O MUNDO DA QUÍMICA

2016-04-06T16:44:00.001-07:00

Coca-Cola Zero é proibida nos EUA. E no Brasil, sete refrigerantes têm substância cancerígena - por Julliana Botelho Decourt

Coca-cola Zero. Sukita Zero. Fanta Light. Dolly Guaraná. Dolly Guaraná Diet. Fanta Laranja. Sprite Zero. Sukita. Oito bebidas e duas substâncias altamente nocivas ao ser humano. Na Coca-cola Zero, está o ciclamato de sódio, um agente químico que reconhecidamente faz mal à saúde. Nos outros sete refrigerantes, está o benzeno, uma substância potencialmente cancerígena.Essa é a mais recente descoberta que vem sendo publicada na mídia e que só agora chega aos ouvidos das maiores vítimas do refrigerante: os consumidores. A pergunta que vem logo à mente é: “por que só agora isso está sendo divulgado?”. E, pior: “se estes refrigerantes fazem tão mal à saúde, por que sua venda é permitida?”.

Nos Estados Unidos da América, a Coca-cola Zero já é proibida pelo F.D.A. (Federal Drugs Administration), mas sua venda continua em alta nos países em desenvolvimento ou não desenvolvidos, como os da Europa Oriental e América Latina. O motivo é o baixo custo do ciclamato de sódio (10 dólares por quilo) quando comparado ao Aspartame (152 dólares/Kg), substância presente na Coca-cola Light. O que isso quer dizer? Simplesmente que mesmo contendo substância danosa à saúde, a Coca Zero resulta num baixo custo para a companhia, tendo por isso uma massificação da propaganda para gerar mais vendas.

Não basta o cigarro?

Uma pesquisa realizada pela Pro Teste – Associação Brasileira de Defesa do Consumidor – verificou a presença do benzeno em índices alarmantes na Sukita Zero (20 microgramas por litro) e na Fanta Light (7,5 microgramas). Já nos refrigerantes Dolly Guaraná, Dolly Guaraná Diet, Fanta Laranja, Sprite Zero e Sukita, o índice de benzeno estava abaixo do limite de 5 microgramas por litro.

Só para se ter uma idéia, o benzeno está presente no ambiente através da fumaça do cigarro e da queima de combustível. Agora, imagine isso no seu organismo ao ingerir um dos refrigerantes citados. Utilizado como matéria-prima de produtos como detergente, borracha sintética e náilon, o benzeno está relacionado a leucemias e ao linfoma. Contudo, apesar de seus malefícios, o consumo da substância não significa necessariamente que a pessoa terá câncer, pois cada organismo tem seu nível de tolerância e vulnerabilidade.
Corantes e adoçantes

Na mesma pesquisa da Pro Teste, constatou-se que as crianças correm um grande risco, pois foram encontrados adoçantes na versão tradicional do Grapette, não informados no rótulo. Nos refrigerantes Fanta Laranja, Fanta Laranja Light, Grapette, Grapette Diet, Sukita e Sukita Zero, foram identificados os corantes amarelo crepúsculo, que favorece a hiperatividade infantil e já foi proibido na Europa, e o amarelo tartrazina, com alto potencial alérgico.

Enquanto a pesquisa acusa uma urgente substituição dos corantes por ácido benzóico, por exemplo, a Coca-cola, que produz a Fanta, defende-se dizendo que cumpre a lei e informa a presença dos corantes nos rótulos das bebidas. A AmBev, que fabrica a Sukita, informou que trabalha “sob os mais rígidos padrões de qualidade e em total atendimento à legislação brasileira”.

Por fim, a Refrigerantes Pakera, fabricante do Grapette, diz que a bebida pode ter sido contaminada por adoçantes porque as duas versões são feitas na mesma máquina e algum resíduo pode ter ficado nos tanques.

Quando será o fim dessa novela e da venda dos refrigerantes que contém substâncias nocivas à saúde, ninguém sabe. Mas enquanto os fabricantes deixam a ética e o respeito ao cidadão de lado em busca do lucro exacerbado, você tem a liberdade de decidir entre tomar esse veneno ou preservar a qualidade do seu organismo. Agora, é com você!

2016-04-06T16:27:00.003-07:00

As sementes da maçã podem realmente te matar?

Apesar de muitos sites dizerem que sim a realidade é que não. Esse boato surgiu porque a semente da maçã contem glicosídeos cianogênicos, substâncias que protegem a maçã, e são capazes de liberar ácido cianídrico por meio das reações de hidrólise, ou seja, as sementes são capazes de produzir no seu organismo CIANETO(CN-). Uma substância que é altamente nociva ao ser humano.

Mas segundo especialistas mesmo que alguém conseguisse comer 40 sementes de maçã a quantidade que alguns sites dizem que poderia ser fatal, essa pessoa teria uma pequena quantidade de cianeto no seu organismo, capaz apenas de faze-la passar muito mal, mas não chegaria a ser fatal.

Sendo assim, é claro que uma sementinha não vai te matar e nem te adoecer. Mas se você não estiver disposto a crises de náuseas, vômitos e outros sintomas de envenenamento é melhor evitar as danadinhas em grande quantidade.

Lembrando que a maçã em si além de extremamente saborosa e saudável, não causa nenhum mal ao corpo humano.

2013-10-02T13:07:00.001-07:00

SUSTENTABILIDADE

É a habilidade de sustentar ou suportar uma ou mais condições, exibida por algo ou alguém. É uma característica ou condição de um processo ou de um sistema que permite a sua permanência, em certo nível, por um determinado prazo. Ultimamente este conceito tornou-se um princípio, segundo o qual o uso dos recursos naturais para a satisfação de necessidades presentes não pode comprometer a satisfação das necessidades das gerações futuras, e que precisou do vínculo da sustentabilidade no longo prazo, um "longo prazo" de termo indefinido, em princípio.

Sustentabilidade também pode ser definida como a capacidade do ser humano interagir com o mundo, preservando o meio ambiente para não comprometer os recursos naturais das gerações futuras. É um conceito que gerou dois programas nacionais no Brasil. O Conceito de Sustentabilidade é complexo, pois atende a um conjunto de variáveis interdependentes, mas podemos dizer que deve ter a capacidade de integrar as Questões Sociais, Energéticas, Econômicas e Ambientais.

Com a finalidade de preservar o meio ambiente para não comprometer os recursos naturais das gerações futuras, foram criados dois programas nacionais: o Procel (eletricidade) e o Conpet.

• Questão Social: Sem considerar a questão social, não há sustentabilidade. Em primeiro lugar é preciso respeitar o ser humano, para que este possa respeitar a natureza. E do ponto de vista do ser humano, ele próprio é a parte mais importante do meio ambiente.

• Questão Energética: Sem considerar a questão energética, não há sustentabilidade. Sem energia a economia não se desenvolve. E se a economia não se desenvolve, as condições de vida das populações se deterioram.

• Questão Ambiental: Sem considerar a questão ambiental, não há sustentabilidade. Com o meio ambiente degradado, o ser humano abrevia o seu tempo de vida; a economia não se desenvolve; o futuro fica insustentável.

O princípio da sustentabilidade aplica-se a um único empreendimento, a uma pequena comunidade (a exemplo das ecovilas), até o planeta inteiro. Para que um empreendimento humano seja considerado sustentável, é preciso que seja:

ecologicamente correto
economicamente viável
socialmente justo
culturalmente diverso

2013-04-14T09:54:00.000-07:00

Princípio de Aufbau

O princípio de Aufbau (do alemão Aufbau, que significa "construção") é usado para determinar a configuração eletrônica de um átomo, molécula ou íon. O princípio postula um processo hipotético em que um átomo é "construída" pela adição progressiva de elétrons. Como eles são adicionados, eles assumem as condições mais estáveis (orbital atômico) com relação ao núcleo e aos elétrons que já estão lá. De acordo com o princípio de Aufbau, os elétrons são distribuídos na eletrosfera a partir do nível menos energético, por exemplo, 1s e depois 2s.

2012-09-14T12:30:00.001-07:00

Produto de solubilidade Ks ou Kps

Numa solução saturada com corpo de fundo de um sal, existe um equilíbrio entre os íons presentes na solução e o sólido precipitado no fundo do recipiente. Por exemplo...

BaSO₄ <=> Ba²⁺ + SO₄^2-

Este equilíbrio é conhecido como de solubilidade e a constante deste equilíbrio é chamada de produto de solubilidade (K_s ou K_ps). Esta constante é igual ao produto das concentrações dos íons na solução saturada, elevadas aos coeficientes da reação. Para o exemplo acima teríamos...

K_s=[Ba²⁺] [SO₄^2-]

Para o fosfato de cálcio, a Ks pode ser obtida a partir da equação de dissociação do sal...

Ca₃(PO₄)₂ <=> 3 Ca²⁺ + 2 PO₄^3-

K_s=[Ca²⁺]³ [PO₄^3-]²

Para um dado sal, o K_s depende da temperatura. Quanto mais alto é o valor de K_s, mais solúvel é a substância. Valores de K_s muito baixo são característicos de substâncias pouco solúveis. A precipitação em uma solução é determinada pelo valor de K_s.

Se o produto das concentrações dos íons na solução é:

- menor que o valor de Ks, a solução é insaturada.

- igual ao valor de Ks, a solução é saturada.

- maior que o valor de Ks, ocorrerá a formação de precipitado até que o valor de Ks seja atingido.

Em outras palavras, as precipitações são mais facilmente obtidas em soluções de sais de baixa solubilidade.

Exemplos

Os exemplos 1 e 2 relacionam-se com seguintes sais de prata e seus produtos de solubilidade, em solução aquosa a 25°C.

Substância	Produto de solubilidade
AgCl	1,8 x 10^-10
AgBr	3,3 x 10^-13
AgI	1,5 x 10^-1⁶
AgCN	1,2 x 10^-1³
AgCNS	1,0 x 10^-1²

Exemplo 1

(U.E. Londrina) O sal mais insolúvel na água é:

a) AgI

b) AgBr

c) AgCl

d) AgCN

e) AgCNS

Resolução

Quanto menor o produto de solubilidade, mais insolúvel é o sal. Entre as opções, o mais insolúvel é o AgI. A alternativa correta é a a.

Exemplo 2

(U.E. Londrina) Numa solução aquosa contendo 1,0 x10^-3 mol/L de íons cloreto, qual a menor concentração molar de Ag1+ necessária para precipitar AgCl, a 25 °C ?

a) 1,0 x10^-10

b) 1,8 x10^-¹⁰

c) 1,0 x10^-⁷

d) 1,8 x10^-⁷

e) 1,0 x10^-3

Resolução

Para o AgCl teríamos a seguinte dissociação...

AgCl <=> Ag¹⁺ + Cl^1-

A expressão do produto de solubilidade seria dada por...

K_s=[Ag¹⁺] [Cl^1-]

Sabendo que para esta situação Ks = 1,8 x 10^-10 e que [Cl^1-] = 1,0 x10^-3 mol/L podemos calcular a mínima concentração de íons Ag¹⁺ que pode causar a precipitação de AgCl nesta solução.

K_s= [Ag¹⁺] [Cl^1-]

1,8 x 10^-10 = [Ag¹⁺] . 1,0 x10^-3

[Ag¹⁺] = 1,8 x 10^-10 / 1 x 10^-3

[Ag¹⁺] = 1,8 x 10^-⁷

A alternativa correta é a d.

Exemplo 3

(ITA) A massa molar do Mg(OH)₃ e seu produto de solubilidade em água é 4,6 x 10^-24 para 25 °C. Colocando excesso de hidróxido de magnésio sólido em contato com 1,0 litro de água pura, o máximo de Mg(OH)₂que irá se dissolver nesse volume de água, a 25 °C, será:

a) ³√4,6 x 10^-24/4 mol

b) ³√4,6 x 10^-24 mol

c) (³√4,6 x 10^-24 / 58,3) g

d) (4,6 x 10-²⁴ / 4) mol

e) (4,6 x10^-24 . 58,3 / 3) g

Resolução

A dissociação do Mg(OH)₂ é dada por...

Mg(OH)₂ <=> Mg²⁺ + 2 OH^1-

A expressão do produto de solubilidade será dada por...

Ks = [Mg²⁺] [OH^1-]²

Chamando a concentração de Mg²⁺ de x e reconhecendo que a concentração do OH^1- é o dobro da de Mg²⁺, podemos escrever...

4,6 x 10^-24 = x . (2 x)²

4,6 x 10^-24 = 4 x³

X³ = 4,6 x 10^-24 / 4

x = solubilidade do Mg²⁺ = solubilidade do Mg(OH)₂ = ³√4,6 x 10^-24/4 mol/ L

Como o volume de solução é um litro...

x = ³√4,6 x 10^-24/4 mol/ L . 1 L = ³√4,6 x 10^-24/4 mol

A alternativa correta é a letra a.

2012-09-14T12:16:00.001-07:00

Hidrólise Salina

é o processo químico em que ocorre a quebra de uma molécula por água. Tal processo pode ser observado tanto em compostos orgânicos como em compostos inorgânicos. A hidrólise salina é a reação entre um sal e a água, podendo provocar alterações de pH na solução final. O cátion ou ânion, ou mesmo os dois, de um sal, dissociados na solução aquosa, reagem com a água dando origem a soluções ácidas, básicas ou neutras, dependendo da força do ácido e da base dos quais o sal envolvido é proveniente. Em termos gerais, podemos dizer que na hidrólise salina ocorre o inverso do processo da reação de neutralização.

*Lembre-se: a molécula de água é composta por um cátion H+ e um ânion OH-. Quando ocorre hidrólise de cátion, são produzidos íons H+ e quando há hidrólise de ânions, são liberados íons OH-.

