Quimica Biológica I

Orbitais

Espectroscopia: ciência que nos permite saber informações sobre as estruturas microscopicas. Estuda a interacção do espectro electromagnético com a matéria.

• Nivel atómico - raio gama.

Mecânica quântica: mecânica das particulas atómicas.

Natureza ondulatória da luz: 2 ondas interferem entre si (dado a sua propriedade sinusal).

• Em fase: λ mantêm-se, ν duplica.
• Em fase oposta: anulam-se.
• Espectro: continuo / descontinuo.
• Propriadades fisicas:
• macroscopica (continua)
• microscopica (não continua)

Principio da incerteza de Heisenberg: não podemos determinar com precisão a localização de particulas microscopicas. 

• Utilizamos uma função que exprime a probabilidade da localização da particula.

Equação de Schrodinger:

• HΨ=EΨ
• Ψ: função de onda.
• E: energia.
• H: hamiltoniano (dá os niveis de energia permitidos para esse sistema).
• Soluções: números, vectores, funções, conjuntos de funções.
• Após a Equação de Schrodinger: E = R / n^2

Números quanticos:

• n: quantifica E.
• l: quantifica o momento ângular de orbital (0 ≤ l ≤ n-1).
• s: quantifica o momento ângular de spin.
• ml: quantifica a projecção dos momentos angulares (-l ≤ ml ≤ l).

Equação de Schrodinger: um conjunto de funções que descreve a interação do sistema.

Superficies nodais: zonas onde a probabilidade de encontrar o electrão é de 0%.

• n = 1    -   0
• n = 2    -   1
• n = 3    -   2 

Orbitais: representação grafica das wave funtions. 

Estrutura molecular

Reactividade: comportamento na presença de outras substâncias.

Diamagnético: não reage a um campo magnético, electrões em número par e emparelhados, momento magnético = 0.

Paramagnético: reage a um campo magnético, electrões desemparelhados cujo número determina o momento magnético.

• Ex. μ = 1.0 MB (magnetões de Broun).

Tipos de ligação

• Orbitais moleculares: descrever.
• Ligação covalente: muitos atomos, é mais simples.
• Modelo de repulsão de pares electrónicos: a ligação é dada entre 2 electrões. Permitiu reconhecer que existem pares de electrões compartilhados e não compartilhados.
• Teoria da ligação de valencia: existem orbitais atómicas. Aproximando 2 atomos há uma distância em que existe uma interacção favorável - 2 orbitais sobrepõem-se e estabelecem uma ligação mais favorável.

• Tipo sigma σ: distribuição da densidade electronica em torno de um eixo. Simetria esferica - oval / cilindrica. Sobreposição topo a topo.
• Tipo π: sobreposição de moleculas lado a lado, surge um plano nodal no eixo nuclear. Densidade electrónica sobre um plano.

• Orbital atómica hibrida: combinações lineares de outras orbitais. As orbitais são funções, podemos somar funções.
• Carbono: esperava-se 2 ligações mas forma 4. Os 2 electrões da 2s passam para 2p, logo são 4 electrões desemparelhados. Fusão das orbitais s e das p (todas com a mesma energia), formam ângulos de 90º - tetraedrico. sp3: 2s + 3p.
• Carbono planos: um electrão fica na 2pz e forma ligações do tipo π. sp2: 2s + 2px + 2py.
• Hibridação ap: s + p, ângulo 180º.
• sp3d: bipiramidal trigonal, 5 ligações.
• sp3d2: octaedrica, 6 ligações.

• Benzeno: densidade electronica sobre e sob a molecula, electrões das ligações π na orbital 2sp. Ligações C-C e C-H em orbitais sp2.

Energia de ligação (E.L.)

• Maiores atomos → maior afastamento → maior comprimento de ligação → menor energia de ligação.
• 1s (H) com 2sp3 (F)    < comprimento de ligação, > E.L., > sobreposição
• 1s (H) com 3sp3 (CL)    > comprimento de ligação, < E.L., <sobreposição

Orbitais

• sp3d: bipiramidal trigonal, 1.s + 3.p + 1.dyz.
• orbitais d: dxy, dxz, dyz, dx2y2, dz2.
• sp3d3: octaedrica, 1.s, 3.p, dxy, dxz.

Teoria das orbitais moleculares

• Após a formação da molécula → orbitais moleculares.
• Eq. Schrodinger para molécula → funções orbitais moleculares.
• Se ocuparem o espaço (zl), os electrões favorecem a ligação.
• Se ocuparem o resto desfavorecem - orbitais anti-ligantes, maior energia.
• Zona ligante: orbital molecular ligante.

