualquer grupo mais volumoso que o átomo de hidrogênio em posição axial providencia interações 1,3-diaxiais aumentando a energia do confôrmero. À medida que o volume do substituinte aumenta, essa interação se torna mais severa e o confôrmero axial mais instável, sendo, portanto, menos favorecido no equilíbrio químico. A segunda razão é que no confôrmero equatorial a ligação C-R está anti-periplanar a duas ligações C-C, enquanto que na conformação com o substituinte R em axial a ligação C-R é sinclinal (gauche) a duas ligações C-C. É importante lembrar que, da mesma maneira que a interação gauche aumenta a energia da conformação sinclinal do butano em relação à conformação anti-periplanar, também ocorre um acréscimo de energia no confôrmero axial do cicloexano devido a essa interação.

133


P r ojeção d e N ewm an

Projeção de Newman H

H

=

R

H

H

H

C H2 C H2

H

H

=

H

H 2C

H

H

H

As ligações em vermelho são anti-periplanares (por questão de clareza, somente uma interação com a ligação C-C é mostrada)

R

H

R

R

H

H 2C

H

H

H

As ligações em vermelho são sinclinais (gauche) (por questão de clareza, somente uma interação com a ligação C-C é mostrada)

Analisando os dados da tabela apresentada na página anterior podemos perceber que a diferença de energia entre o confôrmero equatorial e axial do etil-cicloexano (ΔG º = -1,8 kcal mol-1) é muito parecida com a diferença apresentada para o metilcicloexano (ΔG º = -1,7 kcal mol-1). O confôrmero axial do etilcicloexano adota uma orientação em que a porção metílica do grupamento etila se afasta do anel. Por isso, ocorre apenas um pequeno aumento na energia da interação 1,3-diaxial quando comparado ao metil-cicloexano. Em contrapartida, uma interação gauche adicional é associada à introdução desse grupo metil extra. H H

H

H

3

4

H5

H

H

H

C 1 H

2

H

6

H

H

H =

H

H H

H

3

4

H5

H

H C 2

H

6

H

H

1 H H

H

H

3

4

H5

H

H

H

H

C 1 H

2

H

6

H

C H3 =

H

H

H

3

4

H5

H

Interação 1,3-diaxial Metil-cicloexano

H H

H C 2

H

6

C H3

1 H H

Interação 1,3-diaxial Etil-cicloexano

Similarmente, a conformação axial do isopropil-cicloexano também adota uma orientação em que as duas metilas do grupo isopropil se afastam do anel, fazendo com que as interações 1,3-diaxiais com os hidrogênios axiais dos carbonos C 3 e C 5 não sejam muito diferentes das existentes no metil-cicloexano. O pequeno acréscimo da energia livre de Gibbs deve-se principalmente às duas interações gauche relacionadas à introdução de dois grupamentos metilas extras. H H

H 4

H

H

3

H5

H

C

1 H

2

H

C H3 C H3

6

H

=

H H

H H

H

3

4

H5

H

C

1 H

2

H

C H3 C H3

6

H

Interação 1,3-diaxial Isopropil-cicloexano

Já o que ocorre quando um grupo terc-butil é introduzido no anel carbocíclico de seis membros é bastante diferente. O confôrmero axial do terc-butil-cicloexano apresenta uma forte interação 1,3-diaxial entre o terceiro grupo metil e os hidrogênios axiais que estão nos carbonos C3 e C5. Por esse motivo, o confôrmero equatorial é largamente favorecido no equilíbrio. Devido a esse favorecimento, o grupamento terc-butil é bastante utilizado para estabilizar uma conformação particular de forma que seja possível estudar outros aspectos da estereoquímica ou ainda efeitos conformacionais no anel de seis membros. 134


H H H H H H

H

3

4

H5

H

C

C

1 H

2

H

6

H

=

H

H H

H

CH 3 CH3 H

H

H

3

4

H5

H

C

1 H

2

H

CH 3 CH 3

6

H

Interação 1,3 - diaxial terc-butil-cicloexano

A introdução de um heteroátomo, como por exemplo, o grupo metoxi do metoxi-cicloexano diminui a diferença de energia entre os confôrmeros axiais e equatoriais. O átomo de oxigênio da metoxila funciona como um elo afastando a metila do anel de maneira muito semelhante ao que ocorre com o etil-cicloexano, diminuindo a interação com os átomos de hidrogênios axiais que estão do mesmo lado. H H

H

3

4

H 5

H

O

H

C H3

1 H

2

H

6

H

Metoxi-cicloexano

Diante do que foi exposto até agora, podemos concluir que a constante de equilíbrio não depende do tamanho do substituinte, ma sim da sua interação com os hidrogênios axiais da sua vizinhança. Quando existem dois ou mais substituintes no anel, ocorre uma complicação adicional. Além das conformações axiais e equatoriais, os substituintes podem estar para cima ou para baixo relativo ao plano definido pelos seis átomos de carbono do anel. Quando esses substituintes estão do mesmo lado do anel são chamados de estereoisômeros com configuração cis. O outro estereoisômero possui os substituintes em lados opostos ao plano do anel, isto é, um grupo está acima do plano e o outro abaixo. Esse estereoisômero é denominado trans. Veja o exemplo do 1,2-dimetil-cicloexano ilustrado a seguir. CH3

CH3 CCHH3 3 cis-1,2-dimetil-cicloexano CH3 cis-1,2-dimetil-cicloexano

CCHH3 3 trans-1,2-dimetil-cicloexano CH3 trans-1,2-dimetil-cicloexano

Vamos agora considerar as formas cadeira desses isômeros. Se os grupos metilas estão do mesmo lado do anel, isto é o cis isômero, e o substituinte no C1 está na posição axial, então o grupo metil no carbono C2 deve ficar na posição equatorial.

135


CH 3

CH 3

CH 3

1 H CH 3

1 H O primeiro grupo metil é colocado na posição axial do carbono Cl. Esse grupamento está para cima.

2 H O segundo grupo metil, para respeitar a configuração cis, deve também ser colocado para cima e isso corresponde à posição equatorial.

CH 3 cis - 1,2 - dimetil - cicloexano

nota

Na representação planar do cicloexano substituído, estamos olhando diretamente para o anel no plano da folha de papel e as ligações acima e abaixo desse plano são representadas por linhas em cunha e tracejadas, respectivamente. Cabe ressaltar que essas linhas não indicam nada sobre a conformação do anel de seis membros. Linha em cunha representa uma ligação orientada para cima do plano do papel.

CH3 CH3 Linha tracejada representa uma ligação orientada para baixo do plano do papel.

Na configuração trans do 1,2-dimetil-cicloexano as metilas estão em lados opostos, logo se colocarmos a primeira metila para cima no carbono C1, portanto, na posição axial, a segunda metila deverá ser adicionada no carbono C2 para baixo. Esse segundo grupo metil deverá ocupar uma posição axial também. CH 3

CH 3

1 H

1 H 2

H

CH 3

O primeiro grupo metil é colocado na posição axial do carbono Cl. Esse grupamento está para cima.

CH 3 CH 3 trans - 1,2 - dimetil - cicloexano

O segundo grupo metil, para respeitar a configuração trans, deve ser colocado para baixo e isso corresponde à posição axial.

Cabe nesse momento ressaltar a importância da representação da estrutura do cicloexano na forma cadeira, visto que ela possui muito mais informações do que a representação do hexágono planar. Na forma cadeira é mostrada tanto a configuração quanto a conformação, enquanto que na forma planar somente a configuração é descrita. Uma vez escrito o isômero correto, podemos representar as duas conformações cadeiras para esse isômero e responder qual confôrmero é o mais estável. Para o isômero cis-1,2dimetil-cicloexano uma conformação cadeira tem um grupo metil na posição axial e outro na equatorial. Ao fazer a inversão do anel, o substituinte na posição axial passa a ficar na equatorial e vice-versa. As duas conformações cadeira têm um substituinte na posição axial e o outro na posição equatorial, sendo, portanto, iguais em energia. As interações 1,3-diaxiais são idênticas para os dois confôrmeros. 136


Axial

Axial CH 3

CH 3

K eq. H CH 3 CH 3 H H Equatorial H Equatorial cis - 1,2 - dimetil - cicloexano

Nas duas conformações cadeira do trans-1,2-dimetil-cicloexano existe uma grande diferença de energia entre elas. O confôrmero que apresenta os dois grupamentos metilas em posição equatorial é mais estável do que a conformação diaxial, porque o primeiro não apresenta interação 1,3-diaxial entre as metilas e os átomos de hidrogênios. H

CH 3

H

H

H H

H

K eq.

H

CH3 H

CH3 Confôrmero diaxial

CH3

Confôrmero diequatorial

trans - 1,2 - dimetil - cicloexano

Podemos concluir então, que o confôrmero favorecido no equilíbrio será aquele com maior número de substituintes na posição equatorial, pois assim as interações 1,3-diaxiais dos substituintes com os respectivos hidrogênios são minimizadas. O exemplo a seguir do isomentol ilustra essa máxima. Axial H 3C

CH 3

OH H

Isomentol

CH (CH 3)2

H

Equatorial OH

H 3C

H

Equatorial

Axial

H

Equatorial

OH

H

H Axial

Devemos agora analisar a situação em que os substituintes são diferentes. Por exemplo, para o trans-2-bromo-cicloexanol não há problema, pois uma conformação cadeira terá os dois substituintes na posição equatorial e na outra conformação esses substituintes estarão em posições axiais, sendo a primeira muito mais estável. Porém, no caso do cis-2-bromo-cicloexanol em que um substituinte está em equatorial e o outro em axial nas duas conformações cadeira, o confôrmero favorecido no equilíbrio dependerá dos substituintes. Em geral, a conformação favorecida será aquela em que o substituinte mais volumoso estiver na posição equatorial. No exemplo citado anteriormente o bromo é mais volumoso do que a hidroxila e, portanto a conformação mais estável terá o átomo de bromo na posição equatorial preferencialmente. OH

H

OH H

Br

OH H H

Br trans - 2 - bromo- cicloexanol

OH

Confôrmero diaxial Axial OH

Br cis - 2 - bromo- cicloexanol

Confôrmero diequatorial

Equatorial H

B r Axial OH

Br

H Equatorial

Br

H

H

137


É importante lembrar que as regras de análise conformacional fornecidas anteriormente servem apenas como uma diretriz para tentar determinar a conformação mais estável. Entretanto, em alguns casos não é fácil fazer essa determinação. Em oposição a essas incertezas, anéis contendo grupamentos terc-butila são fáceis de decidir qual conformação será a mais estável. Como vimos anteriormente, o grupo terc-butila fica preferencialmente na posição equatorial. OH

Axial OH

Equatorial

H H Conformação favorecida, pois possui o grupo terc-butil na posição equatorial, fixando a hidroxila na posição axial.

D. Conformações dos heterociclos saturados: o efeito anomérico A princípio, as conformações dos heterociclos de cinco e seis membros saturados seguem quase os mesmos princípios conformacionais dos compostos carboxíclicos que nós vimos até o momento. Entretanto, temos que atentar para um detalhe, esses anéis contendo heteroátomos além das ligações C-H, C-C, C-substituintes, os heteroátomos possuem pares de elétrons não ligantes que deverão ocupar posições equatoriais e axiais. Alguns exemplos são mostrados a seguir. Axial

Axial Equatorial

S

Axial

O

Equatorial

S

O

Equatorial

O Equatorial

Axial Dioxano

Ditiana

H

N Morfolina

H

N

Axial

Axial

Piperidina

Outro ponto a ressaltar sobre os pares de elétrons não ligantes dos heteroátomos nas conformações cadeira é o fato de que os elétrons representados pela cor azul estão paralelos às ligações C-C e C-X (X = heteroátomo) e os elétrons em vermelho estão paralelos às ligações C-H e C-R , se o anel tiver substituinte (R). O tetraidropirano mostrado a seguir ilustra essa

relação de paralelismo. Note que os substituintes próximos ao heteroátomo nas posições equatoriais não estão paralelos a nenhum par de elétrons não ligante.

O

CH 3 CH 3

H CH 3 H CH 3

O

Par de elétrons em vermelho está paralelo às ligações C-H e C-CH3 axiais

138

H CH 3

CH 3

H CH 3 H

H

O

O

Par de elétrons em azul está paralelo às ligações C-H e C-CH3 axiais

CH 3


Um dos mais importantes heterociclos oxigenados saturados são os açúcares. A glucose é o açúcar de ocorrência natural mais abundante e existe preferencialmente na forma de ß-Dglucopiranose, mostrada a seguir. Não é surpreendente verificar, nesse momento, que na sua conformação cadeira mais estável todos os substituintes estão em posição equatorial. Em um primeiro momento, as regras da análise conformacional observadas anteriormente explicam essa preferência conformacional da glucose. Para quatro das cinco hidroxilas (hidroxilas em preto) a posição equatorial é convertida em axial através da inversão do anel. Porém, para a quinta hidroxila (em vermelho) próxima ao átomo de oxigênio no anel a interconversão equatorial-axial ocorre pela clivagem/re-formação do hemiacetal, pois nessa posição, conhecida como posição anomérica, existe uma inversão de configuração. Substituinte na posição anomérica

HO HO HO

O

HO HO HO

OH

HO

O H - equatorial 64% Glucose - β-D - glucopiranose

HO

OH

O H - axial 35%

HO HO HO

O

OH HO

O

1%

Hemiacetal

O que pode ser surpreendente é o fato de existir, por parte da hidroxila na posição anomérica, apenas uma pequena preferência pela posição equatorial (64:35%). Maior surpresa consiste no fato de que em alguns derivados da glucose a preferência dos substituintes na posição anomérica seja a axial e não a equatorial. Especialmente se o substituinte for altamente eletronegativo, como mostra os resultados ilustrados na tabela a seguir. Derivado da glucose HO HO HO