**Quando o ácido ou base são fortes, eles permanecem dissociados em íons.

• Sais de ácidos fortes e bases fracas
Somente o cátion do sal (proveniente de uma base) se hidroliza, ligando-se à hidroxila (OH-) liberada com a quebra da molécula de água. Dessa forma, o íon H+ ficará livre, dissociado, o que fará com que o pH da solução final fique ácido. Veja a reação de hidrólise do NH4Cl:

• Sais de ácidos fracos e bases fortes
Somente o ânion do sal (proveniente de um ácido) se hidroliza, liberando íons OH-, o que fará com que o pH da solução final fique básico. Veja a reação de hidrólise do Na2CO3:

• Sais de ácidos fracos e bases fracas
Tanto o cátion quanto o ânion sofrerão hidrólise. O pH da solução final dependerá da constante de ionização do ácido e da base formados. A solução será ligeiramente ácida se a constante de ionização do ácido for mais alta que a da base, se acontecer o contrário, a solução será ligeiramente básica. Caso as constantes de ionização do ácido e da base sejam equivalentes, a solução resultará neutra. Exemplo:

Sabendo-se que a constante de ionização do ácido HCN é 5.10-10 e a da base NH4OH é 2.10-5, pode-se concluir que a solução resultante é ligeiramente básica, já que a constante de ionização da base formada é mais alta que a do ácido.

• Sais de ácidos fortes e bases fortes
Neste caso, a hidrólise não ocorre, pois os cátions e ânions reagirão com a água formando os ácidos e bases originais, que, por serem fortes, se dissociarão novamente. Sendo assim, teremos todos os íons separados e a solução permanecerá neutra. Exemplo:

Química nossa de cada dia...

Os sais formados por um ácido e uma base fortes, bem como os formados por um ácido e uma base fracos, são usados para a formação soluções “tampão”, que são soluções que atenuam a variação do valor do pH, mantendo-o aproximadamente constante. Um dos sistemas tampões mais importante é o do sangue. O seu pH é de aproximadamente 7,4 e alterações nesse valor produzem efeitos na função celular. Um pH sanguíneo menor que 6,8 ou maior que 8 são mortais para o homem.

LIGAÇÃO QUÍMICA

2010-05-05T06:42:00.000-07:00

Ligação química

As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem moléculas, ou agregados cristalinos moleculares, ou ainda as estabelecidas entre íons que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de substâncias químicas. Para exemplificar podemos citar o alfabeto em que podemos juntar as letras para formar as palavras. Os átomos, comparando, seriam as letras e, as moléculas seriam as palavras. Na escrita não podemos simplesmente ir juntando as letras para a formação de palavras: aasc em português não tem significado (salvo se corresponder a uma sigla); porém se organizarmos essas letras teremos casa que já tem o seu significado. Assim como na escrita a união estabelecida entre átomos não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato, energia etc. As ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos (ligação iônica). Como exemplo NaCl (cloreto de sódio). Compostos iônicos conduzem electricidade no estado líquido ou dissolvido. Eles normalmente têm um alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição. Outro tipo de ligações químicas ocorre através do compartilhamento de elétrons: a ligação covalente. Como exemplo H₂O (água). Existe também a ligação metálica onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do metal saltam e passam a se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração entre os átomos do metal, neste caso, não há perda de elétrons.

Teoria do Octeto

Um grande número de elementos adquire estabilidade eletrônica quando seus átomos apresentam oito elétrons na sua camada mais externa. Existem exceções para essa teoria como o Hidrogênio (H) e o Hélio (He), onde ambos se estabilizam com dois elétrons na última camada, ainda temos o caso do átomo de carbono que é tetravalente (pode realizar quatro ligações), além dele todos os átomos que pertencem a família de número 14 da tabela periódica são tetravalentes e sendo assim encontram-se no eixo central dessa regra (Octeto), nesses casos os átomos optam (por assim dizer) por fazer 4 ligações sigmas (ligações simples) entre comuns átomos.

Ligações Iônicas ou Eletrovalente

Ligações Iônicas são um tipo de ligação química baseada na atração eletrostatica entre dois dedos carregados com cargas opostas. Na formação da ligação iônica, um metal tem uma grande tendência a perder elétron(s), formando um íon positivo ou cátion. Isso ocorre devido à baixa energia de ionização de um metal, isto é, é necessária pouca energia para remover um elétron de um metal. Simultaneamente, o átomo de um ametal (não-metal) possui uma grande tendência a ganhar elétron(s), formando um íon de carga negativa ou ânion. Isso ocorre devido à sua grande afinidade eletrônica. Sendo assim, os dois dedos formados, cátion e ânion, se atraem devido a forças eletrostáticas e formam a ligação iônica. Se estes processos estão interligados, ou seja, o(s) elétron(s) perdido(s) pelo metal é(são) ganho(s) pelo ametal, então, seria "como se fosse" que, na ligação iônica, houvesse a formação de íons devido à "transferência" de elétrons do metal para o ametal. Esta analogia simplista é muito utilizada no Ensino Médio, que destaca que a ligação iônica é a única em que ocorre a transferência de elétrons. A regra do octeto pode ser utilizada para explicar de forma símples o que ocorre na ligação iônica. Exemplo: Antes da formação da ligação iônica entre um átomo de sódio e cloro, as camadas eletrônicas se encontram da seguinte forma: ₁₁Na - K = 2; L = 8; M = 1₁₇Cl - K = 2; L = 8; M = 7 O sódio possui 1 elétron na última camada (camada M). Bastaria perder este elétron para que ele fique "estável" com 8 elétrons na 2ª camada (camada L). O cloro possui 7 elétrons na sua última camada (camada M). É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável, sendo isto o que acontece. Sendo assim, é interessante ao sódio doar 1 elétron e ao cloro receber 1 elétron. No esquema abaixo, está representado este processo, onde é mostrado apenas a camada de valência de cada átomo. Seria como se fosse que os átomos se aproximam e ocorre a transferência de elétron do sódio para o cloro: O resultado final da força de atração entre cátions e ânions é a formação de uma substância sólida, em condições ambientes (25 °C, 1 atm). Não existem moléculas nos sólidos iônicos. Em nível microscópico, a atração entre os íons acaba produzindo aglomerados com formas geométricas bem definidas, denominadas retículos cristalinos. No retículo cristalino cada cátion atrai simultaneamente vários ânions e vice-versa.

Características dos compostos iônicos

Apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes;
Possuem altos ponto de fusão e ponto de ebulição;
Conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água ou fundidos.

OBS.: O hidrogênio faz ligação iônica com metais também. Embora possua um elétron, não é metal, logo, não tende a perder esse elétron. Na verdade, o hidrogênio tende a receber um elétron ficando com configuração eletrônica igual à do gás hélio.Com a nova configuração eletrônica, o gás hidrogênio se torna um iôn. Sendo que o iôn ficara negativo.

Ligações Covalentes ou Moleculares

Ligação covalente ou molecunorris é aquela onde os átomos possuem a tendência de compartilhar os elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua camada mais instável. Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras, como o exemplo abaixo, do oxigênio. Ele necessita de dois elétrons para ficar estável e o H irá compartilhar seu elétron com o O. Sendo assim o O ainda necessita de um elétron para se estabilizar, então é preciso de mais um H e esse H compartilha seu elétron com o O, estabilizando-o. Sendo assim é formado uma molécula o H₂O.

OBS.: Ao compartilharem elétrons, os átomos podem originar uma ou mais substâncias simples diferentes. Esse fenômeno é denominado alotropia. Essa substâncias são chamadas de variedades alotrópicas. As variedades podem diferir entre si pelo número de átomos no retículo cristalino. Ex.: Carbono, Oxigênio, Enxofre, Fósforo.

Características dos compostos moleculares

Podem ser encontrados nos três estados físicos;
Apresentam ponto de fusão e ponto de ebulição menores que os compostos iônicos;
Quando puros, não conduzem eletricidade;
Quando no estado sólido podem apresentar dois tipos de retículos cristalinos (R. C. Moleculares, R. C. Covalente).

Ligações Covalentes Dativa ou Coordenada

Este tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos já atingiram a estabilidade com os oito ou dois elétrons na camada de valência. Sendo assim eles compartilham seus elétrons disponíveis, como se fosse um empréstimo para satisfazer a necessidade de elétrons do elemento com o qual está se ligando.

Ligação metálica

A ligação metálica ocorre entre metais, apenas entre cimento e cal, isto é, átomos de alta eletropositividade.
Num sólido, os átomos estão dispostos de maneira variada, mas sempre próximos uns aos outros, compondo um retículo cristalino. Enquanto certos corpos apresentam os elétrons bem presos aos átomos, em outros, algumas dessas partículas permanecem com certa liberdade de se movimentarem no cristal. É o que diferencia, em termos de condutibilidade elétrica, os corpos condutores dos isolantes. Nos corpos condutores, muitos dos elétrons se movimentam livremente no cristal, de forma desordenada, isto é, em todas as direções. E, justamente por ser caótico, esse movimento não resulta em qualquer deslocamento de carga de um lado a outro do cristal. Aquecendo-se a ponta de uma barra de metal, coloca-se em agitação os átomos que a formam e os que lhe estão próximos. Os elétrons aumentam suas oscilações e a energia se propaga aos átomos mais internos. Neste tipo de cristal os elétrons livres servem de meio de propagação do calor - chocam-se com os átomos mais velozes, aceleram-se e vão aumentar a oscilação dos mais lentos. A possibilidade de melhor condutividade térmica, portanto, depende da presença de elétrons livres no cristal. Estudando-se o fenômeno da condutibilidade elétrica, nota-se que, quando é aplicada uma diferença de potencial, por meio de uma fonte elétrica às paredes de um cristal metálico, os elétrons livres adquirem um movimento ordenado: passam a mover-se do pólo negativo para o pólo positivo, formando um fluxo eletrônico orientado na superfície do metal, pois como se trabalha com cargas de mesmo sinal, estas procuram a maior distância possível entre elas. Quanto mais elétrons livres no condutor, melhor a condução se dá. Os átomos de um metal têm grande tendência a perder elétrons da última camada e transformar-se em cátions. Esses elétrons, entretanto, são simultaneamente atraídos por outros íons, que então o perdem novamente e assim por diante. Por isso, apesar de predominarem íons positivos e elétrons livres, diz-se que os átomos de um metal são eletricamente neutros. Os átomos mantêm-se no interior da rede não só por implicações geométricas, mas também por apresentarem um tipo peculiar de ligação química, denominada ligação metálica. A união dos átomos que ocupam os “nós” de uma rede cristalina dá-se por meio dos elétrons de valência que compartilham (os situados em camadas eletrônicas não são completamente cheias). A disposição resultante é a de uma malha formada por íons positivos e uma nuvem eletrônica.

Teoria da nuvem eletrônica

Segundo essa teoria, alguns átomos do metal "perdem" ou "soltam" elétrons de suas últimas camadas; esses elétrons ficam "passeando" entre os átomos dos metais e funcionam como uma "cola" que os mantém unidos. Existe uma força de atração entre os elétrons livres que movimentam-se pelo metal e os cátions fixos.

Propriedade dos metais

Brilho metálico característico;
Resistência à tração;
Condutibilidade elétrica e térmica elevadas;
Alta densidade;
Maleabilidade(se deixarem reduzir à chapas e lâminas finas);
Ductilidade(se deixarem transformar em fios);
Ponto de fusão e ebulição elevados

PROPRIEDADES PERIÓDICAS

2010-05-05T06:28:00.000-07:00

Propriedades periódicas

As propriedades periódicas são características ou tendências que certos elementos químicos podem relevar segundo a sua posição na tabela periódica, entre elas, destacam-se:

Raio atómico

O raio atômico é a distância entre o centro de um átomo e os limites da sua eletrosfera. Ao contrário do que se poderia pensar, o raio atômico não depende apenas do peso do átomo e/ou da quantidade de elétrons presentes na eletrosfera. É também fortemente afetado pela eletronegatividade cada elemento.

Nas Familias: O raio atômico aumenta de cima para baixo

Nos Periodos: O raio atômico aumenta da direita para a esquerda

Potencial de ionização

Segundo Mahan, Bruce M.; et. al. " … as primeiras energias de ionização I₁ … são iguais às energias mínimas necessárias para provocar a seguinte transformação:

$M (g) - - > M + (g) + e - (g)$ ".

A primeira energia de ionização corresponde portanto à mínima energia necessária para se transformar o átomo M de um dado elemento químico no estado gasoso em seu correspondente cátion monovalente, ficando o elétron removido a uma distância tal do cátion que o torne completamente livre da atração eletrostática deste cátion, ou em termos mais específicos, com energia mecânica total nula.
Em verdade podem ser retirados um ou mais elétron de um átomo, o que origina uma sequência de energias de ionização. A definição da segunda energia de ionização nos leva à energia mínima necessária para transformar um cátion monovalente do elemento M em seu correspondente cátion divalente:

$M + (g) - - > M + + (g) + e - (g)$

e para as demais energias de ionização deve-se seguir o mesmo algorítmo.
As energias de ionização podem ser medida em elétron-volts [eV] ou em (quilo)joules por mol [(K)J/mol], e tem-se abaixo um exemplo com base no alumínio onde a medida desta energia encontra-se expressa em quilojoules por mol (KJ/mol).

1º Potencial de ionização do Al (I₁):

Al_(g) (+ I₁) Al⁺_(g) + e^- ⇒ I₁ = 577,5 KJ/mol

2º Potencial de ionização do Al (I₂):

Al⁺_(g) (+ I₂) Al²⁺_(g) + e^- ⇒ I₂ = 1816,7 KJ/mol

3º Potencial de ionização do Al (I₃):

Al²⁺_(g) (+ I₃) Al³⁺_(g) + e^- ⇒ I₃ = 2744,8 KJ/mol

A cada novo elétron retirado do átomo (ou cátion) maior torna-se a energia de ionização subsequente. Isso ocorre devido o aumento da sua carga efetiva do cátion uma vez que a remoção de um elétron implica agor a ausência da blindagem nuclear antes promovida pelo mesmo, e de forma mais evidente percebe-se que é mais fácil retirar um elétron de um átomo neutro do que de um íon positivo já que quanto maior a distância entre o núcleo e o elétron menor é a força de atração (e menor é a energia potencial elétrica) entre eles.
Numa tabela periódica as primeiras energias de ionização tendem a crescer nos:

Períodos, da esquerda para a direita. Nesse sentido aumenta a carga nuclear (número atômico) dos átomos, portanto, aumenta a atração do núcleo sobre os elétrons.
Grupos de baixo para cima. Nesse sentido diminui o tamanho do átomo, aumentando a atração nuclear sobre os elétrons.