Ordem de ligação, OL

• OL = (nº de electrões ligantes - nº de electrões não ligantes) / 2
• ex. H2+     OL=1/2
• ex.He2       OL=0

Orbitais p

• Topo a topo: σ2p, orbital molecular ligante σ.
• Lateral: 2πp, orbital molecular ligante π.

Elementos essenciais à vida

• Macroelementos: grandes quantidades.
• H, C, N, O, Ca, P, S
• iónicos: N, K, Cl
• Elementos vestigiais: pequenas quantidades.
• Mg - relacionado com a formação de ATP.
• V - essencial a bacterias.
• I -hormonas tiroideias.
• Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Se, Mo

• Essencial: sem ele não existia vida.
• Biodisponibilidade: quantidade do elemento diferente da presente antes da existencia de vida.
• Distribuição e espaciação: como está distribuidas e as diferentes moleculas que constitui.

Metaloproteinas

ex. citocromos, hemaglobina, mioglobina, ferrotina, transferina...

Alterações da concentração de Fe:

• Anemia ferropenica: carência.
• Ferropexia: retenção.

Os metais são normalmente o centro activo das metaloproteinas.

• Mioglobina: o centro metálico (Fe) controla a entrada e saida de O2.
• Hemoglobina (tetramero): transporta 4 O2.
• Monomeros: α1, α2, β1, β2.
  Cada Fe2+ liga-se a uma porfirina ligada a uma cadeia proteica que impede a oxidação do Fe.
• Porfirina: espaço central com 4 atomos de N. Os 2 electrões livres estabelecem ligação com o Fe2+, que forma 4 ligações com 4 N e ainda tem tendencia a formar 2 ligações com o O2.
• O2: ligação reversivel. CO: ligação irreversivel.
• Sem O2: a ligação é mais facil à medida que se ligam e o fenomeno é cooperativo.
• Vitamina B12: metaloproteina de centro activo com Co2+. Cataliza reacções de transferencia de H, grupos carbonilo ou carbonados.
• Citocromos: metaloproteina que permite a transferencia de electrões (oscila entre Fe3+ e Fe2+).
• Purina: poro que permite a passagem. ex. aquapurina.

A luz dos iões metalicos de transição resulta dos electrões das orbitais d (incolor quando não há transições electronicas).

Separação

• Homolítica
• Heterolitica

Coordenação do oxigénio molecular: O2 liga-se ao fe e há uma ligeira contracção que se deve ao movimento de spin do Fe2+.

Ácido de Lewis: substâncias capazes de aceitar densidade electronica.

Base de Lewis: substâncias capazes de ceder densidade electronica.

Complexo de metais de transição:

• Ião central: ácido de Lewis (aceitador de electrões).
• Ligando: base de Lewis (dador de electrões; tipo e densidade).
• Modelo de ligação: esquema dador-aceitador / ligações.

Composto de coordenação: compostos onde existem ligações covalentes, também designados por complexo de metais de transição.

Ligações coordenadas (covalentes fortes).

Ião metálico de transição - são todos ácidos de Lewis.

Geometrias

• CN → nº de ligações coordenadas é caracteristico do ião e dos ligandos.
• CN → indica o nº máximo de ligações que o ião estabelece.
• CN = s  (adquire a geometria mais adequada)

Isomeros

• Cis (lateral), trans (transversal), posição equatorial e axial.

Ligandos:

• Bidentado: pode ligar-se a dois locais. Ex. etileno diamina.
• Monodentado: pode ligar-se a um local. Ex. água, amoniaco.
• Ambidentado: pode ligar-se a 2 iões metálicos (como é linear têm que ser diferentes). Ex. tiocinato.
• Tetradentados: pode estabelecer 4 ligações. Ex. porfirina.

→  Depende dos atomos capazes de dar densidade electrónica. Varia o nº de ligações de acordo com o nº de átomos que cedem densidade electrónica. Os iões metálicos de transição têm muita tendencia a formar compostos de coordenação. A estabilidade da molécula depende da força das ligações.

Estabilidade de uma substância: relaciona-se com a energia de ligação, várias espécies em conjunto têm maior energia do que separados.

• Avaliada por Constante de Formação (ex. 10^15 → sentido de formação de produtos)
• Constante global: de todos os ligandos.
• Constante parcial: de cada ligando.
  
  → Constantes de estabilidade de complexos / Constante de equilibrio de complexidade
  A densidade dos ligandos é importante para a estabilidade da ligação. É influenciada pelo nº de moleculas ligandos: constante é maior, menor o nº de ligandos → se a formação provier de um só ligando é mais estável.