% confôrmero axial

OR = H

36

OR

OR = CH 3

67

O

R = OCOCH 3

86

R

R = Cl

94

O HO HO

HO HO

Substituinte

HO

Podemos definir de uma maneira geral que os substituintes eletronegativos no carbono anomérico dos derivados da glucose e em outros heterociclos, como por exemplo, no carbono C2 do tetraidropirano apresentam uma preferência pela posição axial e a esse efeito inespe-

rado chamamos de efeito anomérico. Para grupos OH e OR essa preferência é comparável com a preferência estérica pela posição equatorial e para grupos mais eletronegativos o efeito anomérico é maior. Todos os três derivados halogenados do éster tribenzoato (X = F, C l e Br e Bz = C6 H 5CO) da xilose, por exemplo, existe preferencialmente na conformação em que o halogênio ocupa uma posição axial, mesmo que para isso os outros três grupamentos ésteres também tenham que ficar na posição axial. 139


Éster benzoato da xilose BzO BzO

X

OBz

O

O

X

O Bz Todos os substituintes na posição equatorial

O Bz

OBz

Todos os substituintes na posição axial

Uma evidência do efeito anomérico pode ser obtida quando comparamos a preferência do confôrmero axial no equilíbrio existente no tetraidrotiopirano, heterociclo contendo um átomo de enxofre, quando comparado com o tetraidropirano, heterociclo similar com átomo de oxigênio. No tetraidropirano a ligação C-S (1,82 Å) é significativamente maior do que a ligação C-C (1,43 Å) e maior do que a ligação C-O (1,54 Å) o que diminui as interações repulsivas 1,3-diaxiais no heterociclo contendo o átomo de enxofre. Dessa forma, o efeito anomérico é quase que exclusivo nesse heterociclo e pode ser claramente percebido quando o percentual do confôrmero axial aumenta no equilíbrio com o aumento da eletronegatividade do substituinte (R). Distância maior H

H

H S

X

X S

X - equatorial

H

X - axial

% de X - axial aumenta quando a eletromagnetividade de X aumenta

O que obrigatoriamente temos que responder agora é: por que existe o efeito anomérico? A origem do efeito anomérico é essencialmente estereoeletrônico. O heterociclo sofre uma estabilização a partir da interação do orbital antiligante de baixa energia (σ* C-X) com os elétrons do orbital não ligante do heteroátomo. No derivado clorado do tetraidropirano, por exemplo, o heterociclo estabiliza com a sobreposição do par de elétrons não ligante do átomo de oxigênio com o orbital não ligante (σ* C-X) da ligação C-X , conforme mostra a ilustração a seguir. ç de Sobreposição aralelos orbotais paralelos

Axial Equatorial Equ σ* C -C l Cl

Mas essa estabilização só ocorre se o átomo de cloro estiver na posição axial! Se lembrarmos o que foi dito anteriormente, o par de elétrons não ligante do átomo de oxigênio na posição equatorial é paralelo a ligações C-C do anel e não tem relação de paralelismo com as ligações C-H e C-R , onde R é um substituinte, como por exemplo, o átomo de cloro. Sendo 140


assim, somente o par de elétrons axial do oxigênio consegue estabilizar a molécula, desde que o substituinte eletronegativo também esteja na posição axial. Portanto, só o confôrmero axial é beneficiado pela estabilização, e essa é a origem do efeito anomérico.

Equatorial Equatorial O σ* Cσ* -C C l -CC ll C l

O AxialAxial

Alinhamento inadequado da ligação Alinhamento inadequado da ligação -C l com σ* C -σ* C lCcom os pares dois pares de elétrons os dois de elétrons não ligantes do átomo de oxigênio. não ligantes do átomo de oxigênio.

Podemos representar essa estabilização deslocalizando a densidade eletrônica do átomo de oxigênio para o átomo de cloro. Compostos que exibem o efeito anomérico possuem uma ligação C-X , onde X é o heteroátomo do anel mais curta e mais forte, em contrapartida a ligação C-Cl fora do anel fica mais longa e mais fraca.

δ+ O

O Cl

C l δ-

E. Conformações de anéis fundidos: a decalina e os esteróides A estrutura da decalina consiste em dois anéis carbocíclicos de seis membros fundidos, ou seja, dois cicloexanos juntos através de uma ligação C-C em comum. Dois diastereoisômeros são possíveis para a decalina; configuração cis se os átomos de hidrogênio na junção do anel estão do mesmo lado em relação ao plano do anel e trans se estão em lados opostos. Na cis-decalina o segundo anel se junta ao primeiro de modo que em um ponto de conexão entre os dois anéis seja axial e o outro equatorial. Na trans-decalina o segundo anel se junta ao primeiro de modo que ambos os pontos de conexão entre os dois anéis sejam equatoriais.

Esta ligação está na posição equatorial do anel 1

H

H

H H cis-decalina

Decalina

1 2 Esta ligação está na posição axial do anel 1

H

H 2

H trans-decalina

1

H

As duas ligações em vermelho ocupam posições equatoriais no anel 1

141


Quando o anel do cicloexano sofre uma inversão os hidrogênios equatoriais se convertem em axiais e vice-versa. O mesmo ocorre com a cis-decalina, que possui junções entre os anéis axial-equatorial. Essa inversão não é possível para a trans-decalina, pois, para ela inverter a junção que é equatorial-equatorial deve se tornar axial-axial e dessa forma não é possível manter os dois anéis fundidos. Axial Axial Equatorial

H

HEquatorial

H

H 1 anel Inversão de

1

1

2

H

H

Equatorial

Equatorial

2

2

2

H 2

H 2 1

RotaçãoAxial para ver H frente o anel 2 de

H H Inversão H de anel Rotação para ver H o anel 2 de frente 1

Axial H

1

H

X H

X H

H

H

Impossível juntar as duas posições axiais no anel de seis membros Impossível juntar as duas posições axiais no anel de seis membros

H

Os esteróides são uma importante classe de compostos que existe em todos os animais e plantas com diferentes funções, como regular o crescimento (esteróides anabolizantes), a orientação sexual (todos os hormônios sexuais são esteróides), agindo como mecanismo de defesa em sapos e plantas. Os esteróides são definidos por sua estrutura: possuem um esqueleto carbônico básico que consiste em quatro anéis fundidos, sendo que três deles são de seis membros e um de cinco membros. Como na decalina, cada anel pode ter uma configuração cis ou trans. Porém os esteróides possuem normalmente junções trans, exceto no CH 3 anel A com H CH 3

B que pode ser cis. Exemplos como o colestanol (todos os anéis fundidos com configuração HO

CH 3 Equatorial H mostrados trans) e o coprostanol (junção A e B cis) a seguir. CH 3 são

C

HO

H

D

H HB Equatorial Colestanol CH 3 CH 3 H Estrutura básica dos esteróides HO H H CH 3 CH H 3 Equatorial H Colestanol H H H HO CH 3 H CH 3 Coprostanol Axial

A H

C A

D

B

Estrutura básica dos esteróides C D

A

B

H H Colestanol CH 3

CH 3 H H H HO Axial

H

Coprostanol

H

Estrutura básica dos esteróides

F. Importância da conformação das moléculas H H HO Axial

Coprostanol

As variações do arranjo espacial envolvendo a rotação de ligação covalente sigma é bastante relevante para o reconhecimento molecular de uma molécula, seja ela endógena ou exógena pelos receptores biológicos e explica as diferenças de atividade biológica. A acetilcolina, importante neurotransmissor do sistema nervoso parassimpático é capaz de interagir com dois subtipos de receptores: os muscarínicos localizados no sistema nervoso periférico e os nicotínicos, localizados predominantemente no sistema nervoso central. Os diferentes efeitos biológicos promovidos pela acetilcolina decorrem de interações com diferentes arranjos espaciais dos grupamentos acetato e amônio quaternário presen142


tes em sua estrutura com o sítio receptor correspondente. As principais conformações assumidas pela acetilcolina são a anti-periplanar e a sinclinal (gauche), sendo essa última a mais estável, pois a alta densidade eletrônica do átomo de oxigênio da carbonila do grupo acetato estabiliza eletrostaticamente a carga positiva do grupo amônio. O reconhecimento seletivo dos bioligantes muscarina e nicotina por esses subtipos de receptores permitiram evidenciar que a conformação anti-periplanar da acetilcolina está envolvida com a ação nos receptores muscarínicos, enquanto que a conformação sinclinal é responsável pela atividade no subtipo nicotínico. O H3C H

3,74 A o O

H

H 3C

H N (CH3)3

H3C H

CH 3 CH 3 N CH 3

O

H

O

3, 31 A o O

H

N (CH3)3 H

H

Grupo amônio quaternário

Confôrmero anti-periplanar

Confôrmero sinclinal

Acetilcolina

(H 3C)3N

H 3C H

O Grupo acetato

OH

O

N N

H

H

Muscarina

CH 3

Nicotina

O dietilestilbestrol é um estrogênio sintético desenvolvido a partir de estudos que mostram a importância de interações do tipo ligação de hidrogênio envolvendo grupos doadores presentes nos compostos bioativos, como por exemplo, as hidroxilas no estradiol com os receptores esteroidais. A distância entre as hidroxilas é um fator relevante para a interação com o receptor. No estradiol e no dietilestilbestrol essa distância é igual a 14,5 Å . O derivado bis-hidrogenado do dietilestilbestrol possui uma atividade biológica muito

menor, pois para esse composto, contendo uma ligação sigma que pode sofrer rotação, existem conformações no equilíbrio em que a distância entre as hidroxilas é menor do que a necessária para a interação com o receptor. OH H 3C

Rotação da ligação σ OH

C H3 HO

OH

HO

HO Derivado bis-hidrogenado do dietilestilbestrol

H H

C H3

CH3

Dietilestilbestrol H 3C

H 3C

H 3C

14,5 A o

H

HO

OH

Menor que 14,5 Aº Confôrmero inativo

14,5 A o Estradiol

143


Agora, vamos ver através de dois exemplos, como a conformação das moléculas afeta diretamente a composição dos produtos formados e a velocidade de uma reação. Para tal serão mostrados dois exemplos de reações envolvendo um processo de eliminação. Não devemos, por hora, nos preocuparmos com os detalhes do mecanismo de eliminação, pois o veremos de maneira aprofundada em um capítulo posterior. Em uma eliminação E 2 a nova ligação π é formada pela sobreposição da ligação σ C-H com o orbital antiligante σ* C-X , onde X pode ser, por exemplo, um halogênio. Para a sobreposição desses orbitais ocorrer de maneira efetiva a ponto de formar uma nova ligação, eles devem estar no mesmo plano. Existem duas conformações que satisfazem essa condição, uma tem o átomo de hidrogênio e o átomo X syn-periplanr e na outra, em que esses átomos estão em lados opostos é a anti-periplanar. Como já vimos a conformação anti-periplanar é a mais estável por ser estrelada, todavia, o mais importante é que somente essa conformação possui as ligações C-H e C-X totalmente paralelas, condição necessária para o processo de eliminação E 2.

X

H

HX

Átomo X sai com ânion

Conformação syn-periplanar

σ* C-X

X

(eclipsada)

σ C-H

X e H no mesmo plano

Sobreposição dos orbitais paralelos

Ligações totalmente paralelas X

X

H

Átomo H sai como próton

Ligação π formada

H

H Conformação anti-periplanar (estrelada) Considere agora, o exemplo da reação de eliminação do 2-bromobutano com etóxido de sódio como base e etanol como solvente, para formar o but-2-eno. Para esse haleto de alquila existem duas conformações onde os átomos de H e Br estão anti-periplanares. Porém, uma delas é mais estável, pois não existe a interação repulsiva gauche CH 3- CH 3. Sendo assim, o alceno formado majoritariamente tem os grupos metilas em lados opostos e é proveniente da conformação anti mais estável do haleto de alquila onde os grupos metilas também estão em lados opostos. Esse exemplo mostra claramente a influência da conformação na composição dos produtos formados. 144


H H 3C

CH3

CH3

Minoritário

+

H 3C

Br

H H 3C

CH3

Et O Na, E tOH

H 3C

CH3

Majoritário Br

H

C H3 C H3

H 3C

Interação gauche

Br

anti-periplanar CH3

H

C H3 H Conformação anti-periplanar mais estável H

H Conformação anti-periplanar menos estável

H 3C

Majoritário

Outro exemplo é a reação de eliminação dos cloretos de mentila e neomentila derivados dos alcoóis terpenóides mentol e neomentol, respectivamente, para formar os alcenos correspondentes como produtos de eliminação. Esses isômeros diferem apenas na configuração dos átomos de carbono ligados ao cloro nos cloretos e à hidroxila nos alcoóis. Quando o cloreto de mentila é tratado com etóxido de sódio em etanol, a reação de eliminação ocorre lentamente para formar o 2-menteno como único produto. Sob condições similares o cloreto de neomentila reage rapidamente e forma uma mistura do 2-menteno com o 3-menteno.

C H3

Cl C H( CH 3)2 Cloreto de neomentila

C H3

C H3 Et O Na, EtO H Reação rápida

C H3

C H3 Et O Na, EtOH

+ C H( CH 3)2

C H( CH 3) 2

25%

75%

Reação 250 vezes Cl mais lenta C H( CH 3)2 Cloreto de mentila

C H( CH 3) 2 100%

Para explicar os resultados apresentado acima, vamos considerar as conformações cadeira mais estáveis do cloreto de neomentila e do cloreto de mentila. Como vimos anteriormente, a conformação mais estável do anel cicloexano polissubstituído será aquela em que o grupo mais volumoso ocupa uma posição equatorial, para minimizar as fortes interações 1,3-diaxiais com os átomos de hidrogênio axiais que estão do mesmo lado em relação ao plano do anel, ou ainda, a conformação com o maior número de substituintes em posições equatoriais. No caso dos cloretos de neomentila e mentila o grupamento isopropil deverá ficar preferencialmente na posição equatorial por ser o grupo mais volumoso. Para que a reação de eliminação do cloreto de neomentila via um processo bimolecular (E2) ocorra, o cloro é forçado a ficar em uma posição axial, pois assim, assume uma conformação anti-periplanar com dois átomos de hidrogênio. Daí a formação de produtos distintos. A velocidade dessa reação é maior, quando comparada com a reação do cloreto de mentila, pois o arranjo espacial adequado do cloro (axial) para que a reação se processe, ocorre na conformação cadeira mais estável, onde o grupo isopropil assume uma posição equatorial. Portanto, essa conformação que é a ideal para reagir está em maior quantidade no equilíbrio conformacional. 145


C H3

E tO

Cloreto de neomentila CH3 H

K

H

H Cl

Equatorial eq .