Eletronegatividade

Ao se considerar as ligações químicas entre dois ou mais elementos as ligações iônicas e covalentes figuram como dois casos limítrofes, das quais apenas a segunda pode ocorrer em sólidos compostos por átomos de um único elemento (a ligação metálica em sólidos elementares figura então como um caso especial de ligação covalente).

Nas Familias: A eletronegatividade aumenta de baixo para cima, ou seja, é o inverso do raio atômico

Nos Periodos: A eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita, ou seja, é o inverso do raio atômico

Afinidade eletrônica

A afinidade eletrônica, A, é a quantidade mínima de energia necessária para remover um elétron de um ânion, para gerar um átomo neutro.".

A energia liberada é diretamente proporcional à energia potencial elétrica associada ao átomo e ao elétron admitido, e mostra-se inversamente proporcional ao raio atômico. Nas famílias da tabela periódica a afinidade eletrônica aumenta em módulo conforme diminui o número de camadas, ou seja, de baixo para cima. No período, a afinidade eletrônica aumenta, em módulo, conforme o número atômico aumenta: da esquerda para a direita.

Eletropositividade

A eletropositividade, também denominada de caráter metálico, é uma propriedade periódica que relaciona a tendência de um átomo de perder elétrons. Opõe-se à eletronegatividade.^[2]
Os valores da eletropositivade são determinados quando os átomos estão combinados. Por isso, para os gases nobres, que em condições normais são inertes, não apresentam valor de eletropositividade.
A eletropositividade de um átomo está intimamente relacionada com o seu raio atómico. Assim:

Quanto menor o raio atómico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron que vai adquirir, portanto menor a sua eletropositividade. Como consequência, esta propriedade tende a crescer na tabela periódica:

Nos períodos: a eletropositividade cresce da direita para a esquerda,

Nas famílias: a eletropositividade cresce de cima para baixo.

Concluindo-se que o elemento mais eletropositivo da tabela é o frâncio.

TABELA PERIÓDICA

2010-04-25T18:20:00.000-07:00

HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA

A tabela periódica dos elementos químicos é conhecida como uma ótima fonte de informação quando se deseja saber características sobre os elementos, como: verificar quais são metais, quais os mais densos, os mais pesados ou reativos. Entretanto, a tabela periódica nem sempre foi assim, organizada e completa: dispor os elementos obedecendo as suas semelhanças já foi motivo de muita discussão e estudo científico, e, embora a tabela atual seja mais eficiente, sua formação é derivada de tantas outras mais primitivas.

Classificação de Döbereiner – Lei das Tríades (1817)

Johann W. Döbereiner (1780-1849), cientista alemão, observou que muitos elementos podiam ser agrupados três a três (tríades) de acordo a certas semelhanças com as massas atômicas:

Proximidade
Fe = 56u
Co = 59u
Ni = 58u
Como se pode perceber, o Ferro, o Cobalto e o Níquel possuem massas atômicas muito próximas.
Diferença comum
Li = 7u
Na = 23u
K = 39u
Observe que, a diferença entre as massas dos elementos consecutivos na ordem crescente é igual a 16. De fato: 23 – 7 = 16; 39 – 23 = 16.
Média aritmética
Ca = 40u
Sr = 88u
Ba = 137u
Efetuando-se a média aritmética entre as massas do Cálcio e do Bário obtém-se a massa atômica aproximada do Estrôncio: 137+40 = 177; 177/2 = 88,5.

Classificação de Chancourtois – Parafuso Telúrico (1862)

Alexander Béguyer de Chancourtois (1820-1886), químico inglês, organizou os elementos da seguinte forma: inicialmente, dividiu a superfície de um cilindro em 16 colunas e inúmeras horizontais; atribuiu ao oxigênio a massa 16u; traçou uma linha helicoidal que começava pelo oxigênio (ponto 0) e terminava no décimo sexto elemento mais pesado, até onde a linha alcançava. Repetiu esse procedimento até que todos os elementos fossem alocados nas linhas divisórias.

Classificação de Newlands – Lei das Oitavas (1864)

John A. R. Newlands (1838-1898), professor de química e industrial inglês, idealizou a classificação dos elementos pela ordem crescente de massa atômica, em grupos de 7 e dispostos lado a lado. Logo percebeu que as propriedades químicas eram semelhantes ao primeiro e oitavo elementos – a contar da esquerda para a direita -, como as notas musicais que se repetem a cada oitava.

O Fracasso das classificações antigas e o modelo atual

Apesar de promissoras, os modelos antigos de classificação dos elementos apresentaram muitas incompatibilidades:

Lei das Tríades
Esse método de distribuição foi considerado ineficaz porque era muito restrito e só atendia a alguns elementos.
Parafuso Telúrico
A aceitação desse método foi pequena, pois os valores das massas atômicas eram, muitas vezes, errôneos e imprecisos.
Lei das Oitavas
Esse modelo também foi banido por apresentar problemas, novamente, com os valores das massas atômicas. Ou seja, alguns elementos estavam em lugares errados: o cloro e o flúor, por exemplo, não possuem características semelhantes ao Cobalto ou ao Níquel.

Apesar de fracassados, esses modelos contribuíram para o constante aperfeiçoamento sobre a classificação dos elementos químicos.
Dois cientistas trabalharam isoladamente um do outro, mas chegaram a resultados parecidos, foram eles: Julius Lothar Meyer (1830-1895) e Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907), sendo o trabalho de Mendeleev mais ousado.
Mendeleev apresentou seu modelo de classificação dos elementos à real Sociedade Russa de Química, onde obteve grande aceitação. A sua teoria pode ser confirmada com algumas observações suas:

“Os elementos, se dispostos de acordo com as massas atômicas, revelam evidente periodicidade de propriedades;
Devemos esperar a descoberta de muitos elementos ainda desconhecidos; por exemplo, elementos análogos ao alumínio (eka-Alumínio) e ao silício (exa-Silício), cujas massas atômicas ficariam compreendidas entre 65 e 75”

Ou seja, Mendeleev afirmava que as propriedades dos elementos são uma função periódica de suas massas atômicas.
A tabela periódica atual não é uma cópia fiel da tabela de Mendeleev: é mais aperfeiçoada. Não pela aparição de elementos que ocupam os espaços vazios destinados a eles, mas por causa de um conceito estabelecido em 1913: o número atômico.
Henry G. L. Moseley definiu que a verdadeira identidade de um elemento não está relacionada diretamente com a massa dele, mas com a carga nuclear do átomo que o representa. Assim, modificou levemente a tabela proposta por Mendeleev, permanecendo sua essência até hoje.

REAÇÕES ORGÂNICAS

2010-04-12T17:27:00.000-07:00

Reações orgânicas são reações químicas envolvendo compostos orgânicos. Os tipos básicos de reações da química orgânica são reações de adição, reações de eliminação, reações de substituição, reações pericíclicas, reações de rearranjo ou transposição e reações redox. Em síntese orgânica, reações orgânicas são usadas na construção de novas moléculas orgânicas. A produção de muitas substâncias pelo homem, tal como drogas, plásticos, a fabricação depende de reações orgânicas. As mais antigas reações orgânicas são a combustão de combustíveis orgânicos e a saponificação de gorduras para fazer sabão. A moderna química orgânica inicia com a síntese de Wöhler em 1828. Na história do Prêmio Nobel de Química tem havido premiados pela invenção de reações orgânicas específicas tais como a reação de Grignard em 1912, a reação de Diels-Alder em 1950, a reação de Wittig em 1979 e a metátese de olefina em 2005.

Classificações

A química orgânica tem uma forte tradição de nomear uma reação específica em função do seu inventor ou inventores colaboradores e uma longa lista de assim chamadas reações nomeadas existe, conservadoramente estimadas em 1000. Um antiga reação nomeada é o rearranjo de Claisen (1912) e uma recente é a reação de Bingel (1993). Quando a reação nomeada é difícil de se pronunciar ou muito longa como a reação de Corey-House-Posner-Whitesides ajuda usar uma abreviaçao como na reação CBS. O número de reações apresentadas no atual processo é muito menor, por exemplo a reação ene ou reação aldólica. Outra abordagem para reações orgânicas é por tipo de reagente orgânico, muitos deles inorgânicos, requeridos em uma transformação específica. Os principais tipos são agentes oxidantes tal como tetróxido de ósmio, agentes redutores tais como hidreto de lítio e alumínio, bases tais como diisopropilamida de lítio e ácidos tais como o ácido sulfúrico.

Fundamentos

Os fatores que envolvem as reações orgânicas são essencialmente os mesmos de qualquer reação química. Fatores específicos para as reações químicas são aqueles que determinam a estabilidade de reagentes e produtos tais como conjugação, hiperconjugação e aromacidade e a presença e estabilidade de reativos intermediários tais como radicais livres, carbocátions e carbânions. Um composto orgânico pode cosistir de muitos isômeros. Seletividade em termos de regioseletividade, diastereoseletividade e enantioseletividade é consequentemente um importante critério para muitas reções orgânicas. A estereoquímica de reações pericíclicas é governada pelas regras de Woodward-Hoffmann e as muitas reações de eliminação pela regra de Zaitsev. Reações orgãnicas são importntes na produção de fármacos. Em uma revisão de 2006 estimou-se que 20% das conversões envolvendo alquilações sobre átomos de nitrogênio e oxigênio, outras 20% envolvendo colocação e remoção de grupos protetivos, 11% envolvendo formação de novas ligações carbono-carbono e 10% envolvendo interconversões sobre grupos funcionais.

Reações orgânicas por mecanismos

Não há limite para o número de reações orgãnicas possíveis e mecanismos. Entretanto, certos padrões são observado que podem ser usados para descrever muitas reaçõs comuns e úteis. Cada reação tem uma passo principal mecanismo de reação que explica como ela acontece, através desta detalha descriçao de passos não é sempre clara de uma lista de reagentes isolados. Reações orgânicas podem ser organizadas em diversos tipos básicos. Algumas reações são classificáveis em mais de uma categoria. Por exemplo, algumas reações de substituição seguem uma marcha de adição-eliminação. Esta relação geral não pretende incluir cada reação orgânica. Entretanto, pretende-se cobrir as reações básicas.

Reações de adição incluem reações tais como halogenação, hidro-halogenação e hidratação. As principais reações de adição são:

Reações de eliminação incluem processos tais como desidratação e são encontradas seguindo mecanismos de reação E1, E2 ou E1cB

reações de substituição são divididas em:

Substituição nucleofílica alifática com mecanismos de reação S_N1, S_N2 e S_Ni
Substituição nucleofílica aromática ou NAS
Substituição nucleofílica acílica
Substituição eletrofílica ou ES
Substituição eletrofílica aromática ou EAS
Substituição radical ou RS

Reações orgânicas redox são reações redox específicas para compostos orgânicos e são muito comuns.

Adição eletrofílica

Intermediário π de 2-elétrons-3-centros em uma adição eletrofílica a ligação dupla carbono-carbono

Intermediário σ de 2-elétrons-2-centros na adição eletrofílica de um íon H⁺ a dupla ligação carbono-carbono

Em mecanismos de reação em química orgânica, uma reação de adição eletrofílica (A_Ex ou Ad_Ex) é uma reação de adição onde em um composto químico, o substrato da reação, se perde um ligação pi para permitir a formação de duas novas ligações sigma. Nas reações de adição eletrofílica, os substratos mais comuns tem ligações duplas ou ligações triplas carbono-carbono.

Y-Z + C=C → Y-C-C-Z

Adição nucleofílica

Adição nucleofílica é uma reação química, que ocorre em compostos carbonilados, onde ocorre a molécula com elétrons sobrando é ligada a uma parte pobre em elétrons (positiva) da molécula.

Reação de substituição

Numa reação de substituição, um grupo funcional numa molécula é substituído por outro. Em química orgânica, as reações de substituição são de grande importância. O conhecimento pormenorizado dos vários tipos de substituição possíveis permite prever o resultado de uma reação química, assim como escolher a temperatura e o solvente correctos para a sua ocorrência. Essas reações podem ocorrer de diversas maneiras, mas os tipos mais comuns são halogenação, sulfonação, nitração, alquilação e a acilação.

Substituição nucleofílica

Em química, uma sustituição nucleofílica ou nucleófila é um tipo de reação de substituição na que um nucleófilo, "rico em elétrons", substitui em uma posição eletrófila, "pobre em elétrons", de uma molécula a um átomo ou grupo, denominados grupo lábil. É um tipo de reação fundamental em química orgânica, onde a reação se produz sobre um carbono eletrófilo. Ainda que reações de substituição nucleofílica também podem ter lugar sobre compostos inorgânicos covalentes. Se ignoramos as cargas formais, em química orgânica a reação geral de substituição nucleofílica consiste em:

Nu: + R-L → R-Nu + L:

O nucléofilo Nu, mediante seu par de elétrons (:), substitui no substrato R-L, onde R é o eletrófilo, ao grupo saliente L, o qual leva consigo um par de elétrons. O nucléofilo pode ser uma espécie neutra ou um ânion, ainda que o substrato pode ser neutro ou têm carga positiva.
Um exemplo de substituição nucleófila é a hidrólise de um brometo de alquilo, R-Br, sob condições alcalinas, onde o nucleófilo é o OH⁻ e o grupo saliente é o Br⁻.

R-Br + OH⁻ → R-OH + Br⁻

As reações de substituição nucleofílica são frequentes em química orgânica, e podem ser categorizadas de forma geral segundo tenham lugar sobre um carbono saturado ou sobre um carbono aromático ou insaturado.