Propriedade Quelante dos Ligandos: para terem, os ligandos têm que ser polidentados. Quanto menos moléculas estabelecerem ligações, maior a probabilidade quelante desse ligando.

• Quanto mais estável → mais se desenvolve no sentido dos produtos → menos iões livres → produto muito estável.
• Diferentes ligandos → diferentes complexos → diferentes estabilidades.

Ligandos Polidentados

Bidentado: etilendiamina

Tridentado: terpiridina

Tetradentado: porfirina

Hexadentado: EDTA

Equilibrio de complexação

• Ligando monodentado neutro: não interfere na carga do ião metálico.
• A formação de complexos ocorre em reacções de equilibrio, caracteristicas pelas suas constantes (constante >1 → reacção muito extensa).
• β3 = k1 . k2 . k3  (quanto maior o valor de k, mais deslocado é o equilbrio no sentido dos produtos).
• Se substituirmos dois ligandos monodentados por um ligando bidentado, a Keq e a estabilidade é diferente.
• O Keq é diferente se ligarmos 2 ligandos monodentados e 1 ligando bidentado devido ao efeito quelato.

Reacções de transferencia protónica e electrónica

• A variação do estado de oxidação depende dos ligados e do ião metálico.
• Tem que haver uma entidade que ceda electrões e outra que receba.
• Parametros: dizem a tendencia da substancia em se oxidada-reduzida (há um termo de comparação: H2).
• Capacidade de redução-oxidação: varia com a molecula onde o ião está inserido e com o próprio ião metálico.

Diagrama de especiação: saber as substâncias que existem num meio de pH x.

Modelos de ligação

• Metais de transição: caracteristicas estruturais → caracteristicas espectometricas especificas (coloridos).
  As suas configurações electrónicas dos complexos de metais de transição são afectadas pelos ligandos ligados ao ião central.
• Teorias de ligação
• Ligação de valencia: pode ser usada desde que não nos esqueçamos que a densidade electrónica é cedida pelos ligandos (o ião central recebe densidade electrónica dos ligandos, permanecendo os seus electrões de valencia - 3d - sem intervir nas ligações).
  
  
  
• Teoria de ligação de valencia
• Ligações formadas através da sobreposição das orbitais vazias do metal com as orbitais dos ligandos.
• Electrões de valencia (3d do metal) não fazem ligação (só é à "custa" dos electrões dos ligandos).
• Teoria do campo de cristal
• Todos os ligandos possuem carga negativa e influenciam o ião central.
• A carga negativa repele os electrões das orbitais d (a aproximação dos ligandos leva a uma alteração de energia e forma das orbitais d).

À esquerda: orbital d degenerado (ião metálico isolado)
À direita: orbitais d não degeneradas, valor entre elas é Δ.

• As orbitais com menor energia são menos influenciadas pelos ligandos.
• O electrão ocupa uma das orbitais com menor energia.
• Δ : diferença de energia das orbitais d não degeneradas num campo de cristal.
• A energia e divisão das orbitais d não degeneradas depende da geometria do complexo.
• Se a energia das orbitais é toda igual, quando é irradiado, o electrão não se excita.
• Cor: sempre associada a transições electronicas d-d.
• A energia do campo de ligandos depende do ião metálico e dos ligandos.
• O campo de ligandos faz com que as orbitais deixem de estar degeneradas.
  spin baixo: s=1 → 2 electrões desemparelhados
  spin alto: s=2 → 4 electrões desemparelhados
  momentos magnéticos diferentes
  
  → Os electrões vão adquirir a configuração electrónica mais favorável em termos energéticos.
  
  Nota: eg = dz2 e dx2y2 ; t2g = dxy, dxz, dyz.
            Δo - variação de energia de campo ligando correspondente a uma geometria octaédrica (região de luz visivel).

Série electroquimica de ligandos: agrupa os ligandos de acordo com as cores que as soluções apresentam.

• ΔE = hν = hc / λ
• Ligandos que dão origem a campos fortes têm ligações tipo π → excelentes dadores de σ e excelentes receptores de π.
• Ligação π → ligação mais forte, ΔE maior, compostos de spin baixo.
• O spin é muito importante e influencia o comportamento das substâncias.

Geometria octaedrica: só é perfeita se todos os ligandos forem iguais (mesma distância do centro metálico).

CN = 4 → geometria tetraédrica ou quadrado plano (xy).