H

Axial Conformação menos estável pois o grupo i-Pr ocupa uma posição axial

75%

- HC l

H

C H( CH 3)2 C H3

C H3 Cl Axial

Reação rápida

Equatorial

H

H

- HC l 25%

Conformação mais estável, pois o grupo i-Pr ocupa uma posição equatorial

C H( CH 3)2

Duas ligações C-H anti-periplanar ao átomo de cloro (axial). A eliminação é favorecida e dois produtos podem ser formados

O Cl está em equatorial, portanto, não existe ligação C-H anti-periplanar para que ocorra a eliminação

No cloreto de mentila, o átomo de cloro está em uma posição equatorial na conformação cadeira de menor energia, impossibilitando o processo reacional, pois não existe ligação C-H anti-periplanar. Para que a eliminação ocorra o átomo de cloro tem que necessariamente ocupar uma posição axial e para isso deve ocorrer uma inversão de anel para formar a conformação cadeira de maior energia, com os três substituintes em posições axiais. A reação deverá ocorrer nessa conformação menos estável, portanto, desfavorecida e por isso, em menor concentração no equilíbrio químico. Isso explica a menor velocidade dessa reação. Repare que na conformação reativa existe somente uma ligação C-H anti-periplanar, com isso, um único alceno deverá ser formado. Cloreto de mentila H K C H3

Cl H

H

Conformação mais estável Cl equatorial não ocorre E 2

Cl eq .

Reação lenta

CH3

C H3

H

H H

OE t H Conformação de maior energia Cl axial ocorre E 2

C H( CH 3) 2 100%

Resumo e Palavras-chave A relação espacial entre átomos em uma molécula influencia profundamente nas propriedades físicas e químicas dos seus compostos. Os isômeros que diferem somente no arranjo espacial dos seus átomos ligantes são conhecidos como estereoisômeros. Os estereoisômeros que se interconvertem a temperatura ordinária mediante rotação de ligação sigma são denominados estereoisômeros conformacionais. O arranjo espacial específico dos átomos em uma determinada molécula é chamado de confôrmero. Esses podem ser representados em forma de cavalete ou em projeção de Newman. Aqueles que não são interconvertidos por esse proceesso são os estereoisômeros configuracionais. Esses isômeros são convertidos um no outro mediante a quebra e formação de ligação química.

146


A rotação sobre uma ligação sigma de uma molécula acíclica tem, normalmente uma pequena barreira de energia de rotação ou torcional devido à interações repulsivas de van der Waals quando as ligações se aproximam no espaço. A rotação de uma ligação sigma gera dois tipos de conformaçãoes com energias distintas: a conformação eclipsada e a conformação estrelada. A conformação mais estável é a estrelada pois, além de não apresentar repulsão dos elétrons proveniente de uma sobreposição desfavorável entre os orbitais ligantes das ligações σC-H vizinhas, possui uma interação estabilizadora entre o orbital ligante σC-H de um carbono com o orbital antiligante σ*C-H do outro átomo de carbono (efeito de hiperconjugação), quando esses orbitais estão exatamente paralelos. A rotação de uma ligação sigma em uma molécula cíclica é restrita devido à pequena liberdade conformacional do anel. A tensão existente em um anel carbocíclico se deve ao desvio do ângulo ideal entre os orbitais ligantes, deformação angular, conhecido como tensão angular e ainda pelo eclipsamento dos átomos gerando uma tensão torcional. A tensão angular é maximizada em anéis pequenos, como por exemplo, o ciclopropano e o ciclobutano e tende a zero no cicloexano. O cicloexano apresenta uma série de conformações que não são planares, livre de tensão angular, sendo a mais estável a conformação cadeira que não apresenta também tensão torcional. A conformação cadeira do cicloexano apresenta dois grupos de átomos de hidrogênio distintos, os hidrogênios axiais e os hidrogênios equatoriais. Os anéis carbocíclicos de seis membros substituídos apresentam, quando os substituintes assumem uma posição axial, interações repulsivas denominadas interação 1,3-diaxial. Podemos definir de uma maneira geral que os substituintes eletronegativos no carbono anomérico dos derivados da glucose e em outros heterociclos, como por exemplo, no carbono C2 do tetraidropirano apresentam uma preferência pela posição axial e a esse efeito inespe-

rado chamamos de efeito anomérico. Esse efeito consiste em uma interação estabilizadora a partir da sobreposição do orbital antiligante de baixa energia (σ* C-X) na posição anomérica, com os elétrons do orbital não ligante do heteroátomo. A estrutura da decalina consiste em dois anéis carbocíclicos de seis membros fundidos, ou seja, dois cicloexanos juntos através de uma ligação C-C em comum. Dois diastereoisômeros são possíveis para a decalina; configuração cis se os átomos de hidrogênio na junção do anel estão do mesmo lado em relação ao plano do anel e trans se estão em lados opostos. Na cisdecalina o segundo anel se junta ao primeiro de modo que em um ponto de conexão entre os dois anéis seja axial e o outro equatorial. Na trans-decalina o segundo anel se junta ao primeiro de modo que ambos os pontos de conexão entre os dois anéis sejam equatoriais. A estrutura da decalina é encontrada também nos esteróides onde as junções dos anéis possuem preferencialmente a configuração trans. A conformação das moléculas interfere diretamente a velocidade da reação, a composição dos produtos formados em uma reação e ainda na potência e no tipo de atividade biológica.

147


Ao término dessa aula você deverá ser capaz de: Escrever e diferenciar as diferentes conformações de uma molécula acíclica e alicíclica; Estimar as barreiras de rotação das conformações das molécula acíclica e alicíclica; Prever a diferença de energia entre os confôrmeros do cicloexano substituído e ainda determinar o percentual desses confôrmeros no equilíbrio químico; Escrever as conformações cadeira, mei-cadeira, bote e bote torcido para o anel cicloexânico e também distinguir as posições axiais e equatoriais quando pertinentes; Identificar e aplicar o efeito anomérico nas moléculas, bem como correlacioná-lo com a estabilidade das moléculas; Usar o conhecimento de arranjo dos átomos em moléculas acíclicas e alicíclicas para predizer e explicar as suas reações; Olhando a diante Como a conformação e o alinhamento dos átomos podem afetar as reações de eliminação; Como o alinhamento das ligações podem permitir que grupos de uma molécula se movam através de ligações C-C (rearranjo) ou permitir que haja quebra dessas ligações (reações de fragmentação); Como o alinhamento dos orbitais controlam a reatividade (efeitos estereoeletrônicos); Escrever adequadamente os anéis formados no estado de transição de algumas reações, como por exemplo a reação de aldol.

A t i v i da des 1ª Questão: Os dois análogos de açúcar mostrados a seguir fazem parte da estrutura de dois compostos usados no tratamento de doenças de aves domésticas. Quais conformações deverão ser as mais estáveis?

HO

O

O C H3

OC H 3

HO

C H3

H 3C

O

OH

2ª Questão: À temperatura normal, o 2-metilbutano existe principalmente em duas conformações em oposição em torno da ligação C2 e C3. Cerca de 90% das moléculas existem na conformação mais favorável e 10% na menos favorável. (a) Calcule a variação de energia 148


livre (ΔG º, conformação mais estável – conformação menos estável) entre essas conformações. (b) Desenhe um diagrama de energia potencial da rotação em torno da ligação C2-C3 do 2-metilbutano. Faça o melhor que puder e atribua valores de energia relativa para todas as

conformações do seu diagrama. (c) Desenhe as projeções de Newman de todos os rotâmeros da letra (b) e indique o(s) mais estável(is). 3ª Questão: O sistema de anel bicíclico fundido trans B é mais estável 2,61 kcal/mol do que a estrutura análoga cis quando X é um grupo metileno (CH2). Entretanto, o acetal bicíclico fundido cis A onde X é um átomo de oxigênio é 0,17 kcal/mol mais estável do que o isômero trans B. Providencie uma explicação para a maior estabilidade de A , ilustrando as interações que deverão contribuir para essa estabilidade. H H

H X

X

X H

A

X = C H 2; ∆ G = -2, 61 k cal/m ol

X

X = O ; ∆G = +0,17 kcal/mol B

4ª Questão: O composto 2-cloro-tetraidrotiopirano apresenta um ΔG º = + 1,5 para o equilíbrio mostrado a seguir. Qual o percentual de cada confôrmero no equilíbrio a 25 º C. Forneça explicações para o favorecimento de uma das conformações no equilíbrio. Dados R = 1,986 cal/mol. K .

H

Cl S

S

H

Cl B

A

5ª Questão: Baseado nas propriedades do anel cicloexano, qual desses isômeros possui um momento dipolo maior. Explique a sua escolha. CH 3

Cl

CH 3

H 3C

Cl H 3C Cl

Cl

6ª Questão: As amidas assumem preferencialmente uma geometria planar, com uma barreira rotacional em torno de 20 kcal/mol, conforme mostra o processo a seguir. O R

R1

20 kcal/mol O

N H

R

N

H R1

A. A barreira rotacional em fase gasosa da N,N-dimetilformamida é aproximadamente 1,5 kcal/mol menor do que em solução. Explique. B. A deslocalização eletrônica das amidas a seguir é mais favorecida do que na N,N-dimetilformamida? Explique a sua resposta. O R

N N

O 149


7ª Questão: O que as energias de tensão mostradas a seguir sugerem sobre a origem da tensão nos anéis de três membros?

Tensão ( k cal/mol)

27,3

O

H N

26,9

27,7

8ª Questão: Escreva os isômeros conformacionais do cis-1,2-dimetil-cicloexano e do cis3,4 -dimetil-cicloexanona. Enquanto os confôrmeros do cicloexano possuem energias iguais,

os confôrmeros da cicloexanona não são. Indique qual confôrmero é favorecido explicando a sua resposta. 9ª Questão: A seguir é mostrada a conformação predominante para a D-glicose. Por que não é surpreendente que a D-glicose seja o açúcar mais comumente encontrado na natureza? (Dica: Procure estruturas de açúcares como a D-galactose e a D-manose e compare-as com a D-glicose).

HO HO HO

O

OH

HO

10ª Questão: Qual o membro de cada um dos seguintes pares que você espera que tenha o maior calor de combustão? a) cis- ou trans-1,2-dimetil-cicloexano; b) cis- ou trans-1,3dimetil-cicloexano; c) cis- ou trans-1,4-dimetil-cicloexano. Justifique as suas respostas.

150


Aula 2 Estereoisômeros Configuracionais No capítulo anterior, descrevemos as conformações das moléculas que são interconvertidas por rotação sobre uma ligação σ carbono-carbono (estereoisômeros conformacionais). Nele também descrevemos os estereoisômeros cis e trans dos cicloexanos substituídos. Nesse capítulo enfocaremos os estereoisômeros configuracionais, que são moléculas com a mesma ordem de conectividade entre os átomos, porém diferem na orientação espacial de um grupo de átomos e podem ser subdivididos em enantiômeros e diastereoisômeros. Esse capítulo começa com a descrição dos estereoisômeros nos alquenos e nos cicloalcanos sem liberdade conformacional. A ligação π de um alqueno, assim como a ausência de liberdade conformacional de um cicloalcano tensionado, impede a rotação sobre a ligação σ carbono-carbono, fazendo com que os substituintes nessas moléculas tenham orientações diferentes. Os prefixos cis, trans, (E) e (Z) são usados para descrever esses arranjos espaciais relativos. Posteriormente descreveremos a estereoquímica de compostos saturados, começando com os que possuem um carbono assimétrico, ou seja, um carbono que possui quatro substituintes diferentes. Essas moléculas existem como estereoisômeros, pois existem duas orientações espaciais distintas possíveis para os quatro substituintes. Em seguida estudaremos as relações estereoisoméricas de compostos com dois ou mais carbonos assimétricos. O arranjo espacial dos átomos em uma molécula quiral influencia diretamente nas suas propriedades físicas e químicas, nas propriedades organolépticas, na sua atividade biológica entre outras propriedades. É necessário relembrar antes de começar Ressonância e a teoria de orbital molecular (Módulo 1 – aula 2 – Química Orgânica I). Energética das reações químicas (Módulo 1 – aula 4 – Química Orgânica I). Análise conformacional (Módulo 2 – aula 1 – Química Orgânica I).

Classificação dos isômeros – uma breve revisão Os isômeros constitucionais ou estruturais possuem a mesma fórmula molecular, mas diferem na ordem de conectividade entre os átomos. As três categorias de isômeros constitucionais são: isômeros de cadeia, de posição e funcional. Já os estereoisômeros possuem a mesma fórmula molecular, a mesma ordem de conectividade entre os átomos, mas diferem no arran151


jo espacial de seus átomos. Os estereoisômeros podem ser subdivididos em conformacionais e configuracionais. Os estereoisômeros conformacionais foram apresentados no capítulo anterior e consiste na orientação instantânea dos átomos em uma molécula, os confôrmeros, que podem ser interconvertidos através da rotação sobre uma ligação σ carbono-carbono. Já os estereoisômeros configuracionais para ser convertido um no outro, precisa haver a quebra e a formação de ligação química. Eles podem ser classificados em enantiômeros e diastereoisômeros. Os enantiômeros possuem uma relação objeto e imagem especular não sobreponível, já para os diastereoisômeros não existe relação objeto/imagem e podem ser desmembrados em aquirais - diastereoisômeros geométricos - e quirais. Um resumo de todos os tipos de isômeros é apresentado na figura a seguir.