Substituições nucleófilas sobre carbonos saturados

Reações S_N2 e S_N1

Ao estudar-se as reações de substituição nucleófila em haletos de alquila e compostos relacionados se observou que tinham lugar dois tipos de mecanismo de reação. Os dois mecanismos são o S_N1 e o S_N2, onde S significa substituição, N simboliza nucleófilo e o número representa a ordem de reação. A reação S_N2 (substituição nucleófila bimolecular) tem lugar em uma única etapa na que a adição do nucléofilo e a eliminação do grupo saliente se produz simultaneamente. Portanto é uma reação concertada. A S_N2 é favorecida quando a posição do átomo de carbono eletrófilo é facilmente acessível ao nucleófilo. Por outro lado a reação S_N1 (substituição nucleófila unimolecular) implica duas etapas. Na primeira tem lugar a saída do grupo saliente e a formação do intermediário carbocátion (etapa determinante da velocidade) e, na continuação, na segunda, o nucleófilo se une a este. A S_N1 tende a ser importante quando o átomo de carbono do substrato está rodeado de grupos volumosos, devido tanto a que tais grupos interferem estericamente com a reação S_N2 como a que os carbonos mais substituídos formam carbocátions mais estáveis.

Reações de substituições nucleófilas

Existem muitas reações em química orgânica que implicam neste tipo de mecanismos. Exemplos habituais incluem:

Reduções orgânicas com hidretos, por exemplo:

R-X → R-H usando LiAlH₄ (S_N2)

Reações de hidrólises tais como:

R-Br + OH⁻ → R-OH + Br⁻ (S_N2) ou

R-Br + H₂O → R-OH + HBr (S_N1)

Síntese de éteres:

R-Br + ⁻OR' → R-OR' + Br⁻ (S_N2)

Substituições nucleófilas sobre carbonos insaturados

A substituição nucleófila via mecanismos S_N1 ou S_N2 não tem lugar com haletos de arilo ou vinilo, ou compostos relacionados. Sob certas condições podem chegar a produzir-se substituições nucleófilas através de outros mecanismos (ver substituição nucleofílica aromática). Quando a substituição ocorre no grupo carbonilo, o grupo acilo sofre o que se conhece como uma substituição nucleofílica acílica. Este é o modo normal de substituição com derivados de ácido carboxílico tais como haletos de acilo, anidridos carboxílicos, ésteres ou amidas.

Substituição nucleofílica aromática

Uma substituição nucleofílica aromática é um tipo de reação de substituição nucleofílica na qual o nucleófilo desloca a um grupo lábil, como um haleto, em um anel aromático.

Substituição nucleofílica acílica

A substituição nucleofílica acílica consiste em uma reação de substituição nucleofílica sobre a posição carbonílica de um composto acílico por parte de um nucleófilo. Os compostos acílicos são derivados de ácidos carboxílicos, o que incluem ésteres, amidas, anidridos carboxílicos e haletos de acilo. Os nucleófilos, nesta reação, incluem, por exemplo, reativos aniônicos como alcóxidos e enolatos ou bases como as aminas.

Substituição eletrofílica

Reações de substituição eletrofílica são reações químicas nas quais um eletrófilo substitui outro grupo, tipicamente mas não sempre hidrogênio. A substituição eletrofílica é característica dos compostos aromáticos. A substituição eletrofílica aromática é um importante meio de introdução de grupos funcionais em anéis de benzeno. A outra reação similar principal é a substituição eletrofílica alifática.

Substituição eletrofílica aromática

As mais importantes das reações deste tipo são as nitrações, halogenações, sulfonações aromáticas e as acilações e alquilações pelas reações de Friedel-Crafts.

Substituição eletrofílica alifática

Em substituição eletrofílica em compostos alifáticos, um eletrófilo substitui um grupo funcional. Esta reação é similar a substituição nucleofílica alifática onde o reactante é um nucleófilo mais que um eletrófilo. Os dois mecanismos de reação eletrofílica, S_E1 e S_E2 (Substituição Eletrofílica), são também similares à contrapartes nucleófilas [[S_N1|SN1]] e [[S_N2|SN2]]. No curso S_E1 de ação o substrato primeiro se ioniza em um carbânion e um resíduo orgânico positivamente carregado. O carbânion então facilmente recombina-se com o eletrófilo. O mecanismo de reação S_E2 tem um único estado de transição no qual a antiga ligação e a recentemente formada estão ambas presentes.

Nitração

A nitração é a introdução irreversível de um ou mais grupo nitro (NO₂) em uma molécula orgânica. O grupo nitro pode atacar um carbono para formar um nitrocomposto (alifático ou aromático), um oxigênio para formar éster nitrado ou um nitrogênio para obter N-nitro compostos.
O sistema ácidosulfúrico/ácido nítrico, denominado mistura sulfonítrica, é o reagente mais comum em nitração. Por exemplo, a nitração da glicerina seria da seguinte maneira: Aquecer o ácido sulfúrico ( catalizador da reação ) juntamente com o composto que se quer nitrar, por exemplo, glicerina (para formar nitroglicerina). Após acrescenta-se lentamente, por gotejamento, o ácido nítrico.
A nitração aromática consiste na substituição de um hidrogênio do anel aromático pelo NO₂, oriundo do ácido nítrico.
As etapas de nitração do benzeno são:
(1) 2H₂SO₄ + HNO₃ → 2HSO₄^1- + NO₂⁺ + H₃O⁺
(2) C₆H₆ + NO₂⁺ → C₆H₅NO₂ + H⁺
(3) H⁺ + H₃O⁺ + 2HSO₄^1- → H₂O + 2H₂SO₄

Características da nitração

Temperatura: Processos de nitração na grande maioria são reações exotérmicas e a temperatura influencia diretamente o curso da reação. Ao elevar a temperatura aumenta-se o grau de nitração, obtendo maior quantidade de produto nitrado, principalmente compostos supernitrados.

Agitação: A reação de nitração pode ocorrer tanto na fase aquosa como na fase orgânica. Com agitação é possível que cada fase esteja sempre saturada pela outra, e, nestas condições, a velocidade de reação em cada fase é constante.

Solubilidade: A medida em que se aumenta a temperatura, cresce a solubilidade dos nitrocompostos no ácido sulfúrico, e esta diminui com a diluição do ácido.

Sulfonação aromática

Sulfonação aromática é uma reação orgânica na qual um átomo de hidrogênio em um areno é substituído por um grupo funcional ácido sulfônico em uma substituição eletrofílica aromática.

Os arenos (anéis aromáticos), sofrem reação de sulfonação pela reação com o ácido sulfúrico em alguns casos a frio e noutros a quente, com ácido sulfúrico fumegante, uma mistura de H₂SO₄ e SO₃. O eletrófilo reativo pode ser tanto o o SO₃ quanto o HSO₃⁺ formado pelo equilíbrio:

Este poderá absorver água e formar HSO₃⁺ eletrofílico. Tal reagente sulfonador específico depende das condições de reação. A reação de sulfonação também ocorre por um mecanismo de várias etapas similares as reações de nitração e bromação. É de se observar, entretanto, que a reação de sulfonação é reversível, dependendo das condições da reação. A sulfonação é favorecida na presença de ácidos fortes, mas a dessulfonação é favorecida em solução ácida diluída e a quente.

Aplicações

Ácidos sulfônicos aromáticos são intermediários na preparação de corantes e muitos fármacos.
A sulfonação de anilina produz ácido p-aminobenzenosulfônico ou ácido sulfanílico o qual é um zwitterion com um incomum ponto de fusão alto. A amida deste composto e compostos relacionados formam um grande grupo de medicamentos chamados sulfas. As sulfonações pode ser feitas desde anéis benzênicos simples, como do tolueno produzindo o ácido toluenossulfônico, até polímeros incluindo múltiplos anéis benzênicos, como a sulfonação de poliestireno pode ser usada para preparar o poliestireno sulfonato de sódio.

Reação de Friedel-Crafts

As reações de Friedel-Crafts (que podem ser alquilação de Friedel-Crafts ou acilação de Friedel-Crafts, conforme o tipo) são um conjunto de reações de substituicão eletrófila aromática descobertas no ano de 1877 pelo químico francês Charles Friedel e pelo químico norte-americano James M. Crafts.
Tanto a acilação como a alquilação de Friedel-Crafts envolvem o uso do cloreto de alumínio (AlCl₃) (e mais raramente do cloreto de ferro III (FeCl₃) como ativador do eletrófilo. No caso da alquilação, o eletrófilo é um carbocátion (R+). No primeiro passo, o carbocátion é formado pela reação de um cloreto de alquila com o ácido de Lewis. Outros haletos de alquila, como brometos, fluoretos ou iodetos, também podem ser utilizados. Haletos de vinila ou de arila não funcionam, pois seus carbocátions são muito instáveis.
O produto da reação - um alquilbenzeno - é mais reativo do que o próprio benzeno. Para evitar a alquilação de um benzeno já alquilado, então, utiliza-se um excesso de benzeno na reação. Neste caso, o carbocátion tem mais chance de encontrar uma molécula de benzeno não-substituído, e formam-se, preferencialmente, apenas benzenos mono-substituídos.

Alquilação de Friedel-Crafts

Exemplo de alquilação de Friedel-Crafts.

Acilação de Friedel-Crafts

Exemplo de acilação de Friedel-Crafts. Ainda que não apareça, requer tratamento aquoso final.

Oxidação

Oxidação de álcoois

A oxidação de álcoois fornece ácidos orgânicos quando se trata de álcoois primários, cetonas quando são oxidados álcoois secundários e álcoois terciários não se oxidam. Pode-se também oxidar um álcool primário a aldeído usando-se cloro-cromato de piridina (PCC). Em laboratórios os agentes oxidantes mais utilizados são o KMnO₄ e o K₂Cr₂O₇.

Oxidação de álcoois primários

Em contato com agentes oxidantes, os álcoois primários reagem (oxidam) formando primeiro um aldeído e então, com o aldeído sendo oxidado, um ácido carboxílico. Quando o produto da oxidação de um álcool primário é um aldeído ela é chamada normalmente de oxidação branda; por sua vez, quando o produto é um ácido carboxílico é chamada normalmente de oxidação enérgica, porém esses nomes podem variar. A oxidação de um álcool a aldeído ou cetona é também chamada de desidrogenação (ou seja, perda de hidrogênio).
Observe o exemplo abaixo:

O símbolo [O] significa oxidação.
A flecha apotando para baixo com o H₂O na ponta indica a água que foi produto da reação, ou seja, a reação também gerou água que foi retirada.

No esquema os hidrogênios em vermelho reagiram com o oxigênio do agente oxidante formando a água que foi retirada. Portanto, diz-se que a oxidação é um processo de "retirada de hidrogênio".
Chamamos o processo inverso da oxidação de redução e é representado por [H]. Sendo assim, a redução de um ácido carboxílico gerará um aldeído e a redução deste gerará um álcoois primários. (Veja o esquema geral logo abaixo.)
Resumindo temos que a oxidação branda de um álcoois primários gerará um aldeído e a oxidação energica do mesmo gerará um ácido carboxílico.

Esquema Geral

Oxidação de álcoois secundários

Os álcoois secundários, diferente dos primários, são oxidados de apenas uma forma gerando sempre como produto uma cetona.
Veja este exemplo:

Oxidação de álcoois terciários

Não ocorre a oxidação de álcoois terciários (exceto em uma reação de combustão total).

Oxidação de Alcenos

Os alcenos também sofrem reações de oxidação que acontecem de três formas: oxidação branda, oxidação energética e ozonólise.

Oxidação branda

A oxidação branda (também conhecida como hidroxilação do alceno), é uma reação feita com agente oxidante que causa uma quebra na dupla ligação do alceno e a entrada de duas hidroxilas (OH) formando assim um diálcool. Um agente oxidante muito usado neste caso é o permanganato de potássio (KMnO₄).
Veja o exemplo abaixo:

Oxidação enérgica

Na oxidação enérgica, o agente oxidante "quebra" a molécula na dupla ligação e caso se forme um aldeído ele é oxidado a ácido carboxílico. Os agentes oxidantes mais comuns nesse caso são o dicromato de potássio (K₂Cr₂O₇) e o permanganato de potássio (KMnO₄).
Veja o exemplo abaixo:

Observação:

Sempre que um composto que tem a dupla ligação na ponta da cadeia sofre oxidação enérgica um dos produtos que se formam é o ácido carbônico (H₂CO₃) que por ser um ácido instável transforma-se em gás carbônico (CO₂) e água (H₂O).

Ozonólise

A ozonólise é a quebra de um alceno causada pelo ozônio O₃ gerando como produtos uma cetona e/ou um aldeído. Esta reação deve ser realizada na presença de água e de pó de zinco. A molécula do alceno é quebrada na dupla ligação e dois átomos de oxigênio (O) se adicionam.
Veja o exemplo abaixo:

O peróxido de hidrogênio (H₂O₂) é destruido pelo pó de zinco para que não reaja com o aldeído, formando hidróxido de zinco.

ISOMERIA

2010-04-12T16:35:00.000-07:00

Isomeria plana

Isomeria é uma palavra criada por Berzelius em 1830. Ela vem do grego e significa "mesma composição" (iso = mesma(s); meros = partes). A Isomeria é um fenômeno muito comum e seu estudo dá-nos uma pálida idéia da imensa variedade e complexidade presentes na natureza. No caso de moléculas orgânicas, esta diversidade é possibilitada pela capacidade que o carbono tem de formar longas cadeias estáveis e as múltiplas combinações que sua tetravalência proporciona. Abreviadamente, a isomeria é o fenômeno pelo qual duas substâncias compartilham a mesma fórmula molecular (isto é, tantos átomos disso, tantos átomos daquilo), mas apresentam estruturas diferentes, ou seja, a forma como os mesmos átomos arranjam-se no espaço tri-dimensional é diferente em cada caso. A Isomeria é dividida, para fins de estudo, em duas categorias: Plana e Espacial. A Isomeria Plana, ao contrário da Isomeria Espacial, é facilmente verificável através da representação plana (fórmula estrutural plana) das moléculas das diferentes substâncias.
Dados dois compostos, para verificar-se o tipo de isomeria plana (são vários), que pode ocorrer entre eles, exige um certo cuidado. Caso as perguntas certas não sejam feitas na seqüência certa, erros podem ser cometidos. Além disto, são necessários bons conhecimentos de funções orgânicas (álcool, cetona, amina, etc.) e de classificação de cadeias carbônicas (aberta ou fechada, homogênea ou heterogênea etc.).