Geometria tetraedrica: a influencia dos ligandos vai ser maior sobre as bissectrizes dos planos (orbitias dxy, dxz, dyx). Ocorre o oposto na geometria octaedrica.

Geometria em quadrado plano: ião cenral e ligandos no mesmo plano (xy). É como a geometria octaedrica menos os dois ligandos do eixo do z.

• dz2 baixa a sua energia dado os ligandos não influenciarem segundo o eixo dos z's.
• dx2y2 vai ser a mais energética de todas.
• dxy vai sentir maior influencia dos ligandos.

Energia da orbital  → energia da cor absorvida → ΔE = hν

• Composto de coordenação com electrões de transição têm propriedades diferentes de electrões representativos (electrões nas orbitais d).
• Os electrões das d não são ligantes mas sofrem influencia dos ligandos.
• Sem a influencia dos ligandos, as orbitais têm todas a mesma energia.

Propriedades espectroscópicas a nivel da cor

• Cor: transição d-d; branco: não são transições d-d, são outras.
• As propriedades magnéticas também são importantes.
• Spin baixo: spin oposto, campos magneticos anulam-se.
• Δ: diferença de energia do campo de ligandos. P: energia de emparelhamento.
• Δ < P: electrões vão querer nivel de energia menor, não se emparelham, ocupam orbitais mais energeticas.
• Δ > P: electrões querem ocupar a mesma orbital, emparelhar e gastar energia com o spin.
• Nota: Δ pequeno (ligando fraco) adsorvem λ grandes, cor de λ pequenos.
• Orbitais d preenchidas → não há transições → não apresenta cor → pode ter cor devido a outros ligandos / iões na solução → não podemos calcular ΔE pela cor, mas não significa ΔE=0.
• Spin: não interfere com a estabilidade (constante de formação), não interfere com as reacções acido-base de Lewis.
• Estabilidade: E conjunto <  E elementos separados, a molécula é estável a partir do momento que não se decompõe.
• Keq: extenção da reacção.
• K = (produto da | | produtos) / (produto da | | reagentes)
• K=1 não tende
• K>1 mais produto
• K<mais reagente
• Ligando forte ou fraco origina campo magnético forte ou fraco.

Teoria do campo ligando

• Os ligandos são entidades capazes de dar / aceitar densidade electrónica.
• Ligandos de campo fraco: excelentes dadores de σ.
• Ligandos de campo forte: excelentes dadores de σ e aceitadores de π.
• Teoria das orbitais moleculares: os electrões d estão em orbitais moleculares não ligantes (responsáveis pelas propriedades), a energia das orbitais ligantes do complexo é inferior à energia das orbitais que lhe deram origem (com a formação do complexo há um ganho de energia).

Elementos essenciais

• Patologias: carencias e excesso.
• Diabetes melitus tipo I: admnistração de iões metalicos (zinco e vanadium) levam a uma diminuição a nivel de glicose no sangue (a insulina não pode ser administrada oralmente - não resiste ao pH do estomago).
• Metodos de diagnóstico - ressonancia magnética: observar o momento magnético em termos de protões da água. Agentes de contraste - iões metálicos que melhoram o sinal dos protões (Godolinum e Disprósio em complexo).

Alcanos

• Ligações C-C e C-H.
• Lineares ou ramificadas.

Carbono

• 4 electrões de valencia.
• Hibridação sp3 (como têm muito componente p, estas orbitais são mais estendidas para fora do que concentradas) → sobrepõem-se às s do H formando ligações fortes e sigma (cilindrica que permite rotação).
• Geometria tetraedrica: 109.5º  (afastamento máximo)

Etano

• Ligação sigma C-C, sp3 que se sobrepõe às s do H.
• Geometria em zig-zag.

Propriedades fisicas

• Serie homologa de compostos: metileno (CH2).
• Temperatura: 25º, 1 atm.
  C1 a C4: gases; C5 a C17: liquidos; >C18: sólidos.
• Ponto de ebulição: aumenta linearmente com o número de carbonos.
• Ponto de fusão: não respeita o nº de carbonos. Há alternancia entre pares e impares, apesar de cada um aumentar linearmente.
• Densidade: <1, são mais leves que a água.
• Solubilidade: pouco polares e incapazes de ligações com H, logo pouco soluveis em água. Soluveis uns nos outros e em solventes de baixa polaridade.
• Electronegatividade: capacidade de atrair electrões → H e C muito semelhantes → ligação no metano apolar → é uma partilha muito simétrica → sigma pura (covalente).
  → Polaridade negativa: atrai para si electrões.
  → Polaridade positiva: deficiencia electrónica.
• Conformação: rotações em torno de uma ligação sem partir (a energia vai alterando ligeiramente).