Possuem a mesma fórmula molecular, mas estruturas diferentes

Possuem a mesma fórmula molecular, mas a ordem de conectividade entre os átomos são diferentes

Possuem a mesma fórmula molecular a mesma ordem de conectividade entre os átomos, mas o arranjo espacial dos átomos são diferentes

H H H

H 3C

C H2

H 3C

H

H

H

C H2 Quirais

Aquirais OH

OH

OH

OH H O 2C H O 2C

152

H

HH

C O 2H C O 2H

OH OH

H H

H


Estereoisômeros Geométricos A ligação π é caracterizada por uma alta densidade eletrônica acima e abaixo da ligação σ. A sobreposição dos orbitais p paralelos dos carbonos torna a ligação mais rígida, impossibilitando a rotação sobre a ligação dupla. Para que haja essa rotação, a ligação π deve ser quebrada e posteriormente formada novamente. Como consequência dessa restrição conformacional, dois estereoisômeros são possíveis para um alqueno dissubstituído. Esses estereoisômeros são classificados como geométricos e um deles foi denominado por van’t Hoff em 1874 de cis (palavra proveniente do latim, significando “no mesmo lado”) e o outro de trans (palavra também oriunda do latim, que significa “através” ou “em lados opostos”). Tomemos como exemplo o ácido fumárico e o ácido maleico, conhecidos desde o século dezenove por terem a mesma composição química, os mesmos grupos funcionais, porém, com propriedades químicas e físicas diferentes, sendo, portanto, estereoisômeros geométricos. O aquecimento do ácido maleico promove uma reação de desidratação para formar o anidrido maleico, para que essa reação ocorra, as duas carboxilas dos ácidos carboxílicos devem estar do mesmo lado em relação ao plano da dupla ligação, sendo, portanto, esse o estereoisômero geométrico com configuração cis. Nenhuma reação é observada para o ácido fumárico, o que podemos concluir que os grupamentos carboxila estão em lados opostos à dupla ligação. Esse ácido é, portanto o estereoisômero com configuração trans. HO 2C

C O 2H

H O 2C

Não ocorre reação (Carboxilas em lados opostos)

C O 2H (Carboxilas do mesmo lado)

H O 2C

C O 2H

Interconversão

H O 2C CO 2H

Rigidez estrutu estrutural ural

H O 2C

C O 2H

H O 2C

C O 2H

H O 2C

C O 2H

A interconversão entre os estereoisômeros cis e trans dos alquenos é possível desde que a ligação π seja primeiro quebrada. Isso requer uma quantidade considerável de energia, em torno de 260 kJ mol-1 ou 60 kcal mol-1, valor esse estimado pela diferença entre a força da ligação dupla e a força da ligação simples carbono-carbono. Uma maneira de quebrar a ligação π é transferir um elétron do orbital molecular π ara o orbital π* (transferência 153


de elétron do

homo

para o

l u m o ).

Dessa forma, o orbital molecular ligante e o antiligante

ficam com um elétron cada e a ordem de ligação é igual a zero, ou seja, não existe ligação formada. Essa transferência de elétron do

homo

para o

lu mo

pode ser realizada através

de radiação eletromagnética com energia adequada, como por exemplo, a luz na região do ultravioleta (UV ) do espectro eletromagnético. Portanto, incidindo luz UV a um alqueno ocorre a promoção do elétron do orbital π ligante para o π antiligante e com isso promovendo somente a quebra da ligação π, deixando a ligação σ intacta e permitindo a rotação dessa ligação. H O 2C

hν HO 2C

C O 2H

HO 2C

C O 2H

HO 2C

C O 2H

C O 2H

Luz UV quebra a ligação π , tornando a rotação da ligação σ possível

HO 2C

C O 2H

HO 2C

C O 2H

HO 2C

HO 2C

Energia necessária para promover o elétron do orbital π para o π*

HO O 2C

C O 2H

HO 2C

C O 2H Elétron transferido para o orbital π* cancela o elétron do orbital π: O resultado é a quebra da ligação π

HO O 2C

CO 2H

C O 2H

HO 2C

CO 2H

C O 2H

Os estereoisômeros geométricos também podem estar relacionados com os cicloalcanos como, por exemplo, o ciclopropano, o ciclobutano e como vimos no capítulo anterior, no cicloexano também. A rigidez estrutural proporcionada pelo sistema cíclico, assim como a ligação π, impede a rotação da ligação σ. Os dois substituintes podem estar do mesmo lado em relação ao plano do anel, estereoisômero cis ou em lados opostos, estereoisômeros trans e não podem ser intercambiáveis sem a quebra e a formação de pelo menos uma ligação. CH

CH

Mesmo lado

CH 3

Lados opostos CH3

154


Quando um alqueno tem menos de dois átomos de hidrogênios, isto é, alquenos trissubstituídos e tetrassubstituídos, eles também podem existir em duas formas estereoisoméricas, porém, os prefixos cis e trans já não podem mais ser usados. No lugar, a relação espacial entre os substituintes são designados pela letra E, de origem germânica (entgegem), que significa “através” e pela letra Z , também de origem germânica (zusammen) significando “juntos”. Essa designação da relação espacial se baseia em uma ordem de prioridades dos substituintes ligados aos átomos de carbono constituintes da ligação dupla (C=C). Se os dois substituintes de maior prioridade, um de cada átomo de carbono da C=C, estiverem do mesmo lado em relação ao plano da ligação dupla, o composto será o estereoisômero geométrico Z. Inversamente, se eles estiverem em lados opostos o estereoisômero geométrico será o E. Na nomenclatura

i u pa c

dos compostos orgânicos, os descritores (E) e (Z) são incluídos como

prefixos, colocados entre parênteses, em itálico e conectado ao resto do nome por um hífen.

X Qual dos substituintes tem maior prioridade? Y

W Z

Qual dos substituintes tem maior prioridade?

X

X

Z

Para determinar a prioridade dos substituintes, devemos aplicar um conjunto de regras denominadas convenção de Cahn-Ingold-Prelog, que são baseadas na magnitude do número atômico de cada átomo: O maior número atômico tem maior prioridade. Um par de elétrons não ligante, muitas vezes encontrado quando um heteroátomo está ligado a um átomo de carbono por uma dupla ligação, tem menor prioridade. Entre os átomos, o hidrogênio tem menor prioridade. O conjunto de regras é resumido a seguir:

1. Analisar os dois átomos que estão ligados diretamente a cada átomo de carbono conectado pela dupla ligação. Considerando cada final da dupla ligação separadamente, assinale a maior prioridade para o elemento com o maior número atômico.

Nesse final da dupla ligação o átomo de carbono tem maior prioridade, porque tem o nº atômico maior do que o hidrogênio

C

C

H

Cl

Nesse final da dupla ligação o átomo de cloro tem maior prioridade, porque tem o nº atômico maior do que o carbono

H 3C Cl

2. Se o átomo ligado a um carbono da dupla ligação for um isótopo do mesmo elemento também ligado a esse carbono, aquele que tiver maior massa será o de maior prioridade. Por exemplo, deutério tem maior prioridade do que o hidrogênio.

155


D

Cl

3. Se dois átomos de dois grupamentos distintos ligados a um dos carbonos da dupla ligação forem os mesmos, deveremos analisar os próximos átomos dos respectivos grupamentos que possuem os átomos idênticos. O grupo ligado ao átomo de carbono da dupla ligação que tiver o átomo com o maior número atômico no primeiro ponto de diferença será o de maior prioridade. Se os três átomos ligados aos átomos idênticos forem também iguais a mesma análise deverá ser feita com o próximo grupo de átomos ligados aos carbonos subsequentes. Nesse final da dupla ligação o átomo de carbono tem maior prioridade, porque tem o nº atômico maior do que o hidrogênio

C

C

H

Cl

Nesse final da dupla ligação o átomo de cloro tem maior prioridade, porque tem o nº atômico maior do que o carbono

H 3C Cl

C C

H Cl

Átomos de carbono idênticos

C C

H OH 2C

Cl

O O átomo de oxigênio do gruupo -CH 2OH tem maior prioridade do que o átomo de hidrogênio do grupo -CH3 , devido ao maior número atômico do oxigênio

4. Se ligações múltiplas estiverem presentes, elas devem ser assinaladas como “equivalentes de ligações simples”. Cada átomo da ligação dupla deverá estar conectado por ligações simples ao outro átomo em duplicata. A duplicação de cada átomo terminal da ligação múltipla é descrita a seguir. Representação da carbonila

Representação da carbonila

Representação da nitrila

Representação da ligação tríplice

156


Maior prioridade

H

C

H 3C

C

C H2 H

H

O

O Maior prioridade

Estereoisômeros Enantioméricos Uma reação muito conhecida que veremos posteriormente é a adição de nucleófilos à carbonila (adição nucleofílica em compostos carbonilados). O grupamento carbonila possui tanto o átomo de carbono, quanto o átomo de oxigênio, ligados por uma dupla ligação, e ambos com hibridação sp2, assumindo, portanto, a forma geométrica trigonal planar. Essa geometria deixa a carbonila com as duas faces, a da frente e a de trás, igualmente livres para o ataque do nucleófilo.

Trigonal planar Carbonila

Consideremos, por exemplo, o ataque do ânion cianeto (nucleófilo) à carbonila para formar a cianoidrina. O cianeto pode atacar a carbonila se aproximando pela face da frente, formando após a protonação do alcóxido formado como intermediário a cianoidrina, contendo o grupo nitrila para frente do plano e a hidroxila para trás. Já o ataque do cianeto pela face de trás, formará a cianoidrina após protonação do intermediário, com a hidroxila para frente do plano e a nitrila para trás do plano. Repare que os produtos formados possuem a mesma fórmula molecular, a mesma ordem de conectividade entre os átomos, mas um arranjo espacial da hidroxila e da nitrila diferentes, portanto, esses produtos são estereoisômeros configuracionais, pois não podem ser interconvertidos através de rotação de ligação σ. Ataque do nucleófilo pela face da frente O

NC

NC

O Reação de protonação

CN Ataque do nucleófilo pela face de trás CN O

HO

CN

CN

Reação de protonação

157


Colocando os dois produtos lado a lado e tentando fazer uma sobreposição entre as duas cianoidrinas formadas, de forma que todos os grupamentos coincidam, podemos verificar que essas estruturas não se superpões, logo, não são idênticas. HO H

CN C

HO

CH3

H

B

CN C

CH3

B

Podemos notar também que existe uma relação de imagem especular entre as cianoidrinas A e B: Se nós refletirmos a estrutura A em um espelho, veremos que a estrutura obtida será

idêntica a B.

Nova molécula imagem especular Espelho

Rotação sobre esse eixo

Terminando a rotação para colocar a cadeia carbônica no plano

Essas estruturas diferentes, que são imagem especular uma da outra, não são superponível são denominadas enantiômeros. O par de enantiômeros A e B são quirais, ou seja, são estruturas que não se superpõem a sua imagem especular. nota

Quiralidade vem de quiral (palavra oriunda do grego chair, que significa mãos) e é um atributo geométrico; diz-se que um objeto que não pode ser superposto à sua imagem especular é quiral, enquanto que um objeto aquiral é aquele em que a sua imagem especular pode ser superposta ao objeto original. Existem vários objetos quirais, tais como as mãos. Essa propriedade é exibida também por moléculas orgânicas.

COOH H

R

C NH2

COOH R

C

H

NH2

Ser superponível é diferente de ser sobreponível. Quaisquer dois objetos podem ser sobrepostos simplesmente colocando-se um objeto em cima do outro, sejam eles iguais ou não. Superpor dois objetos (como na propriedade de superposição) significa, ao contrário, que todas as partes de cada objeto devem coincidir. A condição de serem superponíveis deve ser satisfeita para que duas coisas sejam idênticas.

158


Consideraremos agora outra reação similar a anterior. A adição nucleofílica de cianeto à cetona, para formar cianoidrina. O ataque pela face da frente e pela face de trás da cetona pode novamente formar duas estruturas, que agora chamaremos de C e D. Ataque do nucleófilo pela face da frente O

NC

Ataque do nucleófilo pela face de trás

O

OH

CN HO

CN

CN

Diferentemente das cianoidrinas A e B, ao colocarmos a cianoidrina C na frente do espelho e após girarmos a imagem especular obtida, vemos que a estrutura D resultante se superpõe a C, sendo, portanto, espécies idênticas.

Imagem especular Espelho

C =D

Para ter certeza de que tudo, até aqui, foi realmente entendido, façamos agora uma breve reflexão: C e D são moléculas idênticas, enquanto que A e B são imagem especular uma da outra. A reflexão no espelho não faz diferença para C ou D, pois elas são superponíveis às suas imagens especulares. Portanto, elas não existem como enantiômeros. Estruturas que são superponíveis a sua imagem especular são chamadas de aquiral. Já as estruturas A e B são imagem especular uma da outra não superponível, por isso, são estruturas diferentes denominadas enantiômeros. Os enantiômeros são quirais. Qual é a diferença essencial entre a cianoidrina da acetona e a do propanal, que faz com que a primeira seja superponível com a sua imagem especular e a última não? A resposta é simetria. A cianoidrina da acetona tem um plano de simetria atravessando a molécula pelo átomo de carbono central e os grupos OH e CN, dividindo-a em duas partes simétricas (iguais), uma metila para cada lado.

C Plano de simetria

159


Por outro lado, a cianoidrina do propanal não tem plano de simetria: o plano do papel tem o grupo OH de um lado e o CN do outro. Já o plano perpendicular ao plano do papel tem um átomo de hidrogênio de um lado e um grupo etila do outro. Esse composto é completamente assimétrico e possui dois enantiômeros. Essas metades são diferentes

C Essas metades são diferentes Cianoidrina do propanal Molécula assimétrica

Enantiômeros

nota

Um plano de simetria é definido como um plano imaginário que divide uma molécula de tal forma que as metades resultantes sejam imagem especular uma da outra. O plano pode passar pelos átomos, entre os átomos ou por ambos. Todas as moléculas que possui um plano de simetria é aquiral. O plano de simetria é, portanto, uma ferramenta útil para identificar quiralidade ou ausência de quiralidade em uma molécula.

A cianoidrina do propanal é quiral, pois não tem um plano de simetria. De fato, ela não tem plano de simetria, porque possui um átomo de carbono tetraédrico com quatro grupos diferentes, -OH , -CN, -H e –CH 2CH 3. Esse átomo de carbono é conhecido como carbono assimétrico. Outras denominações para esse carbono são: centro assimétrico ou estereogênico e ainda estereocentro. Já a cianoidrina da acetona possui um plano de simetria e é por isso, aquiral. O átomo de carbono central dessa cianoidrina não é assimétrico, porque tem apenas três substituintes diferentes, -OH , -CN e –CH 3.