Isomeria Plana de Função

Os isômeros pertencem à funções diferentes
Ex:

H₃C - CH₂ - OH, o mesmo que C₂H₆O → Álcool

H₃C - O - CH₃, o mesmo que C₂H₆0 → Éter

CH₃ - C - CH₃, o mesmo que C₃H₆0 → Cetona
         ||
         O
                 O
                //
   CH₃ - CH₂ - C, o mesmo que C₃H₆0 → Aldeído
                \
                 H

Isomeria Plana de Cadeias

Isômeros pertencem à mesma função, mas apresentam diferentes tipos de cadeia
Ex:

CH₂ = CH - CH₃, o mesmo que C₃H₆

CH₂
       /     \, o mesmo que C₃H₆
      CH₂ - CH₂

H₃C - CH - CH₃
         |, o mesmo que C₄H₁₀
        CH₃

H₃C - CH₂ - CH₂ - CH₃, o mesmo que C₄H₁₀

Isomeria Plana de Posição

Os Isômeros pertencem à mesma função e têm o mesmo tipo de cadeia, mas apresentam diferença na posição de um grupo funcional, de uma ramificação ou insaturação.
Ex:

Propan-1-ol (Nomenclatura oficial da IUPAC)
                  OH
      (3)   (2)    |
      CH₃ - CH₂ - CH₂, o mesmo que C₃H₈O
                  (1)

Propan-2-ol (Nomenclatura oficial da IUPAC)
           OH
      (1)   |   (3)
     CH₃ - CH - CH₃, o mesmo que C₃H₈O
           (2)

H₃C - CH = CH - CH₃, o mesmo que C₄H₈

H₂C = CH - CH₂ - CH₃, o mesmo que C₄H₈

Isomeria de Compensação ou Metameria

Os isômeros pertencem à mesma função e apresentam o mesmo tipo de cadeia, mas existe a diferença na posição de um heteroátomo.
Ex:

O
         ||
   CH₃ - C - O - CH₂ - CH₃                              => ÉSTER

O
   ||
   CH - O - CH₂ - CH₂ - CH₃                             => ÉSTER

CH₃ - CH₂ - NH - CH₂ - CH₃, o mesmo que C₄H₁₁N       => AMINA

CH₃ - NH - CH₂ - CH₂ - CH₃, o mesmo que C₄H₁₁N       => AMINA

Isomeria Dinâmica ou Tautomeria

Caso particular da isomeria de função, no qual os isômeros coexistem em equilíbrio dinâmico em solução.

Os principais casos da tautomeria (tautos = dois de si mesmo) envolvem compostos carbonílicos.
Ao preparar uma solução de aldeído acético, uma pequena parte se transforma em etanol, o qual, por sua vez, regenera o aldeído, estabelecendo um equilíbrio químico em que o aldeído, por mais estável, está presente em menor concentração.

Isomeria espacial

Na isomeria espacial ou estereoisomerismo os isômeros espaciais possuem a mesma fórmula molecular e também a mesma fórmula estrutural plana, diferenciando apenas nas fórmulas estruturais espaciais.
Duas substâncias relacionadas através de uma isomeria espacial são chamadas de estereoisómeros ou estereoisômeros. Os isômeros espaciais podem ser divididos em geométricos e ópticos.

Isomeria geométrica

Isomeria cis-trans

Na isomeria geométrica (cis-trans ou Z-E) os isômeros são compostos que possuem a distribuição espacial diferente. Este tipo de isomeria ocorre caso existam ligações duplas ou cadeia fechada ou se os ligantes estiverem ligados à carbonos diferentes. Os isômeros podem ser classificados como cis (Z) ou trans (E).
Cis (Z) - quando os ligantes de maior massa situam-se do mesmo lado da molécula.
Trans (E) - quando os ligantes de maior massa não se situam do mesmo lado da molécula.

Isomeria óptica

Na isomeria óptica os isômeros são compostos assimétricos (quirais) que, apesar de possuirem propriedades físicas e químicas semelhantes (como pontos de fusão e ebulição), apresentam efeito fisiológico distinto e desviam diferentemente a luz polarizada. Há três maneiras de uma molécula ser assimétrica: possuindo carbono assimétrico (por definição, é o átomo de carbono que possui 4 ligantes diferentes e que também pode receber o nome de carbono quiral), possuindo um anel assimétrico ou sendo um derivado especial do propadieno. Entretanto, o caso mais comum é o que apresenta carbono assimétrico. Os isômeros ópticos podem ser separados em dois grupos, os levogiros e os dextrogiros.
Levogiros (L) são os isômeros que desviam a luz polarizada para a esquerda.
Dextrogiros (D) são os isômeros que desviam a luz polarizada para a direita.

À mistura equimolar dos isômeros dextrogiro e levoriro, dá-se o nome de mistura racêmica.
Os possíveis sinônimos para isômero óptico são: antípoda óptico, enantiômero e enantiomorfo.

FUNÇÕES NITROGENADAS

2010-04-12T15:34:00.000-07:00

Aminas

As aminas são uma classe de compostos químicos orgânicos nitrogenados derivados do amoníaco (NH₃) e que resultam da substituição parcial ou total dos hidrogênios da molécula por grupos hidrocarbónicos (radicais alquilo ou arilo – frequentemente abreviados pela letra R). Se substituirmos um, dois ou três átomos de hidrogénio, teremos, respectivamente, aminas primárias (R-NH₂), secundárias(R₁R₂NH) ou terciárias (R₁R₂R₃N). As aminas podem ser classificadas como simples quando os grupos alquil são iguais ou mistos, se estes forem diferentes. Quando se usa os prefixos di e tri, indica-se que a amina é secundária ou terciária, respectivamente, e com grupos radicais iguais. Quando os grupos são diferentes, estes são nomeados sucessivamente, do menor para o maior, terminando o nome do composto com o sufixo “amina”. Algumas vezes indica-se o prefixo amino, indicando, de seguida a posição e o nome do grupo hidrocarbónico.

Propriedades

A presença de um par de elétrons livres é responsável por propriedades físicas e químicas particulares nas aminas.

Geometria

Tais como a molécula NH₃, da qual são derivadas formalmente, têm uma estrutura piramidal com 3 ligações sp³ e um par de electrões desemparelhados. Por isso, os orbitais apresentam hibridação sp³ e estão dirigidos em direção aos vértices de um tetraedro. O átomo de nitrogênio localiza-se no centro do tetraedro; as ligações covalentes (com hidrogénio ou com o radical) formarão os vértices da base, a que se oporão os dois electrões desemparelhados no vértice do topo do tetraedro.

Ponto de fusão e ponto de ebulição

Como o azoto (nitrogénio) é menos electronegativo que o oxigénio, as ligação N-H apresentam-se menos polares que as ligações O-H (presentes nos álcoois). Por essa razão, as aminas formam ligações de hidrogénio mais débeis que os álcoois com pesos moleculares semelhantes. Como as ligações são mais fracas, compreende-se que os pontos de ebulição das diversas aminas também sejam mais baixos (necessitarão de menos energia para evaporar, porque também estão menos ligadas umas às outras).
Assim, as aminas primárias e secundárias têm pontos de ebulição menores que os dos álcoois, mas maiores que os dos éteres de peso molecular semelhante. As aminas terciárias, sem ligações de hidrogénio, têm pontos de ebulição mais baixos que os das aminas primárias e secundárias de pesos moleculares semelhantes.

Como bases

Como a amônia, as aminas agem como bases razoavelmente fracas (veja a tabela com exemplos de valores de força de ácidos conjugados K_a). O átomo de nitrogênio possui um par de elétrons livres que pode receber um (íon) H⁺ para formar um íon amônio substituído.

Solubilidade

Os pares de pontos sobre os átomos N nas reações químicas mostradas neste artigo representam o par de elétrons livres do nitrogênio das aminas. Estes pares também contribuem para a solubilidade de aminas simples mediante a formação de ligações de hidrogênio com moléculas de água.

Reações

Um haloalcano pode reagir com uma amina para formar uma amina alquil-substituída correspondente, com liberação de um ácido de halogênio:

Se a amina reagente é uma amina terciária neste tipo de reação, formam-se um catião de amônio quaternário e um ânion (ou "ânion") haleto:

Os compostos com iões emparelhados desta forma são chamados de sais quaternários de amônio. O "X" mostrado nas reações anteriores pode também ser outro tipo de grupo abandonador.

Exemplos de aminas

Os aminoácidos contêm um grupo amino e um grupo carboxilo ligados ao mesmo átomo de carbono. Os aminoácidos unem-se uns aos outros através da ligação destes dois grupos – que formam um grupo amida – dando origem às ligações peptídicas que estruturam as proteínas.
A degradação de proteínas (por exemplo, quando um pedaço de carne apodrece), leva, pelo contrário, à sua decomposição em aminas distintas. Os odores mais desagradáveis de que geralmente nos lembramos são, provavelmente, devidos à presença de aminas. Por exemplo, a 1,5-pentanodiamina (mais conhecida pelo sugestivo nome de cadaverina, libertada pelos corpos em putrefacção, o escatol, um composto heterocíclico presente nos excrementos, a 1,4-butanodiamina (putrescina – outro cheiro “a podre”), etc…

Morfina

Os alcalóides são compostos complexos presentes na constituição das plantas que contêm grupos amina. Podemos citar alguns exemplos mais conhecidos, como a morfina, a nicotina, etc.
A importância das aminas, em termos biológicos, é inegável. A classe de compostos designados por β-feniletilaminas inclui a adrenalina, a noradrenalina, a mescalina, etc. As sulfamidas, que afetam as bactérias ao inibir nelas a produção de ácido fólico, mas que são inócuas para o ser humano, contêm um grupo amino. O neurotransmissor GABA (ácido 4-aminobutanóico) também contém um grupo amino. Alguns derivados do ácido p-aminobenzóico são também usados como anestésicos.
Encontram-se aminas secundárias em alguns alimentos (carne e peixe) ou no fumo do tabaco. Estas podem reagir com os nitritos (presentes nos conservantes utilizados nos produtos alimentares e usados como fertilizante, no caso das plantas, como o tabaco), levando à formação de N-nitrosoaminas secundárias, que são cancerígenas.

Amidas

Amida, na química orgânica, é todo composto orgânico que possui o nitrogênio ligado diretamente a um grupo carbonila, ou seja, em que -NH₂ substitui o -OH do grupo carboxila.
Alguns compostos inorgânicos também são chamados de amida; estes são derivados do anião NH₂^- (exemplo: amida de sódio) ou de aniões derivados NRR'^- (exemplo: diisopropilamida de litio).
Este artigo se refere às amidas derivadas de ácidos carboxílicos.

Nomenclatura, classificação e exemplos

Conforme o nitrogênio estabeleça ou não outras ligações com carbono, as amidas podem ser divididas em 3 grupos:
Amida não-substituida: apresenta 2 hidrogênios ligados ao nitrogênio. Nomenclatura: Prefixo + Infixo + Amida
Amida monossubstituída: apresenta 1 hidrogênio substituído por 1 radical (cadeia carbônica). Nomenclatura: N + nome do radical ou N,N + nome dos radicais + prefixo + infixo + amida
Amida dissubstituída: apresenta 2 hidrogênios substituídos por 2 radicais iguais ou diferentes. Nomenclatura: N + nome do radical ou N,N + nome dos radicais + prefixo + infixo + amida
Podemos também classificar as amidas quanto ao número de grupos acila ligados ao nitrogênio:

Primária - É do tipo (R-CO)NH₂, ou seja, há somente um grupo acila ligado ao nitrogênio.
Secundária - É do tipo (R-CO)₂NH, ou seja, há dois grupos acila ligados ao nitrogênio.
Terciária - É do tipo (R-CO)₃N, ou seja, há três grupos acila ligados ao nitrogênio.

Nomenclatura oficial IUPAC: prefixo + infixo + amida
As proteínas são amidas, formadas pela polimerização de aminoácidos.^[1]^[2]^[3]^[4]
OBS: As amidas secundárias e cíclicas são chamadas imidas.

Propriedades físicas

Possui pontos de ebulição muito superiores aos dos ácidos correspondentes, apesar da massa molecular ser aproximadamente igual. Isso se deve à formação de maior número de ligações de hidrogênio e maior formação de "moléculas dímeras" pelas amidas. Pode-se provar esse fato, substituindo os hidrogênios do grupo amino por radicais CH₃. Verifica-se que os pontos de fusão e ebulição diminuem, apesar do aumento da massa molecular:

Estrutura da amida    mm    PF (°C)    PE (°C)  
H₃C-CO-NH₂            59      81        222  
H₃C-CO-NH(CH₃)        73      28        206 
H₃C-CO-N(CH₃)₂        87      06        166

Métodos de obtenção

As amidas normalmente não ocorrem na natureza, e são preparadas em laboratório. Uma importante amida é a acetanilida (veja aqui a síntese da acetanilida). As amidas podem ser preparadas principalmente por:

Aquecimento (desidratação) de sais de amônio: R-COONH₄ R-CONH₂ + H₂O
Hidratação de nitrilas (catalisada por H₂SO₄): R-CN + H₂O R-CONH₂
Reação de cloretos de ácido com amônia (ou com amina) (pode-se utilizar também, no lugar de cloreto de acila, anidridos ou ésteres)

Propriedades químicas

A presença do grupo C=O confere às amidas um caráter polar. Normalmente o grupo C=O não sofre qualquer modificação permanente no decorrer da maioria das reações e, por consequência, aparecem intactos nos compostos resultantes. A sua presença, no entanto, determina o comportamento químico das amidas, assim como o dos demais derivados dos ácidos carboxílicos.