Cicloalcanos

Ciclopropano: 60º ≠ 109.5º, comprime e dobra orbitais.
Tensão angular logo muito instavel. 

Propano: planar, H eclipsados, instabilidade.

• Ciclobutano: ângulo interno 88º, dobra as orbitais, tensão angular. Estrutura ligeiramente dobrada, H não eclipsado.
• Ciclopentano: ângulo interno 108º (próximo de 109.5º) - estável. Conformação ligeiramente dobrada para evitar eclipse.
• Ciclohexano.

Conformação em cadeira. A vermelho axiais (perpendiculares ao plano),
a azul equatoriais (horizontais ao plano). Equatorial passa a axial e vice-versa.

C-C: sp3 flexivel.

Conformação em cadeira

• Ângulo: 109.5º - não há tensão angular.
• Grupos desencontrados - não há tensão torcional.
• Máximo distância - livre de repulsões de Van der Waals,

Conformação em barco

• Ângulo: 109.5º - não há tensão ângular.
• Hidrogénios eclipsados - há tensão torncional.
• H nos C1 e C4 muito próximos - há tensão de Van der Waals.

Análise conformacional

• Estudo da variação da energia de acordo com a rotação.
• Quando o ciclohexano tem substitutos de H, a conformação mais estável é a que esse grupo está em posição equatorial.
• Equatorial: mais estável, menos energia, sem repulsões de Van der Waals.
• Axial: fica aglomerado a H axiais, há repulsões.

Estereoquimica

Química que lida com o raio espacial da molécula.

• Isomerismo: compostos diferentes com a mesma forma molecular.
• Isomerismo constitucional: isomeros em que os atomos se ligam numa ordem diferente.
• Estereoisomeros: isomeros constitucionais, diferentes arranjos dos atomos no espaço.

Cis: grupos do mesmo lado.
Trans: grupos de lados opostos.

Enantiomeros: estereoisomeros que são imagens no espelho.
Diastereoisomeros: esteroisomeros que não são imagens no espelho.

• Molecula Quiral: não sobreponivel à sua imagem no espelho, enantiomero.
• Esterocentro / centro estereogenico / carbono quiral: um atomo ligado a grupos de modo a que uma troca de quaisquer dois grupos resultará num estereoisomero.
• Para mudar a configuração é necessaria a quebra de ligações.
• É possivel ter um par de enantiomeros para todas as moleculas que contenham um atomo tetraedrico ligado a 4 grupos diferentes.
• C quiral pode ser sp3 ou sp2 → sp3 nas moleculas biologicamente activas.
• Se tiver dois grupos iguais não possui esterocentro.
• Plano de simetria: plano imaginario que bissecta uma molécula.
• Simetria: aquiral → não tem enantiomeros.
• Não simetrica: quiral → pode ter enantiomeros.

Nomenclatura de Enantiomeros

• Número atomico dos atomos directamente ligados ao esterocentro: maior numero atomico, maior prioridade → a, b, c, d.
• Dois carbonos: prioridade ao que estiver ligado a maiores numeros atomicos.
• Rodar a molecula de forma a que fique em sequencia de prioridades (o menos prioritario mais afastado).
• Enantiomeros: um é R outro é S.
• Ligações duplas e triplas são assinaladas como se ambos os atomos fossem duplicados ou triplicados.

Propriedades de Enantiomeros

• Mesmas propriedades fisicas: ponto de fusão e ebulição, indice de refracção, solubilidade, velocidade de reacção com reagentes normais.
• Diferenças: rotação optica (luz planar polarizada), interacção com moleculas quirais → diferentes velocidades de reacção e solubilidade.\

Luz planar polarizada: só pode passar planarmente numa unica direcção.

• Enantiomeros: quando atravessado, o plano de polarização roda.
• Rodam com a mesma grandeza mas em sentidos opostos.

Polarimetro

Mede a capacidade do composto (enantiomero) rodar a luz planar polarizada.