C Centro estereogênico ou assimétrico

Substituintes iguais

A. Atividade ótica Existe diferença nas propriedades químicas de dois enantiômeros? A resposta é não. Compostos enantioméricos, diferem somente na orientação espacial dos seus átomos. Tem, portanto, as mesmas ligações químicas e por isso, possuem propriedades físicas idênticas. Eles apresentam também propriedades químicas iguais quando reagem com substâncias aquirais. Tomemos como exemplo, algumas propriedades físicas dos enantiômeros do 2-butanol. 160


Propriedade Física

Enantiômero A do 2-butanol

Enantiômero B do 2-butanol

Ponto de ebulição a 1atm (oC)

99,5

99,5

Massa específica (g mL-1 a 20 oC)

0,808

0,808

Índice de refração (20 oC)

1,397

1,397

Entretanto, veremos adiante que existem metodologias de diferenciação desses enantiômeros. Uma delas é examinar como cada enantiômero interage com outra molécula quiral, como por exemplo, as diferentes velocidades de migração dos dois enantiômeros em uma fase estacionária quiral durante uma cromatografia, a diferença de solubilidade em solventes quirais, as diferentes velocidades de reação frente a reagentes quirais. Outra maneira facilmente observável na qual os enantiômeros são diferentes é o comportamento deles frente ao plano da luz polarizada. Quando um feixe de luz plano-polarizada passa através de um enantiômero, o plano de polarização da luz gira. Além do mais, os enantiômeros separados giram a luz plano-polarizada em quantidades iguais, mas em sentidos opostos. Por causa desses efeitos, os enantiômeros quando isolados são chamados de compostos oticamente ativos. nota

A luz comum é um pacote de ondas eletromagnéticas que oscilam simultaneamente em todos os planos perpendiculares à direção do deslocamento dos fótons, essa luz é chama de luz circularmente polarizada. Quando a luz passa através de um material denominado polarizador, todas as ondas menos uma são eliminadas, e o feixe resultante oscila em um único plano. A essa luz denomina-se plano-polarizada.

Usaremos como exemplo a (+)-carvona e a (-)-carvona para explicar esse comportamento dos enantiômeros e também para entendermos o funcionamento de um instrumento chamado polarímetro. A (+)-carvona é o principal componente do óleo da semente de cominho e é responsável por seu cheiro característico. A (-)-carvona, seu enantiômero, é o principal componente do óleo de hortelã e também fornece o seu cheiro característico. Extratos de ambos são usados como agentes flavorizantes em alimentos. Está claro que a diferença de odores dessas substâncias tem uma relação direta com as suas estruturas tridimensionais.

161


Fazendo-se passar uma luz plano-polarizada através de uma solução da (+)-carvona verifica-se que ocorre um desvio da luz polarizada no sentido horário (+62º). Ao contrário, a solução da (-)-carvona desvia o plano da luz polarizada no sentido anti-horário (- 62º). A observação do desvio do plano da luz polarizada é conhecida como polarimetria; essa medida é a maneira mais simples de determinar se uma amostra é oticamente ativa ou não. Lembre-se, para ser oticamente ativa precisa desviar a luz plano-polarizada e para desviá-la um enantiômero deve estar em maior quantidade do que o outro, pois, como foi dito anteriormente, os enantiômeros desviam a luz polarizada em quantidades iguais, mas em sentidos opostos. Se a amostra tiver 50% de cada enantiômero não haverá desvio da luz plano-polarizada, visto que o desvio proporcionado por um enantiômero anulará o desvio do outro e então a mistura não será oticamente ativa. Essa amostra contendo quantidades iguais dos dois enantiômeros é denominada mistura racêmica ou racemato e muitas vezes designados como (±) ou par dl. Dessa forma, podemos chegar à importante conclusão de que uma substância quiral não será necessariamente oticamente ativa. As determinações polarimétricas são feitas em um polarímetro que é constituído dos seguintes componentes: Uma fonte de luz com um único comprimento de onda (monocromática), normalmente é usado uma lâmpada de sódio, um filtro plano-polarizante, o mais comum é o prisma de Nicol (bloco de cristal de calcite – CaCO3), um recipiente para acondicionamento de amostra, onde uma célula contendo, normalmente, uma solução com a substância a ser analisada é introduzida, e um detector com um indicador do ângulo de desvio do plano da luz polarizada, que pode ser o olho humano ou uma célula fotoelétrica. O esquema mostrado a seguir ilustra os componentes de um polarímetro. Luz não-polarizada

Luz polarizada

Fonte de luz Polarizador

Tubo de amostra contendo moléculas orgânicas

Analizador

Observador

Fonte: “Química Orgânica” tradução da 6ª edição Norte-Americana, John McMurry, 2005, editora Cengage Learning.

Nesse tipo de instrumento a luz é inicialmente polarizada antes de atravessar uma célula contendo a amostra a ser analisada. Quando a luz age sobre as moléculas simétricas, para cada posição de uma molécula existe uma posição de outra molécula que corresponderá à imagem no espelho da primeira. Considerando que qualquer amostra líquida por menor quantidade e/ou mais diluída que seja, contém um número muito grande de moléculas, então, para cada posição aleatória de uma molécula, será grande a probabilidade de existir outra molécula cuja posição seja a imagem especular da primeira. Como resultado, o desvio 162


proporcionado por essas moléculas tendem a se cancelar. Por outro lado, a interação da luz sobre uma molécula assimétrica não ocorrerá esse cancelamento, porque não se pode colocar uma molécula assimétrica em posição que corresponda exatamente à imagem especular dela mesma, ou seja, não existe sobreposição entre dois enantiômeros. O resultado é o desvio do plano da luz polarizada, a que chamamos de rotação ótica (α). A medida desse ângulo de rotação é feita pela rotação de outro polarizador, o analisador. Quando a amostra gira o plano da luz polarizada no sentido horário (para a direita), a rotação ótica (α) é designada pelo sinal de (+) ou pela letra d e amostra é chamada de destrógira. Por sua vez, se o desvio ocorrer mo sentido anti-horário (para a esquerda), o ângulo a recebe o sinal de (-) ou a letra l e a amostra é denominada levógira. O ângulo final que uma amostra (líquido puro ou uma solução) de um composto gira o plano da luz polarizada depende de uma série de fatores: o tamanho da célula (comprimento do tubo contendo o líquido ou a solução da amostra), concentração da amostra, temperatura, solvente e comprimento de onda da luz. Densidade do líquido puro (g mL-1) ou concentração da solução (g 100mL-1 )

Comprimento de onda (λ)

Comprimento da célula - l (dm)

Temperatura da medição

Rotação ótica (α)

O ângulo (α) observado no polarímetro, a rotação ótica, quando dividido pelo comprimento da célula (l) em dm e pela concentração da amostra (c) em g 100 mL-1 ou pela densidade do líquido (d) em g mL-1 fornece a rotação específica [α] para o composto em questão.

Costuma-se indicar o comprimento de onda e a temperatura (como índice inferior e superior, respectivamente). Isso se faz necessário, pois, como foi dito anteriormente o valor da rotação específica varia com o comprimento de onda da luz e coma temperatura. Esses índices servem, portanto, para especificar como a rotação ótica foi medida. Normalmente as rotações óticas de uma amostra em solução são determinadas a 20 °C, usando solventes como etanol ou clorofórmio e a luz usada é obtida a partir de uma lâmpada de sódio, com comprimento de onda de 589 nm (raia D do sódio).

163


nota

Soluções excessivamente concentradas introduzem possibilidades de associações entre as moléculas que podem alterar a natureza do meio por onde está passando a luz plano-polarizada, e com isso a relação apresentada entre α, l e c deixa de ser linear fornecendo resultados discrepantes. Por razões semelhantes, a mudança do solvente pode ter influência pronunciada na rotação específica de certos compostos. Por isso normalmente também se indica o solvente e a concentração da solução, utilizados na determinação da rotação ótica.

Tomando como exemplo novamente as propriedades dos dois enantiômeros do 2-butanol mostradas anteriormente, podemos perceber claramente a única diferença entre esses dois enantiômeros.

Propriedade Física

Enantiômero A do 2-butanol

Enantiômero B do 2-butanol

Ponto de ebulição a 1atm (º C)

99,5

99,5

Massa específica (g mL a 20 º C)

0,808

0,808

-1

Índice de refração (20 º C)

1,397

1,397

Rotação específica [α]D25

-13,52º

+13,52º

Uma amostra de uma substância oticamente ativa contendo um único enantiômero é chamada de enantiomericamente pura ou ter um excesso enantiomérico de 100% . Por exemplo, uma amostra enantiomericamente pura do (+)-2-butanol apresenta uma rotação específica ([α]D25) de +13,52º. Por outro lado, uma amostra que tem menos do que a quantidade equimolar do enantiômero (-)-2-butanol exibirá uma rotação específica que será menor do que +13,52º, porém, maior do que 0 º. Tal exemplo é dito ter um excesso enantiomérico menor do que 100% . O excesso enantiomérico (e.e.), também denominado pureza ótica é definido como a seguir:

Alternativamente a pureza ótica pode ser apresentada como sendo a rotação ótica (observada) relativo à rotação do enantiômero puro. Como os dois enantiômeros cancelam um ao outro a rotação observada é o produto do (% enantiômeromaior - % enantiômeromenor) x [α]λ. Se [α]λ for conhecido, a determinação do α permite que a pureza ótica e o excesso enantiomérico sejam determinados: 164


Existem várias outras maneiras de se determinar o excesso enantiomérico, incluindo espectroscopia de Ressonância Magnética Nuclear (r m n ), cromatografia e eletroforese capilar. B. Configuração absoluta A quiralidade de uma molécula é descrita através da determinação da sua configuração absoluta. Historicamente, o gliceraldeído foi o ponto de referência para descrever a configuração de carboidratos e outras substâncias naturais de acordo com a convenção de Emil Fischer. Os dois enantiômeros do gliceraldeído foram originalmente assinalados arbitrariamente com as configurações D e L , como mostrado a seguir. Posteriormente, uma determinação da configuração do tartarato de rubídio e sódio por cristalografia de raio-X e a sua correlação com o D-gliceraldeído estabeleceu que o assinalamento arbitrário foi feito corretamente.

Na convenção de Fischer, a configuração de outras moléculas é indicada pelos descritores D e L , que são assinalados mediante comparação estrutural com a molécula referência do

gliceraldeído. Para utilização dessa convenção, é comum usar fórmulas em projeção para facilitar a comparação estrutural. Essas são representações planares definidas de maneira a transcrever as informações tridimensionais da molécula, chamadas de projeção de Fischer. A molécula é orientada de forma a colocar a maior cadeia carbônica, na conformação eclipsada, alinhada verticalmente com o átomo de carbono terminal mais oxidado na parte superior da projeção. As ligações verticais de cada carbono são direcionadas para baixo (o mais afastado do observador) e as ligações horizontais são orientadas para cima (na direção do observador). O cruzamento da linha vertical com a horizontal corresponde ao átomo de carbono do centro estereogênico. As formas D e L do gliceraldeído são mostradas a seguir. H

H 2

1

OH

OH

1 H

2

3 Projeção de Newman

2 3

1

3 Cavalete HO

HO

OH

Projeção de Fisher

H

H

1 HO

2

H

3

Projeção de Newman Cavalete

Projeção de Fisher

165


O assinalamento da configuração de qualquer outra molécula quiral na convenção de Fischer é feita mediante a comparação com a projeção de Fischer do D- e L-gliceraldeído. A molécula é alinhada com a cadeia principal na vertical e o átomo de carbono mais oxidado na parte superior da projeção, conforme a convenção de Fischer descrita anteriormente. O centro estereogênico com o maior número (na parte inferior da projeção de Fischer) é comparado com o carbono C2 do gliceraldeído. Se a configuração for igual a do D-gliceraldeído, a molécula terá a configuração D, enquanto que se a configuração for semelhante ao L-gliceraldeído a configuração será a L . Essa comparação é ilustrada a seguir para vários carboidratos. H

H

2

OH

HO

2

H

OH HO

H

H

OH

HO

H

Os aminoácidos encontrados nas proteínas têm configuração L , como ilustrado para a alanina, serina e leucina.

H 2N

H

H 2N

H

H 2N

H

A fim de obter bom resultado com estas fórmulas, deve-se lembrar que elas são projeções e por isso, devem ser tratadas de forma diferente em relação aos modelos tridimensionais usados anteriormente nos testes de superposição dos enantiômeros. Como a projeção de Fischer é planar, ela deverá sempre ser superponível a sua imagem especular, por isso é adicionada uma restrição que consiste em não poder girar a fórmula fora do plano do plano do papel. Também não se pode girar 90 º a projeção, pois assim estaremos interconvertendo um enantiômero no outro. Contudo, a rotação de 180 º é permitida.