Aplicações das amidas

As amidas são utilizadas em muitas sínteses em laboratório e como intermediários industriais na preparação de medicamentos e outros derivados. O nylon é uma poliamida muito importante dentre os polímeros. A uréia, de fórmula CO(NH₂)₂, é uma diamida do ácido carbônico, encontrada como produto final do metabolismo dos animais superiores, e eliminada pela urina. A amida do ácido sulfanílico (sulfanilamida) e outras amidas substituídas relacionadas com ela, têm considerável importância terapêutica e conhecem-se por sulfamidas.

Nitrocomposto

São chamados de nitrocompostos qualquer composto que apresente pelo menos um grupo funcional , onde R é obrigatoriamente um radical orgânico.

Possuem apenas nomenclatura oficial.

Nomenclatura Oficial dos Nitrocompostos

A nomenclatura oficial dos nitrocompostos consiste em regras simples, que consideram o grupo NO₂ como ramificação de um hidrocarboneto:

Dar o nome do Hidrocarboneto equivalente à estrutura pelo seu número de Carbonos.
Colocar o nome NITRO para indicar a presença do NO₂ antes do nome do hidrocarboneto na estrutura.
Para indicar a posição do grupamento nitro, insaturação ou ramificação, o carbono 1 é o que estiver mais próximo do grupamento Nitro.

Veja nos exemplos abaixo:


2 carbonos + grupo Nitro	4 carbonos + radical metil (Carbono 2) + grupo Nitro (carbono 2)	5 carbonos + 2 grupos Nitro (carbonos 2 e 4)	6 carbonos + ligação dupla (carbono 3) + 3 radicais metil (carbonos 2 e 5) + 2 grupos Nitro (carbonos 1 e 5)
Nitroetano	2-Metil-2-nitrobutano	2,4-Dinitropentano	2,2,5-Trimetil-1,5-Dinitro-3-Hexeno

Nitrila

Nitrilas: apresentam o seguinte grupo funcional: -CN De maneira geral, pode-se considerar que as nitrilas são obtidas a partir da substituição do gás cianídrico(HCN).

Formador de Nitrilas: o HCN

O cianeto de hidrogênio(HCN), nas condições ambientais(25°C), é um líquido (TF=13°C; TE=26°C), sendo que a temperaturas pouco maiores é um gás com cheiro de amêndoa amarga. Sua descoberta ocorreu em 1782 quando Scheele aqueceu o azul da Prússia com o ácido sulfúrico. por esse motivo, foi inicialmente denominado ácido prússico.

Nomenclatura Oficial das Nitrilas
As regras de nomenclatura das nitrilas são relativamente simples. Acompanhe:

· Deve-se considerar o carbono do grupamento CN e contá-lo, dando o nome do hidrocarboneto correspondente seguido da palavra nitrila.

· Em caso de necessidade de numeração para indicar posição de insaturação ou ramificação, deve-se considerar como Carbono 1 aquele que estiver ligado ao Nitrogênio.

Veja os exemplos:


3 Carbonos	4 Carbonos + 3 Radicais Metil (Carbonos 2 e 3)	5 Carbonos + Ligação dupla (Carbono 3) + Radical Metil (Carbono 2)
Propanonitrila	2,3,3-Trimetil-Butanonitrila	2-Metil-3-Pentenonitrila

Nomenclatura Usual das Nitrilas

A nomenclatura usual das nitrilas chama o grupo -CN de Cianeto (assim como na nomenclatura inorgânica) e os outros carbonos são considerados radicais. Veja os exemplos:


Grupo Cianeto + 2 Carbonos	Grupo Cianeto + Radical m-Toluil	Grupo Cianeto + Radical Isopropil
Cianeto de Etila	Cianeto de m-Toluila	Cianeto de Isopropila

DERIVADOS DOS ÁCIDOS CARBOXÍLICOS

2010-04-11T16:56:00.000-07:00

Éster

Na química orgânica e bioquímica, os ésteres constituem o grupo funcional (R´-COOR"), que consiste em um radical orgânico unido ao resíduo de qualquer ácido oxigenado, orgânico ou inorgânico.
Um éster é o produto da reação de um ácido (geralmente orgânico) com um álcool (o hidrogênio do ácido R-COOH é substituído por um grupo alquilo R"). Os ésteres mais comuns que se encontram na natureza são as gorduras e os óleos vegetais, os quais são ésteres de glicerol e de ácidos graxos.
Os ésteres resultam freqüentemente da condensação (uma reação que produz água) de um ácido carboxílico e de um álcool. Ao processo dá-se o nome de esterificação.

Ésteres de ácidos orgânicos

Os ésteres são derivados de ácidos pela substituição do hidrogênio do ácido por um radical orgânico. São possíveis ésteres sulfurados (exemplo: acetil-CoA), ésteres de fosfato (ex: ATP), porém os mais importantes são os ésteres de ácidos carboxílicos. Alguns deles estão representados abaixo:

Fórmula geral: onde R e R₁ são radicais orgânicos

Exemplos:

Nomenclatura

(Nome do ânion derivado do ácido substituindo o sufixo ICO por ATO) de (Nome do radical)

CH₃COO - CH₃ → Acetato de metila ou etanoato de metila

CH₃ - CH₂ - COO - CH₂ - CH₃ → propanoato de etila

CH₃ - COO - CH₂ - CH₂ - CH₂ - CH₃ → Etanoato de butila

CH₂ = C (CH₃) - COO - CH₃ → metil propenoato de metila, o monômero do acrílico (plástico).

Métodos de preparação

Esterificação

Os ésteres também podem ser preparados a partir da reação ácido (geralmente orgânico) com um álcool (o hidrogênio do ácido R-COOH é substituído por um grupo alquilo R") ou um cloreto ou anidrido de ácido com álcool ou fenol.
Na prática, de uma maneira genérica, a velocidade das reações de esterificação é acelerada pela presença de íons H⁺, por isto, adiciona-se um pouco de HCl, por exemplo, que atuará como catalisador. Numa reação de esterificação nunca se obtém 100% de rendimento em éster e água, pois somente uma parte do álcool e do ácido reagem, obtendo-se um equilíbrio com as quatro espécies químicas: álcool, ácido carboxílico, éster e água.^[1]

CH₃COOH + C₂H₅OH CH₃COOC₂H₅ + H₂O

Como uma prática laboratorial, para catalisar a síntese do éster é adicionado um catalisador ácido, por exemplo, o ácido sulfúrico, em um balão de vidro. A solução contendo o ácido sulfúrico e os componentes deve ficar sob aquecimento por uma hora. A fim de a mistura não evaporar, deve-se adaptar um condensador de Allihn (um condensador de refluxo) ao balão com mangueiras conectadas á água em seu interior para que ocorra o resfriamento do tubo. Após a reação lavar o produto com água, neutralizar o ácido sulfúrico com uma solução de bicarbonato de sódio saturada e então separar o éster, que separa da água e forma uma camada menos densa, que pode ser separada da camada aquosa inferior.

Processo petroquímico

Obtenção de ésteres a partir da reação de ácidos com alcenos:
Exemplo: Ácido propanóico + propeno → propanoato de isopropila

CH₃-CH₂-COOH + CH₂=CH-CH₃ → CH₃-CH₂-COO-CH(CH₃)-CH₃

Os ésteres também podem ser preparados a partir da reação de um cloreto ou anidrido de ácido com álcool ou fenol.

Propriedades

Físicas

Em geral, líquidos voláteis,incolores, de odor agradável aqueles que apresentam massas moleculares menores.
Líquidos viscosos, xaroposos e gordurosos aqueles que massas moleculares médias.
Sólidos com aspecto de cera aqueles que apresentam as maiores massas moleculares.
Praticamente não apresentam polaridade molecular.
Insolúveis em água, entretanto, solúveis em álcool.

"Como não apresentam pontes de hidrogênio possuem pontos de fusão e ebulição inferiores aos dos ácidos e álcoois de mesma massa molecular.

Químicas

Hidrólise

do Gr. hýdor, água + lýsis, dissolução:
É uma reação química, em que um dos reagentes é a água. Através desta reação grandes moléculas como os lípidos, por exemplo, são decompostos em moléculas menores que os constituem:
É o processo inverso da esterificação, produzindo ácido e álcool:

R-COO-R₁ + HOH → R-COOH + HO-R₁

Saponificação

É a reação de um éster com uma base originando um sal orgânico e um álcool.
Exemplo: Etanoato de metila + NaOH → etanoato de sódio + álcool metílico

CH₃-COO-CH₃ + NaOH → [CH₃-COO][Na] + CH₃-OH

Ou seja, a reação orgânica descrita ocorre quando misturamos algum tipo de Ester (gordura vegetal ou animal; óleos; essências de frutas, flores e madeira; nas ceras de carnaúba e abelha, etc....) com hidróxido de sódio (soda cáustica) ou potassa cáustica, que pode ser encontrada na cinza vegetal. O calor produzido ao misturar-se os óleos ou gorduras, um álcali e água pura é suficiente para iniciar-se a reação química. Essa reação pode originar um sal orgânico e um álcool.
A saponificação pode ser aplicada em:

produção de flavorizantes para a produção de refrescos, doces, pastilhas, xaropes, balas e etc.
produção de sabões;
como medicamentos;
produção de perfumes e cosméticos;
na alimentação.

Resumindo: saponificar é converter um corpo graxo em sabão ou em outras substâncias.

Eliminação

Os ésteres podem ser hidrolisados aos respectivos ácido e álcool, sendo o ácido transformado num sal e o álcool dissolvido em água suficiente.

Ocorrência

Os ésteres são substâncias comuns na natureza. São encontrados:

Nos óleos e nas gorduras
Nas essências de frutas, de madeiras e de flores.
Nas ceras como a de carnaúba e a de abelhas.
Nos fosfatídeos como os existentes no ovo e no cérebro.

Pela sua ocorrência na natureza, os ésteres podem ser classificados em três classes.
Os ésteres essênciais de flores e frutas, normalmente constituídas de cadeias de carbono pequenas e médias (até 8 carbonos). Possuem aroma agradável e estão presentes em flores e frutos. São obtíveis artificialmente e empregadas em alimentos como refrigerantes, sorvetes, doces, balas e em xaropes diversos. Um exemplo é o formiato de etila (HCOOC₂H₅), empregada como extrato artificial para xaropes de groselhas, rum, etc.^[1]
Determinados ésteres são usados isoladamente, como o acetato de amila, com forte aroma de banana (chamado, inclusive, comercialmente, de essência de banana. O acetato de octilo é uado como essência artificial de laranja. Outros são usados compostos com outras susbstãncias, para formular essências diversas, como o acetato de etila, que participa de formulações de essências artificiais de maçã, pera, framboesa, pêssego, groselha, etc.^[1]
Os lipídios e gorduras.
As ceras orgânicas ou cerídeos.

Usos e aplicações

Produção de flavorizantes para a produção de refrescos, doces, pastilhas, xaropes, balas, etc.
Produção de sabões.
Como medicamentos.
Produção de perfumes e cosméticos.
Na alimentação.
Na produção de biocombustíveis.
Verdade.

Sais de Ácidos Carboxílicos

São compostos orgânicos que derivam dos ácidos carboxílicos pela substituição do hidrogênio da hidroxila por um metal. Em sua nomenclatura, dá-se o sufixo ato ao nome da cadeia de origem (igual aos ésteres) seguido da preposição de e do nome metal. Os sais de ácidos carboxílicos de cadeia longa são denominados de sabões.
Fórmula Geral:

Exemplo:

etanoato de sódio

Anidrido de ácido carboxílico

Os anidridos de ácidos carboxílicos (ou anidridos carboxílicos) são compostos químicos orgânicos que têm a fórmula geral (RCO)₂O (quando simétricos) ou R−CO−O−CO−R' (quando mistos ou assimétricos), respectivamente quanto a seus grupos acilo (RCO-) serem iguais ou diferentes, e formalmente são o produto de desidratação de duas moléculas de ácido carboxílico (ou uma se tem como formar-se intramolecularmente em um ácido dicarboxílico). Ao reagir com água (hidrólise) voltando a formar os ácidos carboxílicos iniciais.

CH₃C(O)OC(O)CH₃ + H₂O → 2 CH₃COOH [1]

Alguns anidridos de ácido são oriundos não de dois grupos acilo diferentes, e sim de uma desidratação de dois grupos carboxila de uma mesma molécula. Assim sendo, sua desidratação e formação não se dá por um processo intermolecular (das duas moléculas originais envolvidas) e sim pela desidratação intramolecular do ácido carboxílico duplo ou superior envolvido. Um exemplo é o anidrido ftálico:

C₈H₆O₄ → C₈H₄O₃ + H₂O

Nomenclatura

Quando simétricos, anidrido alcanóico como anidrido propanóico (ou em casos especiais, como anidrido etanóico, também chamado de anidrido acético, (CH₃CO)₂O) e quando assimétricos, anidrido alcanóico (R) alcanóico (R') como anidrido acético propiônico (CH₃C(O)OC(O)CH₂CH₃).

Síntese

Anidridos de ácido são usualmente preparados pela desidratação dos ácidos correspondentes. As condições variam muito de ácido para ácido, mas o pentóxido de fósforo é um agente desidratante comumente usado em laboratório.

2 CH₃COOH → CH₃C(O)OC(O)CH₃ + H₂O

Observe-se que esta reação é a inversa da reação [1].
Os anidridos de ácido também se produzem ao reagir um haleto de acilo (RCOX) com um carboxilato (R'COO^-):

RCOX + R'COONa → RCO-O-COR' + NaX

Um exemplo desta reaçao é reação do cloreto de acetila com o acetato de sódio resultando no anidrido acético:

CH₃COCl + CH₃COONa → CH₃C(O)OC(O)CH₃ + NaCl

No caso de ser intramolecular e quando conduz a anéis de 5 ou 6 átomos, pode realizar-se de forma direta por desidratação térmica (mediante calor), obtendo-se o correspondente anidrido de ácido cíclico. Por exemplo, o anidrido succínico a partir do ácido succínico:

O
                        / \
HOOC(CH₂)₂COOH →   O=C   C=O  +  H₂O     (300 °C)
                       |   |
                       CH₂-CH₂

O anidrido maléico é preparado por oxidação aeróbica do butano, assim como também por oxidação do benzeno:

CH₃CH₂CH₂CH₃ + 3.5 O₂ → C₂H₂(CO)₂O + 4 H₂O

Aplicações

As reações dos anidridos de ácido são similares a dos halogenetos de acilo, ao ser tanto o halogeneto (X^-) como o carboxilato bons grupos salientes. A destacar, o anidrido acético que pode formar ésteres com fenóis, sendo útil na produção de medicamentos como o ácido acetilsalicílico (Aspirina).