• Fonte de luz, polarizador (cristal → luz passa num só plano), tubo com a amostra em solução, analisador (=polarizador), escala para medir o nº graus de rotação da luz.
• Branco: não roda, composto não opticamente activo.
• Preto: rodou tudo, a luz não passa.
• Cor: luz não rodada, substância opticamente activa, molecula quiral.
• Ajustar até ver tudo branco.
• Dextrogénio: rodar para a direita.
• Levogénio: rodar para a esquerda.
  → fenomeno fisico experimental, não se relaciona com R e S.
• Rotação especifica: nº de graus que o plano de polimerização é rodado (depende do nº de moleculas quirais que a luz encontra → concentração do enantiomero e comprimento do tubo → mais moleculas roda mais).
• Identificar o composto: [α] = α / (c.l)
• c: concentração ou densidade da solução (g/ml).
• l: comprimento do tubo (dm).
• α: rotação observada.
• Depende da concentração, temperatura e comprimento de onda da luz.
• [α] positivo: dextrogenio.
• Enantiomeros: [α] com valor absoluto igual mas sinal oposto.
• Rotação total: a observada, soma das rotações individuais.

Origem da actividade optica

• Molécula aquiral: a luz planar polarizada bate numa molecula e depois noutra com orientação oposta, não ha rotação.
• Molécula quiral: a luz passa e vai rodar.
• Mistura de 1:1 de (R) e (S) é equimolar → a luz passa, há cancelamento de rotação.
• Mistura racérica / racematos: compostos opticament activos, mas há cancelamento da rotação no tubo.
• Pureza enanteomerica: 100% → 1 enantiomero apenas.
  % pureza enanteomerica = 100. (moles enantiomero1 . moles enantiomero2) / (moles de 1+2)
• Pureza optica: podemos ver a pureza enanteomerica.
  % pureza optica = 100. (rotação especifica observada) / (rotação especifica do enantiomero puro).
• Pureza optica 50%: mistura racerica, 50% cancela-se uma ao outro.

Sintese de Enantiomeros

• Reacção de adição de hidrogenio: adição na mesma fase (syn) - do mesmo lado (R), do outro lado (S).
• Enzima esteroselectiva: dentro de dois enantiomeros (S) e (R) apenas escolhe um, o (S). O ácido piruvico fixa a enzima em cima e só pode ligar de um lado - reacção esteroselectiva.
• Ex. enzima acido lactivo desidroferase.
• Aparelho diafractório: cristalografia de raio X → ver a disposição dos grupos.
• Enantiomeros: difere na rotação, um carbono estereogenico.
• Diasteromeros: difere nas propriedades, mais do que um carbono estereogenico.
• Compostos Meso: molecula aquiral ocm plano de simetria, tem dois carbonos quirais, opticamente inactiva, imagem no espelho e composto sobreponiveis. O plano de simetria dissecta a molécula em duas metades iguais.

Composto Meso em projecção de Fisher

• Projecção de Fisher: util para compostos com vários esterocentros. Linhas verticais - para trás do plano. Linhas horizontais - para a frente do plano. Cadeia carbonatada de cima para baixo com todos os grupos eclipsados.

Compostos Ciclicos

• Ciclopentano: dois carbonos esterogénicos (os com CH3) → 4 isomeros → 2 meso → 3 formas numericas.

Ciclopentano. Esquerda: composto meso (CH3 cis), aquiral, sobreponivel.
Direita: forma enantiomeros (CH3 trans), imagem espelho.

• Número de enantiomeros: 2^n   (n - nº carbonos quirais).
• Derivados de ciclohexano

Cis: plano de simetria.
Trans: não tem plano de simetria.

Relacionar esteroquimica do composto

• C esterogenico mantem-se, retenção da configuração.
• Alteração da prioridade, muda (R) e (S), há retenção da configuração.

Reacções iónicas: reacções de substituição nucleofilica e elminição de hidrogenetos de alquino.

Covalentes: partilha de dois electrões de igual forma pelos dois nucleos.

Reacções quimicas: é indispensavel a quebra e formação de ligações (E).

• Homólise: separação igual: A:B → A' + B'
• Heterolise: separação diferente. A:B → A+ (catião) + :B- anião

Reacções em vários passos: intermediarios.

Electrofilos: querem electrões para ficar mais estáveis. 

Carbaniões vão tentar dar os seus electrõesl

Reacção de substituição nucleofilica

• Substituição: entra um, sai outro. Nu:-  +  R-X  →  R-Nu  + X-
  (nucleofilo + halogeneto de aquilo → produto + ião halogeneto)

• Adição: só entra.

• Eliminação: só sai.

Leaving group: grupo que sai e que vai puxar electrões para si. Altamente electronegativo, pouco reactivo, estavel sozinho, carga net → base fraca.

Heterolise. O leaving group / halogenio tem grande electronegatividade (δ-) 

δ: relaciona-se com a densidade electronica e electronegatividade.