Giro de 90º no sentido Giro de 180º no sentido horário no plano do papel anti-horário no plano do papel Permitido

Proibido

Como no caso das fórmulas representadas por linhas tracejadas e em cunha, é possível escrever várias projeções de Fischer do mesmo enantiômero, o que pode causar muita confusão. 166


Para verificar se duas projeções representam o mesmo enantiômero ou não, temos que encontrar uma maneira segura de converter uma projeção na outra de forma a manter a mesma configuração absoluta ou obter o outro enantiômero. Isso pode ser feito mediante a troca de posição dos substituintes: uma única troca entre dois substituintes converte um enantiômero no outro, enquanto um par de trocas de posição mantém a configuração absoluta original. Esta operação leva simplesmente, a uma representação diferente da mesma molécula. C O 2H Primeira troca

C O 2H

Segunda troca

C O 2H

Temos agora, uma maneira simples de verificar se duas projeções de Fischer diferentes representam o mesmo enantiômero ou a sua imagem especular. Se a conversão de uma das estruturas na outra for o resultado de um par de trocas, elas serão idênticas. Se para a conversão for necessário um número ímpar de trocas, as duas estruturas serão um par de enantiômeros. Até hoje, o uso da convenção de Fischer é quase que inteiramente restrito aos carboidratos, aos aminoácidos e aos compostos biologicamente importantes com estruturas semelhantes a eles. O problema com o uso generalizado dessa convenção, é que não existe regra adequada para decidir qual estereocentro se assemelha ao carbono C2 do D- ou L-gliceraldeído, quando as estruturas não são similares aos compostos de referência. Como vimos, essa relação é clara para os carboidratos e aminoácidos. O sistema que substituiu a convenção de Fischer (D e L) e que é até hoje o mais usado, por poder ser aplicado de uma maneira muito abrangente a uma grande diversidade de moléculas, é o sistema usado na convenção de Cahn-Ingold-Prelog, que usa os descritores R e S. Os descritores R e S são aplicados usando regras de sequência de prioridades para os substituintes ligados ao átomo cuja configuração se deseja assinalar. Essas regras são iguais às apresentadas para a determinação da configuração E ou Z nos diastereoisômeros geométricos. Os átomos substituintes são classificados segundo uma ordem decrescente de prioridade que é baseada numa ordem também decrescente de números atômicos. Quando dois ou mais átomos substituintes forem o mesmo elemento químico (em geral carbono) a determinação da prioridade terá como base o próximo átomo ligado ao primeiro átomo substituinte e assim por diante, até que se encontre uma diferença nos substituintes. Esse processo deverá ser continuado até que a ordem de prioridade tenha sido estabelecida para todos os substituintes. Quando um átomo estiver ligado a outro por uma ligação múltipla, essa deverá ser desmembrada em ligações simples. Depois de terminado o assinalamento da ordem de prioridade, a molécula deverá ser vista numa orientação espacial tal que o substituinte de menor prioridade esteja para trás do centro estereogênico. Para facilitar a visualização, os outros três substituintes deverão estar projetados na direção do observador. Esses substituintes poderão ter um dos dois arranjos possíveis: ocorre a diminuição da prioridade dos substituintes no sentido horário e nesse caso a configuração é assinalada como sendo R (do latim rectus, que 167


significa direita). De modo oposto, se a prioridade dos substituintes diminui em sentido antihorário assinala-se a configuração S (do latim sinister, que significa esquerda). A configuração do enantiômero do 2-butanol mostrado a seguir é descrita como sendo S. O átomo de maior prioridade ligado ao carbono assimétrico é o oxigênio e o d menor

prioridade é o átomo de hidrogênio. Os dois substituintes remanescentes possuem átomos iguais (carbono) e a escolha entre eles para determinar o de maior prioridade é feita através da comparação dos ligantes. O grupo metil tem (H,H,H), enquanto que o etil possui (C,H,H); portanto, o grupo etil tem maior prioridade do que o metil, visto que o átomo de carbono tem número atômico maior do que o hidrogênio. A ordem de prioridade completa é OH > C2 H 5 > CH 3 > H . Quando essa molécula é vista do lado oposto ao substituinte de menor prioridade (H),

os grupos remanescentes apresentam uma prioridade decrescente no sentido anti-horário, sendo, portanto, o enantiômero S. 3

4

2

1

Ordem decrescente de prioridade

H para trás do centro assimétrico

2

3

H

1 Sentido anti-horário

Outro exemplo interessante é a determinação da configuração absoluta do ácido 3-hidroxi2-metilpropanóico. A primeira etapa é expandir a estrutura de forma que todas as ligações

múltiplas dos grupos funcionais sejam representadas pelos seus equivalentes contendo somente ligações simples.

C O 2H O

O C OH O C

C OH

Posteriormente usamos as regras de prioridade para assinalar a prioridade de cada grupo (-CO2H > CH2OH > CH3 > H) e em seguida giramos a molécula de forma a colocar o grupo de menor

prioridade para trás do carbono assimétrico. Como a prioridade decrescente apresentada é antihorária, esse enantiômero apresenta configuração S. 3

3

H

3

2 1

4

1

1

2

2 Sentido anti-horário

168


A determinação da configuração absoluta de um carbono assimétrico em uma molécula cíclica segue as mesmas regras de sequência de prioridades para os substituintes ligados ao átomo cuja configuração se deseja assinalar, usada para os compostos acíclicos. Uma maneira fácil de visualizar os substituintes ligados ao estereocentro é passar através dele uma linha que divida o anel em dois (para anéis com número par de átomos de carbono, essa operação deverá seccionar um dos átomos do anel). Posteriormente é atribuída normalmente a ordem de prioridade, como se fosse um composto de cadeia aberta. Como exemplo, veremos a determinação da configuração absoluta do estereocentro na molécula da (+)-carvona citada anteriormente. Esses dois grupos são claramente diferentes

X

X

X

X

3

X

X

3 1

2

Carbono assimétrico

1

4 Quatro substituintes diferentes X = metade do grupo -CCH3

Rotação da molécula para colocar o hidrogênio para trás

2

Portanto, a (+)-carvona consiste no enantiômero com a configuração R e a (-)-carvona é o enantiômero S. Nesse momento é importante ressaltar que não existe nenhuma relação direta entre os descritores configuracionais R e S e a rotação do plano da luz polarizada. Isto é, existem enantiômeros que possuem a configuração absoluta R e desviam a luz planopolarizada para a direita (+) e outras com configuração S que também são destrógiras. O mesmo pode acontecer para as substâncias levógiras, ou seja, desviam a luz plano-polarizada para a esquerda e podem ter configuração absoluta R ou S. O que podemos afirmar é que se um composto R desvia a luz plano-polarizada para a direita (+), o seu enantiômero (S) desviará a luz para a esquerda (-). Alguns exemplos são mostrados a seguir.

169


Vejamos agora como determinar a configuração absoluta de uma substância representada em projeção de Fischer. Inicialmente procedemos de maneira semelhante ao que fizemos até agora, ou seja, usamos as regras de prioridade para assinalar a prioridade de cada grupo. Em seguida, verificamos se a ordem de prioridade decrescente apresentada gira num sentido horário ou anti-horário, contanto que o grupo de menor prioridade esteja na “ligação” vertical, pois essa, como já foi descrito anteriormente, representa os átomos ou grupos de átomos que estão mais afastados do observador. 3

1

H

2

Se o grupo ou o átomo com a menor prioridade estiver na “ligação” horizontal, isto é mais próximo do observador, a resposta obtida a partir da ordem de prioridade decrescente apresentada será oposta à resposta correta. Por exemplo, se a ordem descrita girar no sentido horário sugerindo uma configuração absoluta R , esse composto será na realidade o enantiômero S. O inverso também é verdadeiro. 3

1

2

( S)

Estereoisômeros Diastereoisoméricos Os enantiômeros por terem uma relação de imagem especular um com o outro possuem propriedades físicas e químicas iguais, exceto a rotação do plano da luz polarizada. Entretanto outros tipos de estereoisômeros podem ser quimicamente (e fisicamente) muito diferentes. Por exemplo, os ácidos insaturados fumárico e maleico, mostrados anteriormente, são diastereoisômeros geométricos e por serem estruturalmente muito diferentes possuem propriedades físicas e químicas muito diferentes. H O 2C

C O 2H

H O 2C CO 2H

cis-Ácido maleico (Carboxilas do mesmo lado) Ponto de fusão = 299-300 o C

cis-Ácido furmárico (Carboxilas em lados opostos) Ponto de fusão = 140-142 o C

Um tipo de estereoisomerismo semelhante pode ocorrer em compostos cíclicos contendo um plano de simetria. Os estereoisômeros cis e trans do 4-tec-butil-cicloexanol também possuem propriedades físicas e químicas diferentes. 170


cis-terc-butil-cicloexanol Ponto de fusão = 82-83 oC

Plano de simetria

trans-terc-butil-cicloexanol Ponto de fusão = 80-81o C

Plano de simetria

Os estereoisômeros que não possuem uma relação de imagem especular um do outro são chamados de diastereoisômeros. Os dois pares de estereoisômeros mostrados anteriormente não são imagens especulares uns dos outros e, portanto, são diastereoisômeros. Podemos observar ainda que ambos são aquirais. Contudo, nem todos os diastereoisômeros são aquirais, vejamos o exemplo a seguir. O 3-fenil-2-butanol possui dois estereocentros e não possui plano de simetria, portanto, é um composto quiral. Quatro estereoisômeros podem ser escritos.

Imagem especular Espelho

Imagem especular Espelho

A e B ; C e D são enantiômeros

Enantiômeros

D iastereoisômeros

Enantiômeros

Podemos ver claramente que dentre os quatro estereoisômeros, existem dois pares de enantiômeros. Porém qual é a relação existente entre um par de enantiômeros e o outro? Após girar as imagens especulares B e D, percebemos que um enantiômero de um par não representa a imagem especular de nenhum dos enantiômeros do outro par. Isto é, o estereoisômero A não é imagem de C e D, assim como B também não é. O mesmo vale para C e D em relação a A e B. Vimos anteriormente que os estereoisômeros que não são imagens especulares um do outro são denominados diastereoisômeros. Logo, a relação existente entre os pares A e B com C e D é diastereoisomérica. 171


Analisando os estereoisômeros do 3-fenil-2-butanol, podemos concluir que os diastereoisômeros quirais só podem surgir quando as estruturas tiverem mais de um estereocentro.

*

*

Diastereoisômeros

Enantiômeros

*

*

*

Enantiômeros

*

*

* = Estereocentros

*

* = Estereocentros

Outro exemplo de estereoisômeros diastereoisomérico ocorre com a efedrina e a pseudoefedrina. A efedrina é um aminoálcool similar aos derivados sintéticos da anfetamina que pode ser encontrada em certas plantas da família das efedráceas, muito utilizada como descongestionante nasal e em medicamentos para emagrecer, pois ela acelera o metabolismo queimando mais gordura (através da termogênese - produção de calor), porém causa uma forte dependência. Através de suas estruturas podemos ver que não existe uma relação de imagem especular entre essas substâncias, pois, somente um dos dois centros estereogênicos na efedrina é invertido na pseudo-efedrina. OH

HO *

*

*

*

nota

Ambos os compostos são produzidos na forma enantiomericamente pura pela planta. Os enantiômeros naturais desses diastereoisômeros (efedrina e pseudo-efedrina) são a (1R,2S)-(-)-efedrina e (1S,2S)-(+)-pseudo-efedrina. R

S S

S

A seguir são apresentados algumas propriedades físicas da (1R ,2S)-(-)-efedrina e (1S,2S)(+)-pseudo-efedrina naturais e dos seus respectivos enantiômeros sintéticos (1S,2R)-(-)-efedrina e (1R ,2R)-(+)-pseudo-efedrina. 172


Substância (1R,2S)-(-)-efedrina (Natural) (1S,2S)-(+)-pseudo-efedrina (Natural) (1S,2R)-(-)-efedrina (Sintética) (1R,2R)-(+)-pseudo-efedrina (Sintética)

Ponto de fusão (ºC)

[α]D20

40,0 – 40,5

- 6,3º

117,0 – 118,0

+ 52,0 º

40,0 – 40,5

+ 6,3º

117,0 – 118,0

- 52,0 º

Ao se falar de diastereoisômeros quirais como a efedrina e a pseudo-efedrina, necessariamente representamos um dos enantiômeros de cada diastereoisômero. Isso porque precisamos incluir informações estereoquímicas às suas estruturas para poder distinguir os enantiômeros. Outra possibilidade é representar a mistura racêmica dos dois enantiômeros. Diastereoisômeros

Enantiômero

*

Enantiômero

*

Mistura Racêmica

Quando representamos a estereoquímica de uma molécula diastereoisomérica, estamos escrevendo a estereoquímica relativa. Porém, quando falamos do enantiômero de um dos diastereoisômeros estamos representando a estereoquímica absoluta. A estereoquímica relativa é usada quando relacionamos os estereocentros de uma molécula com os de outra.

Diastereoisômeros

Estereoquímica Absoluta Estereoquímica Relativa

Compostos Meso

Pasteur realizou a primeira separação de enantiômeros usando um composto obtido durante a preparação de um vinho. O ácido tartárico (ácido 2,3-di-hidroxibuatnodióico) é um composto com dois carbonos quirais que se deposita como um sal de potássio (tartarato de potássio) durante a fermentação do suco de uva. Biot demonstrou que o ácido tartárico obtido a partir do vinho é usualmente dextrógiro e que além dele também foi obtido nesse processo um composto que não possui atividade ótica, chamado por ele de ácido racêmico. Todavia, o ácido racêmico tem a mesma composição química do ácido tartárico. Pasteur observou que os cristais de sódio-amônio do ácido racêmico possuíam duas diferentes formas: uma estrutura “destra” e a outra “sinistra”. Com o auxílio de um microscópio ele separou manualmente as duas formas cristalinas e observou que uma girava o plano da luz polarizada para a direita (dextrógira) e a outra para a esquerda (levógira). Misturando 173


quantidades iguais dos ácidos oticamente ativos obtidos a partir dos sais separados, Pasteur demonstrou que o ácido racêmico é uma mistura de quantidades iguais do ácido tartárico dextrógiro e levógiro, isto é, uma mistura racêmica. O tartarato é o único sal conhecido que os seus enantiômeros depositam em diferentes formas cristalinas diferentes. Entretanto esses cristais diferentes só são formados em temperaturas inferiores a 25 º C.

Cristal “destro” Cristal “sinistro”

O ácido racêmico representa apenas dois dos isômeros esperados para o ácido tartárico. Podemos predizer que uma substância com dois estereocentros pode levar a um máximo de quatro possibilidades de estereoisômeros, contudo, somente três isômeros são atualmente encontrados: os dois enantiômeros que são oticamente ativos e formam o ácido racêmico e um estereoisômero oticamente inativo. nota

Podemos calcular o número máximo de estereoisômeros possíveis a partir da fórmula: estereoisômeros = 2n , onde n é o número de centros assimétricos.

O ácido tartárico ilustra outra importante propriedade geométrica dos diastereoisômeros: moléculas com dois ou mais centros assimétricos não são necessariamente quirais. Essas moléculas que possuem dois ou mais estereocentros e são aquirais são denominadas compostos meso. Moléculas meso possuem um plano de simetria. 180o R

S

R

S

Imagem especular

Grupos OH cis

180o R

S

S Grupos OH trans

R Imagem especular

R R

R S

?