Reações

Anidridos de ácido são uma fonte de grupos acila reativos, e suas reações e usos relembram alguns dos haletos de acila. Em reações com substratos próticos, as reações disponibilizam iguais quantidades de produtos acelitados e ácido carboxílico:

RC(O)OC(O)R + HY → RC(O)Y + RCO₂H

Para HY = H₂O, HOR (álcois), HNR'₂ (amônia, primária, aminas secundárias), anel aromático (ver acilação de Friedel-Crafts)
Anidridos de ácido tendem a ser menos eletrófilos que cloretos de acila, e somente um grupo acila é transferido por molécula de anidrido de ácido, o qual conduz a uma mais baixa eficiência atômica. O baixo custo, entretando, do anidrido acético o faz uma escolha preferencial para reações de acetilação. Além disso, o abandono dos clorocarbonos é preferida pela questão ambiental.

Anidridos de ácido importantes

O Anidrido acético é um produto químico de grande importância, preparado através da hidratação parcial de cetena ou pela carbonilação do acetato de metila. O anidrido de ácido cíclico anidrido maléico é usado em síntese orgânica como dienófilo na reação de Diels-Alder. Anidridos de ácido mistos (ou assimétricos), tais como anidrido acético propiônico, CH₃C(O)OC(O)CH₂CH₃, são conhecidos. Um ou ambos grupos acila de um anidrido de ácido pode também ser derivado de um ácido sulfônico ou um ácido fosfônico. O anidrido misto 1,3-Bisfosfoglicerato é um intermediário na formação de ATP via glicólise.

Análogos de enxofre

Enxofre pode substituir o oxigênio, tanto no grupo carbonila como na ponte. No primeiro caso, o nome do grupo acila é fechado entre parênteses para evitar ambiguidade no nome, ex. anidrico (tioacético), CH₃C(S)OC(S)CH₃. Quando dois grupos acila são ligados ao mesmo átomo de enxofre, o composto resultante é chamado um tioanidrido, e.g. tioanidrido acético, CH₃C(O)SC(O)CH₃.

Cloreto de acila

Em química orgânica, um cloreto de acila (ou cloreto ácido) é um composto orgânico o qual é um reativo derivado de um ácido carboxílico. Como parte de sua estrutura molecular, um cloreto de acila tem o grupo funcional reativo -CO-Cl. Um cloreto de acila tem a fórmula geral RCOCl aonde R é um grupo radical orgânico.

Cloretos de acilas são um dentre os haletos de acila e intermediam muitos das reações químicas mencionadas em haleto de acila. Um exemplo específico de uma cloreto de acila é o cloreto de acetila (IUPAC name: ethanoyl chloride) CH₃COCl.

Reações químicas

Cloretos de acila são muito reativos. A presença de cloro sobre o carbono da carbonila produz um eletrófilo muito bom, desde que tanto o oxigênio e cloro são fortemente removedores de elétrons, dando o carbono uma grande carga parcial positiva. Isto significa que um fraco nucleófilo pode atacar o carbono. Desde que um íon cloro é um bom grupo lábil, ele irá prontamente substituí-lo com o nucleófilo. Cloretos de acila podem ser usados para preparar qualquer derivado de ácido carboxílico: um anidrido de ácido, um éster ou uma amida por reagir um cloreto de ácido com: um sal de um ácido carboxílico, um álcool ou um reagente de Gilman (composto ditiorganocobre de lítio), respectivamente. Na maioria destas reações, HCl (cloreto de hidrogênio ou ácido clorídrico) é também formado do cloro no cloreto de acila combinando com um hidrogênio do reactante.
De maneira geral:

R-COCl + HO-H → R-COOH + HCl

Cloreto de acila devem também reagir em condições anidras para previnir a hidrólise do cloreto de acila pela umidade do ar.
Com carbonos nucleófilicos tais como os reagentes de de Grignard, cloretos de acila geralmente reagem primeiramente com a cetona e então com um seguinte equivalente a um álcool terciário. Uma notável exceção é a reação de haletos de acila com certos reagentes organocádmio os quais param no estágio cetona.
Cloreto de ácido de ácidos aromáticos são geralmente menos reatvos que ácidos de alquila e então algumas codições mais rigorosas são requeridas para a reação.

Cuidados

Porque os cloretos de acila são produtos tão reativos, eles são geralmente tóxicos e precauções especiais devem ser tomadas enquanto se os manuseia. Eles são substãncias lacrimogênicas porque podem reagir com água na superfície dos olhos produzindo ácido clorídrico e ácidos orgânicos irritando-os. Problemas similares podem resultar se inala-se vapores de cloretos de acila.

Sínteses

Cloretos de acila são frequentemente preparados por reação de um ácido carboxílico com cloreto de tionila.

R-COOH + SOCl₂ → R-COCl + SO₂ + HCl

O dióxido de enxofre (SO₂) e o cloreto de hidrogênio (HCl) generalmente são ambos gases os quais podem vazar o recipiente de reação, conduzindo a reação para o exterior. Eles são ambos gases tóxicos.
Cloretos de acila podem também ser preparados usando certos reagentes cloretos de fósforo, tais como o tricloreto de fósforo ou pentacloreto de fósforo:

R-COOH + PCl₅ → R-COCl + POCl₃ + HCl

FUNÇÕES OXIGENADAS

2010-04-11T16:42:00.000-07:00

Álcool

O álcool (do árabe al-kohul) é uma classe de compostos orgânicos que possui na sua estrutura um ou mais grupos de oxidrilas, R-OH na qual R é um radical alquila.

Exemplos

O etanol ou álcool etílico é o tipo de álcool mais comum. Está contido nas bebidas alcoólicas, Mariana mais gosta de tomar. É usado para limpeza doméstica e também é combustível para automóveis. A fórmula do álcool etílico é CH₃CH₂OH.
O metanol ou álcool metílico é um álcool que não deve ser ingerido, pois é extremamente tóxico para o fígado. A fórmula do metanol é CH₃OH.
No fenol, de fórmula química é C₆H₆O, a hidroxila está ligada a um anel benzênico. Na maioria dos textos, este composto não é considerado um álcool.
Álcool anidro é um álcool com até 1% de água (já que é difícil a obtenção de álcool totalmente puro), e pode ser adicionado à gasolina para aumento da octanagem, atuando como antidetonante, para que a gasolina possa ser comprimida no pistão do motor carburante ao máximo e não entre em combustão antes de acionada a vela do motor.
O álcool bornílico é obtido ligado com o hidroterpendio que corresponde a cânfora.
O álcool desnaturado é uma composição com o metileno.
O álcool natural é obtido pela fermentação e destilação de produtos agrícolas e naturais.
O álcool é uma droga depressora do Sistema Nervoso Central.

Classificação

Álcoois primários

Os álcoois primários têm o grupo hidroxila ou Oxidrila ligado a um carbono primário; um exemplo é o etanol. A fórmula geral dos álcoois primários é:

(Na figura, R representa um radical hidrocarboneto qualquer)

Álcoois secundários

Os álcoois secundários têm o grupo hidroxila ligado a um carbono secundário; por exemplo: 2-propanol. Sendo assim, a fórmula geral é:

(Na figura, R representa um radical hidrocarboneto qualquer)

Álcoois terciários

Os álcoois terciários têm o grupo hidroxila ligado a um carbono terciário; por exemplo: 2-metil-2-propanol (trimetilcarbinol). A fórmula geral é:

(Na figura, R representa um radical hidrocarboneto qualquer)

Nomenclatura

A nomenclatura dos álcoois é baseada na dos hidrocarbonetos de que derivam: basta substituir a letra o do final por ol. Se essa nomenclatura for ambígua quanto à posição da hidroxila, o sufixo ol deve ser por ela precedido. Por exemplo, propan-2-ol indica um grupo hidroxila ligado ao carbono 2 do propano. Também pode ser escrito 2-propanol.
Em certos casos pode ser necessário usar a nomenclatura na forma prefixal. Nesse caso, deve-se usar o prefixo hidróxi. Por exemplo, se tivermos um grupo hidroxila ligado a um anel benzênico, podemos usar o nome hidróxibenzeno (essa substância é usualmente conhecida como fenol).
Em certos casos,o álcool possui outros sufixos,dependendo ,assim,da quantidade de grupos hidroxila.
-ol: quando a cadeia possui apenas um grupo hidroxila.
Ex: Etanol(CH3-CH2-OH)
-Diol: quando existem dois grupos hidroxila na cadeia carbônica.
Ex: 1,2-pentanodiol
-Triol: quando a cadeia possui três grupos hidroxila.
Ex: 1,2,3-hexanotriol
O principal agente do álcool é o etanol (álcool etílico). O consumo do álcool é antigo, bebidas como vinho e cerveja possuíam conteúdo alcoólico baixo, uma vez que passavam pelo processo de fermentação. Outros tipos de bebidas alcoólicas apareceram depois, com o processo de destilação.
Apesar de o álcool possuir grande aceitação social e seu consumo ser estimulado pela sociedade, este é uma droga psicotrópica que atua no sistema nervoso central, podendo causar dependência e mudança no comportamento. Quando consumido em excesso, o álcool é visto como um problema de saúde, pois este excesso está inteiramente ligado a acidentes de trânsito, violência e alcoolismo (quadro de dependência).
Os efeitos do álcool são percebidos em dois períodos, um que estimula e outro que deprime. No primeiro período pode ocorrer euforia e desinibição. Já no segundo momento ocorre descontrole, falta de coordenação motora e sono. Os efeitos agudos do consumo do álcool são sentidos em órgãos como o fígado, coração, vasos e estômago. Em caso de suspensão do consumo, pode ocorrer também a síndrome da abstinência, caracterizada por confusão mental, visões, ansiedade, tremores e convulsões.

Fenol

Fenol (ácido carbólico) é uma função orgânica caracterizada por uma ou mais hidroxilas ligadas a um anel aromático. Apesar de possuir um grupo -OH característico de um álcool, o fenol é mais ácido que este, pois possui uma estrutura de ressonância que estabiliza a base conjugada.^[1] São obtidos principalmente através da extração de óleos a partir do alcatrão de hulha.
Fenol também é o nome usual do fenol mais simples, que consiste em uma hidroxila ligada ao anel benzênico. Outros nomes para a mesma substância incluem: benzenol; ácido carbólico; ácido fénico (ou ácido fênico, no Brasil); ácido fenílico; hidroxibenzeno; monohidroxibenzeno. Sua fórmula molecular é C₆H₅OH
Geralmente os fenóis são sólidos, cristalinos, tóxicos, cáusticos e pouco solúveis em água.

Produção do hidroxibenzeno

O fenol (hidroxibenzeno) pode ser produzido da oxidação parcial do benzeno, pelo processo do cumeno, ou pelo processo Raschig-Hooker. Ele pode também ser encontrado como um produto da oxidação do carvão mineral.

Efeitos potenciais à saúde

O fenol (hidroxibenzeno) é corrosivo e irritante das membranas mucosas. Potencialmente fatal se ingerido, inalado ou absorvido pela pele. Causa queimaduras severas e afeta o sistema nervoso central, fígado e rins.
Também é extremamente tóxico para animais como os gatos.
Substância pode provocar a longo prazo câncer de diversos tipos.

Inalação

Provoca dispnéia e tosse. A absorção sistêmica provoca danos ao fígado, rins e sistema nervoso central.

Cuidados:

Remover o indivíduo ao ar livre. Se não estiver respirando, fazer respiração artificial.
Se for ingerido, dar óleo de rícino ou polietileno glicol. Induzir o vómito se for necessário. Nunca dar algo pela boca para uma pessoa inconsciente.

Contato com a pele

Pode provocar desde uma eritema até necrose e gangrena dos tecidos, dependendo do tempo de contato e da concentração das soluções. O maior perigo do fenol é a habilidade de penetrar rapidamente na pele, causando severas lesões que podem ser fatais.

Cuidados:
Usar polietilenoglicol, não recomendavél usar água, pois o mesmo é pouco solúvel, fazendo aumentar a área atingida Lavar imediatamente em água corrente por, pelo menos, 30 minutos.
Remover a roupa contaminada e os sapatos destruindo-os depois.
Procurar ajuda médica.

Contato com os olhos

Pode provocar inchaço da conjuntiva; a córnea torna-se branca e muito dolorida, podendo ocorrer perda de visão.

Cuidados:

Lavar imediatamente com água corrente por, pelo menos, 15 minutos, abrindo e fechando ocasionalmente as pálpebras.
Procurar ajuda médica imediatamente.

Recomendações ao médico: Fazer uma lavagem gástrica usando 40% de leite ou água. Fazer um eletrocardiograma. Monitorar sinais vitais, funções hepáticas e renais.

Propriedades do hidroxibenzeno

Fenol (hidroxibenzeno).