Velocidade de reacção - cinética

• Medimos em determinados intervalos a quantidade a que os reagentes se gastam ou a quantidade de produto que se forma.
• Teoria da colisão:
  Vel. reacção = (nº total de colisões entre reagentes l/s) x (fracção de colisões com orientação correcta) x (fracções de colisões com energia suficiente para ocorrer reacção)

Substituição nucleofilica bimolecular (SN2)

• Tem estados de transição.
• Energia máxima por aproximação de um núcleo rompe a ligação existente.
• Estado Postular: determina a direcção da reacção.
• Reacção exotermica: ΔHº <0, expontanea.
• Energia de Activação: romper ligações, diferença entre a energia do estado de transição e a energia dos reagentes.
• Após formar a nova ligação liberta energia.
• Energia alta: reacção lenta. E baixa: reacção rapida.
• ΔH: explica a estabilidade dos compostos formados.
• > temperatura, > nº de colisões, mais rapida a reacção.

Esteroquimica de reacções SN2

• Velocidade depende de 2 substratos e não tem intermediarios reactivos.
• O grupo substituinte entra do lado oposto ao do living group, tem de haver mudança de configuração.

Reacção SN1

• Velocidade depende apenas do substrato e tem intermediarios rectivos (carbocatião).
• Envolve apenas um substrato no estado de transição.
• Realiza-se por vários passos.
• O estado de transição é o 1º passo e o determinante para a reacção, pois é o estado de transição o determinante da velocidade.

Estabilidade relativa do carbocatião

• Quantos mais grupos R estiverem ligados ao carbocatião, maior a sua estabilidade.
• Efeito indutivo (I): transmitido através da ligação, pode ser + ou -. Efeito dador de electrões (grupo alquilo).

Esteroquimcia de reacções SN1

• A molécula vira para o lado oposto da entrada do nucleofilo.
• Produtos (moleculas quirais) → 2 isomeros → provem da entrada pela frente ou por trás → forma racemica → 1:1 → opticamente inactivo.

Mecanismo: Brometo de alquilo terciario →1º passo lento → carbocatião estável (aquiral) → 2º passo rapido → alcool carbonado → 3º passo → perde protão → reacção acido base.

Comparar SN1 e SN2

Efeito da estrutura do substrato

• Mais reactivo: Metilo > Alquilo 1º > Alquilo 2º > Alquilo 3º :Menos reactivo.
  Aumenta a dificuldade do nucleofilo dar densidade electronica ao carbono, diminui a velocidade relativa da reacção.
• O mais importante é a estabilidade dos carbocatiões formados.
• Estado de transição → passo mais lento.
• Factores que estabilizam o carbocatião estabilizam o estado de transição.
• O nucleofilo não participa no estado de transição.
• Somento halogenetos de alquilo terciario reagem por mecanismo de SN1 porque os carbocatiões terciarios são mais estáveis.
• Postulado de Hammond
• R. endotermica: estado de transição mais parecido com produtos.
• R. exotermica: estado de tranisção mais parecido com reagentes.
• Efeito da concentração e Força do nucleofilo (só em SN2)
• Nucleofilo: procura o nucleo e dependendo da reactividade são:
• Forte: reage completamente com o substrato, reage rapido.
• Fraco: reage lentamente.
• O mesmo nucleofilo no mesmo atomo é mais forte quando tem carga do que quando não tem.
• As forças relativas dos nucleofilos relacionam-se:
• O nucleofilo com carga negativa é sempre mais forte que o seu acido conjugado.
• Quando o atomo nucleofilico é o mesmo, as nucleofilicidades são relativas à basicidade.
  Mais forte: RO- (alcoxido) > HO- (hidroxido) > ião carboxilato > alcool > H2O
• O nucleofilo dá electrões, o R empurra, é dador, por isso RO- é mais forte que HO-.
• Efeito de Solventes
• Próticos: 1 H ligado ao atomo altamente electronegativo.
• Apróticos: não há H ligados a atomos altamente electronegativos, ex. alcano, alceno.
• Ligações covalentes polares: normalmente originam compostos apolares.
• Reacções SN2
• Tiois (R-SH): nucleofilos mais fortes que o alcool (S > O).
• Solventes próticos: maior tamanho do atomo → > nucleofilicidade.
• Solventes apróticos: menor tamanho do atomo → > nucleofilicidade (ex. DMSO).
• Moleculas de solventes próticos: podem formar ligações de hidrogenio com o atomo nucleofilico de nucleofilos.
• Nucleofilo pequeno → carga concentrada → solvente cerca totalemnte → solvatação.
• Nucleofilo maior → prende nucleofilo.
• Reacção SN1
• Solvente polar prótico: estado de transição parecido com o carbocatião, estabiliza por solvatação → diminui energia de activação → aumenta a velocidade.