Enantiômeros S

S

Grupos OH cis

174

S R

Grupos OH trans


Enquanto o par de estruturas A e B são claramente enantioméricas, se olharmos cuidadosamente as estruturas C e D veremos que de fato, elas não são enantiômeros, mas sim estruturas idênticas. Para provar isso, basta girar 180 º a estrutura C, em sentido horário, para cima no plano do papel. Veremos que a estrutura obtida é exatamente a estrutura D. R S

H Igual a D

Como podemos ver, os ácidos (R,S) e (S,R)-tartárico não são enantiômeros, pois eles representam a mesma molécula. Esses compostos mesmo contendo dois estereocentros são aquirais, visto que possuem um plano de simetria. Para facilitar a visualização desse plano de simetria, basta fazer uma rotação de 180 º sobre a ligação central. Girar 180 o o lado direito da molécula

Plano de simetria

Oticamente inativo

Concluindo, os três estereoisômeros encontrados para o ácido tartárico são mostrados a seguir: dois enantiômeros oticamente ativos, quando analisados isoladamente e um composto meso oticamente inativo. Girar 180 o o lado direito da molécula

Plano de simetria

Oticamente inativo

Algumas propriedades físicas dos estereoisômeros do ácido tartárico estão compiladas na tabela mostrada a seguir. Podemos reparar que as propriedades dos enantiômeros são idênticas, exceto o desvio do plano da luz polarizada, porém, diferentes das do composto meso. Outra observação interessante é que o ponto de fusão da mistura racêmica é maior do que os pontos de fusão dos enantiômeros isolados. Isso ocorre porque as atrações intermoleculares entre os enantiômeros dentro da estrutura cristalina são mais fortes na mistura racêmica do que nos enantiômeros separados. Substância

Ponto de fusão (ºC)

[α]D20

Solubilidade em H2O (g/100 mL)

(+)-Ácido tartárico

170

+ 11,98º

147 (25º C)

(-)-Ácido tartárico

170

+ 11,98º

147 (25º C)

(±)-Ácido tartárico

206

0

25 (25º C)

meso-Ácido tartárico

140

0

120 (25º C) 175


Os mesmos princípios estereoquímicos são aplicados também aos compostos cíclicos. Por exemplo, os dois centros quirais do ácido ciclopropano-1,2-dicarboxílico proporcionam três estereoisômeros para a molécula: um par de enantiômeros trans e uma forma cis que tem um plano de simetria e, portanto é um composto meso. Grupos carboxilas trans

Grupos carboxilas cis

Espelho

Plano de simetria Composto meso Ponto de fusão = 139 oC Rotação Específica = 0

Ponto de fusão = 175 oC Rotação Específica = ± 84 o

Outros Tipos de Moléculas Quirais Embora o átomo de carbono assimetricamente substituído seja o tipo mais comum de estereocentro em compostos orgânicos, vários outros tipos de centros assimétricos são encontrados. A. Compostos com outros átomos estereogênicos tetravalentes Qualquer molécula contendo um átomo central ligado a quatro substituintes diferentes em uma geometria tetraédrica deverá ser oticamente ativa. Dentre esses átomos centrais encontramos o nitrogênio e o fósforo nos sais de amônio e fosfônio quaternários, respectivamente. O óxido de fosfina também é tetraédrico e é quiral se todos os três substituintes forem diferentes, incluindo o oxigênio. Outros átomos dessa categoria são o Si, Ge e Sn.

R4 R3

R1

R4

N

P

R2

Sal de amônio

R3 R2

R1

Sal de fosfônio

R3 R2

O P

R1

Óxido de fosfina

B. Compostos com átomos estereogênicos trivalentes Não tão evidentes são os casos de compostos contendo enxofre e fósforo trivalentes, incluindo os sais de sulfônio, os sulfóxidos e as fosfinas. Os heteroátomos nessas estruturas são piramidais (aproximadamente tetraédricos), com o par de elétrons não ligante ocupando um dos cantos de um tetraedro. Como a barreira de energia para a inversão de configuração dessas moléculas tetraédricas são relativamente altas, eles podem ser obtidos como enantiômeros puros. 176


Sulfóxido

Íon sulfônio

Fosfina

I nv ersão lenta

Compostos nitrogenados trivalentes também são aproximadamente tetraédricos. Nesse caso, entretanto, a barreira de inversão é pequena, e os compostos não podem ser separados como enantiômeros puros a temperaturas normais.

Inversão rápida

C. Compostos com rotação restrita Certos compostos que não possuem átomos assimétricos podem ser quirais, porque eles têm uma estrutura que pode ser esquematicamente representada como na figura mostrada a seguir. Para esses compostos, podemos escrever dois planos perpendiculares onde nenhum dos dois pode ser cortado por um plano de simetria. Se ambos os planos puderem ser cortados pelo plano de simetria, a molécula deverá ser superponível a sua imagem especular. Essas moléculas serão mostradas na de alguns exemplos que veremos a seguir.

A A B B

A diferente de B

Bifenilas contendo quatro substituintes volumosos nas posições orto não podem sofrer rotação na ligação central devido ao impedimento estérico. Alguns desses compostos chegam -1

a ter uma energia de ativação (barreira de rotação) superior a 22 kcal mol . Nessas moléculas, os dois anéis aromáticos estão em planos perpendiculares, e se eles forem assimetricamente substituídos então a molécula será quiral. Esses estereoisômeros são conhecidos como enantiômeros conformacionais ou atropisômeros. 177


Impedimento Estérico

Impedimento Estérico

Espelho

Nos alenos, o átomo de carbono central possui uma hibridação sp. Os dois orbitais p remanescentes de cada carbono são perpendiculares entre si e se sobrepõem com os orbitais p paralelos a eles do átomo de carbono adjacente, fazendo com que as ligações formadas por essas sobreposições quem em planos perpendiculares. Portanto, os alenos se enquadram no modelo de substâncias representado pela figura anterior e assim como as bifenilas, só serão quirais se os dois lados da molécula forem assimetricamente substituídos.

Aleno

Espelho

Aleno oticamente inativo

Aleno oticamente inativo

Aleno oticamente ativo

Outros tipos de compostos semelhantes às bifenilas e aos alenos que são similarmente quirais se apresentarem substituintes diferentes são os spiranos e as moléculas contendo uma dupla ligação exocíclica.

Spirano

Composto com a dupla ligação exocíclica

Proquiralidade Uma molécula é proquiral se ela puder ser convertida da forma aquiral para a quiral em uma única etapa. Como exemplo, usaremos a reação de adição nucleofílica do cianeto ao propanal para formar a correspondente cianoidrina (2-hidroxi-butanonitrila), mostrada na seção de estereoisômeros enantioméricos.

178


NC

NC

O

CN

Reação de protonação

OH

*

Proquiral

Quiral

O enantiômero da 2-hidroxi-butanonitrila que será formado depende de qual face do grupo carbonila planar irá sofrer a reação. A distinção das faces da carbonila é feita através dos descritores estereoquímicos re e si. Para nomear essas faces procedemos de maneira semelhante às regras usadas para os descritores R e S. Inicialmente estabelecemos a ordem decrescente de prioridade dos três substituintes ligados ao átomo de carbono sp2 trigonal plano, usando os mesmos critérios descritos anteriormente. Em seguida determinamos o sentido dessa ordem de prioridade; caso o sentido dessa prioridade decrescente seja o horário a face da carbonila é denominada re (similar ao descritor R dos estereoisômero), em oposição, se o sentido for o anti-horário a face da carbonila é designada como sendo si (similar ao S). No exemplo particular da reação do cianeto com o propanal, a adição do nucleófilo pela face re forma o (S)-2-hidroxi-butanonitrila. Já a adição pela face si da carbonila dá origem ao outro enantiômero. Dessa forma, podemos dizer que as faces dessa carbonila são enantiotópicas, pois a adição do nucleófilo irá formar produtos enantioméricos. Faces enantiotópicas do propanal Sentido horário

3

Sentido anti-horário 1

2

2

Face re

O

3

Face si OH

O

CN

HO

CN

CN Ataque do nucleófilo pela face re

Ataque do nucleófilo pela face si

Em adição aos compostos contendo átomos com hibridação sp2 e geometria planar, as substâncias contendo átomos com hibridação sp3 e geometria tetraédrica também podem ser proquirais. Um átomo com um orbital híbrido sp3 pode ser um centro proquiral se, ao trocar um dos grupos ligados a ele, um centro assimétrico for formado. A glicina é o único α-aminoácido sem um centro quiral, porém, trocando um dos prótons do átomo de carbono central por deutério, um carbono assimétrico será criado. Sendo assim, o carbono do grupamento metileno (-CH 2) proquiral.

179


H

Trocando um próton

D

por deutério Proquiral

Estereocentro

Assim como as faces enantiotópicas de uma carbonila podem ser nomeadas pelos descritores estereoquímicos re e si, também é possível assinalar os grupos enantiotópicos de um átomo de carbono sp3 tetraédrico proquiral. Ainda seguindo os mesmos critérios descritos para o sistema R e S, o grupo enantiotópico que forma, após a troca, um estereocentro com a ordem decrescente de prioridade no sentido horário deverá ser chamado por pro-R. De maneira semelhante, o estereocentro formado com a ordem de prioridade girando em sentido anti-horário é denominado pro-S. Cabe ressaltar que, como o estereocentro é gerado artificialmente mediante a troca de um dos átomos de hidrogênio do grupo metileno por um grupo G, devemos assumir que G tem prioridade imediatamente superior ao H e que ele não afeta a ordem de prioridade dos demais substituintes. 4

H H

1 Proquiral

H G

3

H H

2

Novo estereocentro é S, então o H em vermelho é pro-S

3 G H4 1

Proquiral

2

Novo estereocentro é R, então H em azul é pro-R

Separação de enantiômeros - Resolução Uma vez que nas células e organismos vivos estão envolvidas reações de materiais enantiomericamente puros, como os carboidratos, aminoácidos e d n a , muitos compostos de ocorrência naturas existem na forma de enantiômeros puros. Ao contrário, as reações químicas muitas vezes produzem misturas racêmicas. Isso sempre ocorre se são usados somente substratos, reagentes, catalisadores e solventes racêmicos ou aquirais. Os produtos enantioméricos de uma reação química podem ser enantiomericamente enriquecidos ou até mesmo obtidos na forma enantiopura somente se materiais de partida, reagentes, catalisadores ou solventes quirais forem utilizados. Uma mistura racêmica pode ser separada nas suas duas formas enantioméricas. O processo de separação de uma mistura racêmica nos seus enantiômeros é conhecido como resolução e pode ser realizado de várias maneiras diferentes. Historicamente, o método usual de resolução era o uso de um reagente enantiomericamente puro, muitas vezes um material de ocorrência natural, como agente de resolução. Quando uma mistura racêmica de um composto A (R,S-A) reage com um enantiômero puro B (R-B) por exemplo, os dois produtos formados são diastereoisoméricos, nomeados, nesse caso, R,S-AB e R,R-AB. Como os diastereoisômeros possuem propriedades físicas distintas, eles podem ser separados por cristalização ou cromatografia. Posteriormente a separação dos diastereoisômeros, a reação original, isto é de 180


A com B, pode ser revertida para obter R-A e S-A enantiomericamente puros ou enriquecidos. Esse

conceito é resumido no esquema a seguir. 1:1 Mistura racêmica Reage com R-B

Diastereoisômeros separados Reação reversa retirada de R-B Enantiômeros puros ou enriquecidos

Para facilitar o entendimento, vejamos agora um exemplo real de uma resolução de enantiômeros usando um reagente quiral como agente de resolução. O aminoácido mostrado a seguir foi obtido na sua forma racêmica, mediante uma síntese de Strecker (reação que estudaremos em capítulos futuros). Contudo, o interesse nesse aminoácido era avaliar a sua atividade no sistema nervoso central e para isso se fazia necessário analisar a atividade de cada um dos enantiômeros isoladamente.

*

Síntese de Strecker

Inicialmente o aminoácido racêmico foi transformado no seu respectivo anidrido racêmico, usando para tal o anidrido acético como reagente. Essa reação foi realizada com o objetivo de facilitar a reação com o agente de resolução, pois o anidrido é uma espécie mais reativa do que o ácido carboxílico original.

* Anidrido acético

Para a etapa de resolução foi realizada a reação da mistura racêmica do anidrido com o sal de sódio do mentol, um álcool de ocorrência natural enantiomericamente puro para formar dois ésteres diastereoisoméricos. Um dos diastereoisômeros mostrou-se mais cristalino que o outro (isso se deve ao seu ponto de fusão mais elevado), o que permitiu a cristalização da mistura. Dessa maneira foi possível isolar um dos diastereoisômeros na sua forma pura. Evaporando o solvente da 181


solução contendo o outro diastereoisômero (chamado de água mãe) foi possível obter o outro diastereoisômero menos cristalino também na sua forma pura.

( )-Anidrido

Agente de resolução

Diastereoisômero A Diastereoisômero A

Ponto de fusão = 103 - 104°C

Diastereoisômero B Diastereoisômero B

Evaporação da “água mãe”

Ponto de fusão = 72,5 - 73,5°C

Após a separação dos diastereoisômeros os ésteres foram hidrolisados, separadamente, mediante reação, sob aquecimento, com uma solução aquosa de KOH. Os ácidos obtidos são enantiômeros, como mostra as suas rotações específicas e os seus pontos de fusão idênticos.

Ponto de fusão = 72,5-73,5 o C

Ponto de fusão = 103-104 oC Diastereisômero A

Hidrólise

Enantiômero A o

Ponto de fusão = 152-153 C

182

Diastereisômero B

Hidrólise

Enantiômero B Ponto de fusão = 15215-154 o C


Finalmente, uma hidrólise mais vigorosa da amida (ebulição por 40 horas com uma solução aquosa de NaOH 20%) forma os aminoácidos enantiomericamente puros necessários para o estudo biológico.

A cHN

A cHN Enantiômero A

Enantiômero B

o

Ponto de fusão = 152,5-154 o C

Ponto de fusão = 152-153 C

Hidrólise

Hidrólise

H 2N

H 2N

Enantiômero R

Enantiômero S

Outra maneira de resolver enantiômeros é usar um material quiral em um processo de separação físico. Atualmente, muitas separações de enantiômeros são feitas usando cromatografia com coluna quiral. A resolução por cromatografia depende da adsorção diferenciada dos enantiômeros pela fase estacionária quiral contida na coluna cromatográfica. Uma fase estacionária torna-se quiral, ligando-se um composto enantiomericamente puro, normalmente um aminoácido. Porção do aminoácido

O

H N O

NO2

* N H NO2

Sílica - fase estacionária aquiral

Sílica derivatizada - fase estacionária quiral

A cromatografia com uma fase estacionária quiral é especialmente importante quando os enantiômeros a serem resolvidos não apresentam grupos funcionais suscetíveis à formação de derivados (usualmente ésteres e sais) necessária para a resolução clássica descrita anteriormente. Por exemplo, os dois enantiômeros de um análogo do tranquilizante Valium tem atividades biológicas diferentes. Para estudar a ação biológica desses compostos é necessário obtê-los enantiomericamente puros. Essa resolução foi feita passando uma solução da mistura racêmica através de uma coluna cromatográfica contendo como fase estacionária sílica ligada a um derivado de aminoácido quiral. O (R)-(-)-enantiômero mostrou menor afinidade pela fase estacionária, sendo, portanto, menos adsorvido. Consequentemente, esse enantiômero foi eluído mais rapidamente, isso é, passou pela coluna mais rapidamente. O (S)-(+)-enantiômero por ter uma interação maior com a fase estacionária demorou um tempo maior para sair da coluna. Um esquema representativo desse processo é mostrado a seguir. 183


Valium - Tranquilizante

Esquema de uma cromatografia

1.

Fase Estacionária Quiral

Derivado-(R)-enantiômero

S R

Início da eluição

Introcução na coluna dos dois enantiômeros

2.

Durante a eluição

4.

Derivado-(S)-enantiômero

RS

Mistura racêmica ReS

3.

Enantiômero R separado

S

Eluente (fase móvel)

Enantiômero S separado

7.

6.

5.

R

S

S

R

R

S

Existem outros métodos de separar enantiômeros, dentre eles podemos destacar: a resolução cinética, que depende da diferença na velocidade de reação dos enantiômeros com o agente de resolução (reagente quiral); outro método é a resolução enzimática. Essa metodologia é baseada na habilidade de uma enzima (proteína catalisadora) em distinguir os enantiômeros R e S ou os grupos pro-S e pro-R de um composto proquiral. Dessa forma, a enzima que é quiral, irá reagir preferencialmente ou exclusivamente com um dos enantiômeros.

Quiralidade e a atividade biológica Diversas substâncias usadas como fármacos, apresentam em suas estruturas um ou mais carbonos assimétricos. A supressão da quiralidade nesses fármacos leva muitas vezes, ao desaparecimento da atividade biológica. Adicionalmente, a inversão da configuração absoluta do estereocentro também pode levar a perda da atividade biológica ou a uma modificação importante dessa atividade. A seguir são mostradas substâncias quirais contendo um ou mais carbonos assimétricos que ilustram essa correlação entre a configuração absoluta do estereocentro e a atividade biológica. 184


(S)-ketamina Anaestético

(R)-ketamina Alucinógeno

(S)-talidomida Teratogênico

(R)-talidomida Sedativo

*

(±)-fluoxetina - Prozac® Antidepressivo

(S)-fluoxetina Previne a enxaqueca

(R)-ibuprofen Inativo

(S)-ibuprofen Analgésico/Anti inflamatório 6R

(S)-propranolol Anti-hipertensivo

(+)-limoneno Odor de laranja

5R

(R)-propranolol Inativo Efeito colateral: Inibe a conversão do hormônio tireóide tiroxina à triiodotironina

(-)-limoneno Odor de limão

(S,S)-aspartame Sabor doce

2S (2S, 5R, 6R)-penicilina V Antibiótico Enantiômero - (2R, 5S, 6S) - inativo

(S,S)-aspartame Sabor amargo

Por exemplo, a talidomida é um sedativo leve e pode ser utilizado no tratamento de náuseas, muito comum no período inicial da gravidez. Quando foi lançado, era considerado seguro para o uso de grávidas, sendo administrado como uma mistura racêmica. Entretanto, um fato desconhecido na época era que o enantiômero S possuía uma atividade biológica teratogênica, ou seja, levava a uma má formação congênita, afetando principalmente o desenvolvimento dos braços e das pernas do bebê. O uso indiscriminado dessa substância na forma racêmica levou ao nascimento de milhares de pessoas com graves defeitos físicos.

185


Outro exemplo de como a quiralidade pode afetar as propriedades biológicas de uma molécula é o racemato da fluoxetina, uma medicação usada no tratamento da depressão. O enantiômero S, entretanto, funciona muito bem no combate à enxaqueca. As drogas provenientes de fontes naturais, obtidas diretamente ou após modificação química, são normalmente quirais e existem na forma enantiomericamente pura. A penicilina V, por exemplo, um antibiótico isolado do fungo Penicillium, tem configuração absoluta 2S, 5R e 6R dos centros assimétricos. O seu enantiômero, de origem sintética, não possui nenhuma atividade biológica. Os fármacos sintéticos podem ser produzidos na forma racêmica ou na forma quiral. Muitos deles, entretanto, são racêmicos. O ibuprofen, por exemplo, é produzido e comercializado na forma racêmica, apesar de somente o enantiômero S ser bioativo. Embora, o enantiômero R possa ser lentamente convertido na sua forma ativa no organismo, o enantiômero inativo parece diminuir substancialmente a velocidade com que com que o enantiômero S faz efeito (de 12 para 38 minutos). O aspartame, um adoçante sintético, é muito utilizado no Brasil e no mundo. O estereoisômero S,S é doce, enquanto que o seu enantiômero possui um sabor amargo. Essa diferença nos sabores

sugere que os sítios receptores na língua para essas substâncias são quirais e apenas um enantiômero específico se encaixará em seu sítio específico. O mesmo pode ser dito para os enantiômeros do limoneno e os seus receptores no nariz. Uma substância bioativa pode exercer a sua atividade de várias maneiras, dentre elas, através da interação com estruturas biológicas chamadas de receptores, que são proteínas quirais altamente organizadas espacialmente. Devido a essa quiralidade, imaginase que para interagir com elas, o arranjo espacial da estrutura da substância biologicamente ativa deve ser bem definido. Os arranjos das duas espécies devem ser complementares. Existem vários modelos que explicam essa interação, um deles é mostrado através do esquema a seguir. C

C Não encaixa

Fonte: “Química Orgânica” tradução da 6ª edição Norte-Americana, John McMurry, 2005, editora Cengage Learning.

O modelo mostrado anteriormente foi proposto em 1933 por Easson e Stedman. Eles propuseram que as diferenças na atividade biológica entre os enantiômeros resultam da reatividade seletiva destes estereoisômeros com os receptores e que a interação enantiômero-receptor requer pelo menos três pontos de encaixe. Esse modelo ficou conhecido como modelo de três pontos. Através do esquema anterior podemos perceber claramente que somente um dos enantiômeros é capaz de atingir a orientação correta para permitir que todos os três grupos funcionais encaixem nos seus sítios na superfície do receptor. O outro enantiômero que só tem dois pontos de encaixe pode ser inativo biologicamente ou ter a sua atividade bastante reduzida. Isso pode ser ilustrado analisando a atividade vasopressora (aumento da pressão arterial) 186


da adrenalina ou epinefrina. Com a (R)-(-)-epinefrina os três pontos de interação com o sítio receptor são o anel aromático substituído, a hidroxila e o grupo amônio secundário protonado. Todos os três grupos funcionais interagem com os seus sítios ligantes complementares na superfície do receptor, produzindo a interação necessária para estimular o receptor. Com a (S)(+)-epinefrina somente duas interações são possíveis. A hidroxila ocupa uma região do espaço

que não interage com o receptor. O mesmo acontece com a N-metildopamina. Portanto, não é surpreendente que a resposta vasopressora proporcionada pela N-metildopamina e pela (S)-(+)epinefrina sejam menores do que a obtida com a (R)-(-)-epinefrina. A

A

H O

H O

A

O H

O H

H

N CH3 H

C

A

HO

B

H

C

H

H

CH3

H O

A

O H

A

O H

HO

B

H

H

B

N CH3 H

C

Resumo e Palavras-chave As relações espaciais entre os átomos de uma molécula pode ter uma profunda influência nas propriedades físicas e químicas dos seus compostos. Isômeros que diferem somente no arranjo espacial dos seus átomos ligantes são conhecidos como estereoisômeros. Os estereoisômeros que não são convertidos um no outro através de rotação de ligação sigma são denominados estereoisômeros configuracionais. Moléculas que possuem duplas ligações ou estruturas cíclicas podem existir como estereoisômeros geométricos. A isomeria geométrica é decorrente da rotação restrita dos grupos substituintes nessas moléculas. Devido a impossibilidade de interconversão rápida dos isômeros geométricos eles são considerados estereoisômeros configuracionais. Compostos cujas moléculas possuem algum tipo de assimetria podem ser quirais e levar a um tipo de estereoisomeria que é normalmente detectado pela atividade ótica. O estereoisomerismo cujas estruturas não são superponíveis à sua imagem especular são chamados de enantiômeros. Os enantiômeros possuem propriedades químicas e físicas iguais, porém, desviam o plano da luz polarizada em quantidades iguais mas para direções opostas. Esses enantiômeros são denominados dextrógiros, quando desviam a luz plano-polarizada para a direita e levógiro quando o desvio ocorre para a esquerda. A configuração absoluta do carbono assimétrico ou estereocentro pode ser indicada pelos descritores D e L proposto por Fischer ou pelo sistema que usa os descritores R e S proposto na convenção de Cahn-Ingold-Prelog. As misturas racêmicas ou racematos são misturas 50:50 dos enantiômeros R e S e podem ser resolvidos por diversas técnicas, como por exemplo, o uso de um reagente quiral, conhecido com agente de resolução ou por cromatografia contendo uma fase estacionária quiral. Algumas moléculas têm mais de um centro assimétrico. Os enantiômeros apresentam configuração opostas em todos os estereocentros, entretanto os diastereoisômeros têm 187


a mesma configuração em pelo menos dos centros. Um composto com n estereocentros pode ter no máximo 2n estereoisômeros. Os diastereoisômeros apresentam propriedades físicas e químicas diferentes e podem ser separados facilmente. Os compostos meso possuem estereocentros, mas são aquirais porque possuem um plano de simetria. A quiralidade não é exclusividade do átomo de carbono assimétrico, ou seja, com quatro substituintes diferentes, diversos outros átomos ou moléculas podem ser quirais. Como exemplo, podemos citar os átomos de nitrogênio e fósforo estereogênicos tetravalentes, os átomos estereogênicos trivalentes e os compostos com rotação restrita. Uma molécula é considerada proquiral se ela puder ser convertida da forma aquiral para a quiral em uma única etapa de reação. Um átomo proquiral com hibridação sp2 tem duas faces e essas são 3

designadas como re e si. Um átomo de carbono sp é um centro de proquiralidade somente se a troca de um dos substituintes iguais resultar na formação de um centro assimétrico. O átomo cuja substituição leva à formação do estereocentro R é chamado de pro-R e aquele em que a substituição leva à formação de um estereocentro S é o pro-S. Diversas substâncias usadas como fármacos, apresentam em suas estruturas um ou mais carbonos assimétricos. A supressão da quiralidade nesses fármacos leva muitas vezes, ao desaparecimento da atividade biológica. Adicionalmente, a inversão da configuração absoluta do estereocentro também pode levar a perda da atividade biológica ou a uma modificação importante dessa atividade. Ao término dessa aula você deverá ser capaz de: Escrever as forma tridimensionais das moléculas; Escrever e identificar as moléculas com imagem especular; Usar os descritores D e L e R e S para identificar as configurações absolutas dos estereoisômeros; Identificar os planos de simetria nas moléculas; Identificar e diferenciar enantiômeros e diastereoisômeros; Identificar os compostos meso; Resolver enantiômeros; Identificar e nomear os átomos proquirais de uma molécula; Correlacionar a forma das moléculas com as atividades biológicas; Escrever a estereoquímica das moléculas. Olhando a diante Reações estereosseletivas; Reações que controlem a geometria dos alcenos; Controlando a estereoquímica com compostos cíclicos; Síntese assimétrica; Bioquímica; 188


A t i v i da des 1ª Questão: Assinale a configuração R ou S de cada um dos compostos mostrados abaixo.

2ª Questão: A epinefrina natural, [α]D = -50 é utilizada na medicina. Seu enantiômero é medicinalmente inútil e, na verdade, tóxico. Suponha que você recebeu uma solução cujo rótulo diz conter 1g de epinefrina em 20 mL de líquido, mas cuja pureza óptica não está especificada. Quando você a coloca em um polarímetro (tubo de 10 cm) e obtém uma leitura de -2,5º. Qual é a pureza óptica da amostra? Ela é segura para uso medicinal?

3ª Questão: Estão mostrados a seguir as projeções de Newman para o (R,R)-, (S,S)-

e (R,S)-

2,3-diclorobutano. (a) Correlacione as projeções com as respectivas configurações absolutas.

(b) Qual fórmula é um composto meso?

4ª Questão: As estruturas mostradas a seguir são representações do 3-fluoro-2-fenil-2pentanol. Mostre a relação estereoquímica de cada estrutura com o (2R , 3R) -3-fluoro-2fenil-2-pentanol.

5ª Questão: Especifique todas as configurações das unidades estereogênicas que compõem os estereoisômeros mostrados a seguir.

6ª Questão: O composto mostrado a seguir racemiza com base. Por quê?

189


7ª Questão: O D-galacitol é um dos compostos tóxicos produzidos pela doença galactosemia. O acúmulo de altos níveis de D-galacitol provoca a formação de catarata. A projeção de Fischer dessa substância é mostrada a seguir. Desenhe uma estrutura tridimensional para o Dgalacitol. Em seguida, desenhe a sua imagem especular e a converta para a projeção de Fischer. Por último, diga qual é a relação estereoquímica entre o D-galacitol e a sua imagem especular.

8ª Questão: O mevacor é usado clinicamente para reduzir os níveis séricos do colesterol. Já o butaclamol é um potente antipsicótico utilizado no tratamento da esquizofrenia. Indique os carbonos assimétricos de cada uma dessas estruturas.

9ª Questão: Uma substância tem rotação específica de -39 º. Uma solução dessa substância (0,187 g/mL) tem rotação observada de -6,52º quando colocada em um tubo de polarímetro de 10 cm de comprimento. Qual é o percentual de cada enantiômero na solução?

10ª Questão: Indicar se as estruturas são enantiômeros, diasterioisômeros ou idênticas e representá-las nas suas formas estendidas.

190


Química Orgência I  

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