Natureza do grupo abandonador (leaving group)

• Melhor: base mais fraca, mais estável.
• I- > Br- > Cl- >> F-
• Efeito ressonacia → 3 estruturas de ressonancia:
• Electrões deslocalizados.
• Quantas mais temos maior deslocalização electronica, menor energia.
• Bases fracas: alquisulfato, alcanosulfato.
• Reacção de eliminação de Halogenetos de Alquilo (nada entra, tudo sai)
• Leva à formação de uma ligação multipla: de 2 σ → 1 π  (C=C) e 1 σ (y-z).
• Unimolecular. no passo que controla a reacção só ha 1 molecula implicada - substrato.
• Bimolecular: no passo que controla a reacção existem 2 moleculas (base + substrato).
• Desidroalogenação: C-C + :B-  →  C=C  + H:B + :X-
• Mecanismos de reacção E2: estado de transição envolve o halogeneto + base.
• Reacção E1: estado de transição envolve apenas o halogenato.
• Reacção de substituição nucleofilica biologica: metilação biologica
  Metionina + ATP → S-adenosilmetionina (SAM) → fornece metilos (CH3)
  Grupo trifosfato - bom leaving group, estabilizador por efeito de ressonancia.

Reacções de Radicais livres

• Muito reactivos, surgem por homolise.
• Energia de dissociação homolitica de ligação (DHº): energia necessaria para romper ligações covalentes homoliticamente.

Estabilidades relativas de radicais de alquilo

Mais estavel por ΔHº menor, menor energia.

Cloração de metano: mecanismo de reacção

• CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl + (CH2Cl2, CHCl3, CCl4)
• Clº ataca moleculas de metano sucessivamente → reacção muito extensa.
• Não continua indefinidamente - passo de terminação da cadeia.

Energia de activação

• Reacções com quebra de ligações, E act > 0.
• E act r. endotermicas >ΔH.
• E act = ΔH reacções gasosas onde só há quebra de ligações (homeoliticamente).
• E act de reacção de fase gasosa → combinação de radicais em moleculas → O.

Alcenos

• σ mais forte → alcanos têm σ → mais E para reagir.

Z e E.

Propriedades fisicas dos alcenos e alcinos

• Apolares.
• Soluveis em solventes apolares (ou de baixa polaridade).
• Menos densidade que a água.

Hidrogenação de Alcenos

• Reacção exotermica.
• Reacção de adição: à temperatura ambiente com catalizador (Pt, Ni, Pd).
• Reacção em vário passos - fixa 2 moleculas ao metal depois aproxima-os para que se possam juntar → forma-se alcano antes de o libertar.
• Hidrogenação catalitica: adição syn, entram 2 H do mesmo lado.
• Hidrogenação sem catalizador: podem entrar de lados diferentes, anti.
  
• Formula geral:
• Alcanos: CnH2n+2
• Alcenos: CnH2n (deficiencia em hidrogenio).

Determinação da formula molecular

• Análise elementar: C, H, N, O.
• Espectroscopia de massa de alta resolução (HRMS).
• Hidrogenação permite distinguir ligações duplas, triplas ou em anel.

Estabilidade relativa dos Alcenos

• Cis-2-Buteno + H2    --Pt→ Butano  ΔH = -28.6 kcal/mol
• Trans-2-Buteno + H2  - -Pt→ Butano   ΔH = -27.6 kcal/mol
• Como E é libertada para formar o mesmo produto.
• É menor na trans, quer dizer que esta é mais estável.

Reacções de combustão

• Só podemos comparar o  ΔH cem reacções com o mesmo produto final.
• O produto da reacção de combustão é sempre H2O ou CO2.

Estabilidade relativa de Alcenos

• Quanto maior o nº de grupos de alquilo ligados, maior a estabilidade do alceno.

Obtenção de alcenos para a desidratação de alcoois

• Facilidade: mais facil em alcool 3 (com 3 H substituidos por grupos).
• Mecanismo:
• Passo 1: necessita de ácido (rápido).
• Passo 2: formação de carbocatião (lento).
• Passo 3: formação de alceno (rápido).
• E act3 < E act2 < E act1
• Alcoois terciarios mais facilmente desidratados → carbocatiões terciários mais estaveis (energia de transição < E) → E act menor.

Estabilidade do carbocatião e rearranjos moleculares

• Alceno 
• Dissubstituido: menos estável.
• Tetrassubstituido: mais estável.