Massa molecular	94,111 g/mol
Ponto de fusão	40,89 °C
Ponto de ebulição	181,87 °C
Densidade	1,0545 g/cm³
Índice de refração	1,5408

O fenol (hidroxibenzeno) tem uma limitada solubilidade em água (8.3 g/100 ml). É levemente ácido: a molécula tem fracas tendências a perder o íon H⁺ do grupo hidroxila, resultando no altamente solúvel ânion fenolato C₆H₅O⁻, também chamado ânion fenóxido. Comparado a álcoois alifáticos, o fenol (hidroxibenzeno) mostra uma muito mais alta acidez; elçe reage cpm NaOH aquoso perdendo H⁺, onde muitas cadeias longas de álcoois alifáticos não o fazem. Entretanto, muitos ácidos carboxílicos são mais ácidos que o fenol (hidroxibenzeno). Uma explicação para a maior acidez que os álcoois é a ressonância de estabilização do ânion fenóxido pelo anel aromático. Deste modo, a carga negativa no oxigênio é dividida pelos átomos em posição orto e para. Em outra explicação, a maior acidez é o resultado de sobreposição natural entre os pares solitários do oxigênio e o sistema aromático. Numa terceira, o efeito dminante é a indução da carbonos hibridizados sp²; a retirada comparativamente mais poderosa da densidade de elétrons é provida pelo sistema sp² comparado a um sistema sp³ permite a grande estabilização do oxiânion. Para chegar-se a esta conclusão, pode-se examinar a pK_a do enol da acetona, a qual é 10.9 em comparação com o fenol com uma pK_a de 10.0.

Os fenóis

Nomenclatura e exemplos

De acordo com a nomenclatura oficial IUPAC os fenóis podem ser nomeados usando o anel aromático como cadeia principal e os grupos ligados a ele como radicais, seguindo a linha: radical-fenol ou hidroxi + nome do anel aromático (benzeno, naftaleno e etc).
Exemplo: 2-metil-fenol ou 2-metil-hidroxibenzeno.

Propriedades físicas

Os fenóis mais simples são líquidos ou sólidos de baixo ponto de fusão e ponto de ebulição elevado, devido à ligação das moléculas, umas às outras, por ligações de hidrogênio. São, em geral, pouco solúveis ou insolúveis em água, de cheiro forte e característico. São tóxicos e têm ação cáustica sobre a pele. A menos que exista na molécula algum grupo susceptível de produzir cor, os fenóis são incolores. Se oxidam facilmente, como as aminas, e muitos fenóis apresentam cor devido à presença de produtos de oxidação corados.
A comparação das propriedades físicas dos nitrofenóis isômeros faz ressaltar um aspecto importante. Veja:

isômero             PE (70 mmHg)    solubilidade            volatilidade em vapor d'água
----------------------------------------------------------------------------------------
orto-nitrofenol 100°C     0,20 g /100g de H₂O     volátil em vapor d'água
meta-nitrofenol 194°C     1,35 g /100g de H₂O     não volátil em vapor d'água
para-nitrofenol decompõe-se     1,69 g /100g de H₂O     não volátil em vapor d'água

Notamos que o orto-nitrofenol tem ponto de ebulição bem mais baixo e muito menor solubilidade em água que os outros isômeros, além de ser o único facilmente destilável em corrente de vapor d'água. Como se explica essas diferenças?
Consideremos primeiramente os isômeros meta e para. Eles têm pontos de ebulição mais elevados devido à existência de ligações de hidrogênio intermoleculares. A solubilidade mais elevada se deve à formação de ligações de hidrogênio com as moléculas de água. A destilação em corrente de vapor depende da substância apresentar apreciável pressão de vapor à temperatura de ebulição da água. A existência de ligações de hidrogênio intermoleculares impede a evaporação dos isômeros meta e para que, portanto, não destilam.
Observando-se o isômero orto-nitrofenol em um modelo molecular, podemos ver claramente que a pequena distância dos grupos NO2 e OH e as suas disposições no anel favorecem a formação de ligações de hidrogênio intramoleculares, ou seja, uma ponte de hidrogênio dentro da molécula. Neste isômero, portanto, as ligações de hidrogênio intramoleculares tomam o lugar das ligações de hidrogênio intermoleculares.

Métodos de obtenção

Muitos fenóis simples como o fenol comum, os naftóis e os cresóis podem ser obtidos diretamente do alcatrão da hulha. Por isso, em laboratório, as reações geralmente objetivam a produção de fenóis com estruturas mais complexas.
Principais reações são: hidrólise de sais de diazônio, hidroxilação de haletos aromáticos , oxidação do cumeno.

Propriedades químicas

Os fenóis têm caráter relativamente ácido, porém, menos ácido que os ácidos carboxílicos Os fenóis podem ser facilmente diferenciados dos álcoois por meio de alguns testes simples em laboratório.

Sais de fenóis

Como já foi dito, os fenóis são compostos relativamente ácidos, e podem ser convertidos nos respectivos sais por soluções aquosas de hidróxidos. Estes sais são conhecidos como fenóxidos ou fenolatos. Como seria de se esperar, os fenóis e seus sais têm características opostas, quanto à solubilidade: os sais são solúveis em água e insolúveis em solventes orgânicos.
A força ácida dos fenóis e a solubilidade dos respectivos sais em água podem utilizar-se tanto em análise quanto em separações. Uma substância insolúvel em água, solubilizada por soluções aquosas de hidróxido, mas não por soluções aquosas de bicarbonato, tem, por força, de ser mais acídica do que a água, mas menos acídica do que os ácidos carboxílicos; a maioria dos compostos neste escalão de acidicidade são fenóis. Com base na solubilidade em meio alcalino, podem separar-se os fenóis dos compostos não acídicos; por meio da insolubilidade em bicarbonato é possível separá-los dos ácidos carboxílicos.
Um dos sais de fenol mais comum e útil é o fenolato de sódio, do qual pode-se obter o salicilato de sódio.

Aplicações

Os fenóis encontram diversas aplicações práticas, tais como:

Desinfetantes (fenóis e cresóis)
Preparação de resinas e polímeros, como a baquelite.
Preparação do ácido pícrico, usado na preparação de explosivos
Síntese da aspirina e de outros medicamentos
Utilizado como catalizador
Entre os diidroxifenóis, a hidroquinona é a mais importante. A partir dela se produzem as quinonas, que são compostos coloridos, variando do amarelo ao vermelho. Não apresentam caráter aromático, sendo fortemente insaturados. A ação redutora da hidroquinona, que à temperatura ambiente age com grande rapidez sobre os sais de prata, faz dela um revelador fotográfico de largo emprego.

Enfim, numerosos derivados do fenol estão difundidos na natureza; entre estes o eugenol e o isoeugenol, que constituem essências de cravo e noz-moscada.
Supõe-se que o ácido carbólico (fenol) seja o produto utilizado pelos estigmatizados para produzirem suas chagas.

Éter

Éter é um grupo de moléculas orgânicas, em que as suas extruturas são caracterizadas pela presença de um átomo de oxigênio ligado a dois (e entre estes) de carbono da cadeia. Podem ser formados pela desidratação intramolecular de álcoois. Ou seja são compostos orgânicos derivados teoricamente dos álcoois pela substituição do H do grupo –OH por um radical derivado de hidrocarboneto.
Sua fórmula genérica é: R-O-R', onde R e R' são radicais orgânicos (alquila ou arila).

Estrutura e ligações

Os Éteres apresentam ligações C-O-C definidas por um ângulo entre as ligações de aproximadamente 120° e distâncias C-O de aproximadamente 1.5 Å. A barreira à rotação sobre as ligações C-O é baixa. A ligação de oxigênios em ésteres, álcoois e água é similar. na linguagem da teoria da ligação de valência, a hibridização no oxigénio é sp³. Oxigénio é mais eletronegativo que o carbono, então o hidrogênio alfa para éteres são mais ácidos que em hidrocarbonetos simples. Eles são muito menos ácidos que hidrogênio alfa para cetonas, entretanto.

O éter comum

CH3 - CH2 - O - CH2 - CH3 tem os nomes: etoxietano, éter dietílico, éter etílico. É usado como solvente e anestésico geral. É um líquido que ferve a 35°C. O seu uso merece precauções pelos seguintes motivos:

Seus vapores formam mistura explosiva com oxigênio do ar; é combustível.
Quando respirado, age como anestésico.

Nomenclatura

Nome segundo IUPAC

Nome da cadeia mais simples (prefixo + oxi) + nome da cadeia mais complexa (prefixo + infixo + o)

Ex.: metoxietano

O infixo indica o tipo de ligação:

Se for somente simples usa-se "an". Se tiver um dupla ligação, usa-se "en". Se houver um tripla ligação, usa-se "in"

Usual

Éter + Nome do radical mais simples + Nome do radical mais complexo + ico

Os éteres pouco complexos são nomeados considerando-se que uma das partes da cadeia que contém o átomo de oxigênio é uma ramificação da cadeia Por exemplo:

CH₃CH₂-O-CH₂CH₃: etóxietano (conhecido comumente como éter etílico)
CH₃CH₂-O-CH₂CH₂CH₃: etoxipropano
CH₃CH₂(CH₃-O-)CH₂CH₂CH₃: 3-metoxipentano

Éteres mais complexos podem ser nomeados considerando o átomo de oxigênio parte da cadeia, indicando a substituição de um átomo de carbono como "oxa". Por exemplo:

O etoxietano poderia ser nomeado como se fosse uma cadeia de 5 carbonos, dos quais o terceiro foi substituído pelo oxigênio. O nome ficaria: 3-oxapentano.

Uma outra notação é radical-1 radical-2 éter.
Por exemplo:

Os boosters de octanagem MTBE e ETBE são, respectivamente, o metil tércio-butil éter e o etil tércio-butil éter.

Poliéteres

Poliéteres são compostos com mais de um grupo éter. O termo geralmente refere-se a polímeros como o polietilenoglicol e polipropilenoglicol. Os compostos chamados de éteres coroa são exemplos de poliéteres de baixo peso molecular.

Compostos relacionados, não classificados como éteres

Muitas classes de compostos com ligações C-O-C não são considerados éteres: Ésteres (R-C(=O)-O-R), hemiacetais (R-CH(-OH)-O-R), anidridos de ácidos carboxílicos (RC(=O)-O-C(=O)R).

Observação

Éter é também o nome da substância que os filósofos, os naturalistas e posteriormente os físicos acreditavam que existia em todo o universo, mas sem massa, volume e indetectável, pois não provocaria atrito. Os físicos do séc. XIX sabiam que a luz tinha natureza ondulatória, e imaginavam portanto que essa deveria precisar de um meio para propagar-se. Daí o éter. Sabe-se hoje que essa substância não existe. Dada a característica de volatilidade do éter etílico e sua facilidade de produção a partir do etanol (álcool ou espírito de vinho) e do ácido sulfúrico (por isso mesmo, no passado tratado por éter sulfúrico), conhecida desde a época dos alquimistas, daí adveio a nomenclatura desta classe de compostos.

Aldeído

Aldeído é um composto químico orgânico que se caracteriza pela presença, em sua estrutura, do grupamento H—C=O (formila ou formilo), ligado a um radical alifático ou aromático.
A fórmula bruta dos aldeídos corresponde a um álcool com dois átomos de hidrogênio a menos.
Álcool: H₃C-OH (metanol)
Aldeído: H₂C=O (formol)
O odor dos aldeídos que têm baixo peso molecular é irritante, porém, à medida que o número de carbonos aumenta, torna-se mais agradável. Os aldeídos de maior peso molecular, que possuem de 8 a 12 átomos de carbono, são muito utilizados na indústria de cosméticos na fabricação de perfumes sintéticos.

Obtenção

É obtido através da oxidação de álcoois primários em meio ácido ou de sua desidrogenação catalítica na forma de vapor em presença de metais como o cobre, a prata e a platina, ou da oxidação catalítica de vapores de álcoois por oxigênio do ar, igualmente na presença de cobre, prata ou platina aquecidos, como por exemplo, para o etanol resultando no etanal ^[1]:

C₂H₅OH + [O] → C₂H₄O + H₂O

Nomenclatura

Os aldeídos mais simples são designados a partir dos ácidos carboxílicos correspondentes. Assim, o composto derivado do ácido butírico é chamado de aldeído butírico ou butiraldeído.
Segundo a nomenclatura IUPAC, o nome de um aldeído é obtido substituindo-se a terminação "o" do hidrocarboneto correspondente por "al". Nos compostos que apresentam ramificações, considera-se como principal a cadeia que contém o grupo funcional, iniciando-se nela a numeração.
Exemplos:

HCHO: metanal ou formaldeído
CH₃CH₂COH: propanal
HOC-CH₂-CH₂-COH: butanodial (note que a numeração não é necessária, já que a função aldeído só pode estar na extremidade da cadeia)

Quando não for possível usar a forma sufixal, há ainda duas alternativas:

Usar o sufixo -carbaldeído. Por exemplo, HOC-CH₂CH₂CH(CHO)CH₂CHO poderia ser nomeado como butano-1,2,4-tricarbaldeído. Note que, dessa maneira, excluímos da cadeia os carbonos da formila.
Usar o prefixo formil-. Por exemplo, poderíamos nomear o mesmo composto do exemplo anterior como 3-(formilmetil)hexanodial, considerando como parte da cadeia principal dois grupos formila.

Cetona

As cetonas são compostos orgânicos caracterizados pela presença do grupamento -C=O, carbonila, ligado a dois radicais orgânicos. Apresentam uma fórmula geral R-C(=O)-R', onde R e R' podem ser iguais (cetonas simples ou simétricas) ou diferentes (cetonas mistas ou assimétricas); alifáticos ou aromáticos; saturados ou insaturados. R e R' podem também estar unidos. Nesse caso, compõem um ciclo (cetonas cíclicas).
Quando R ou R' é um átomo de hidrogénio, estamos na presença de um aldeído.

Formação

Cetonas são formadas pela oxidação de álcoois secundários. Um átomo de hidrogênio (ligado ao oxigênio) é retirado e o átomo de oxigênio passa a fazer uma ligação dupla com o carbono da cadeia.

Nomenclatura

A nomenclatura desses compostos é feita fundamentada na dos hidrocarbonetos, apenas trocando o sufixo "o" por "ona". Quando houver ambigüidade na posição do grupo carbonila, esta deve ser indicada antes do sufixo, da mesma maneira que em outras funções orgânicas. Seguem alguns exemplos de cetonas:

propanona (a vulgar acetona): CH₃-CO-CH₃
butanona: CH₃-CO-CH₂-CH₃
pentan-2-ona: CH₃-CO-CH₂-CH₂-CH₃
pentan-3-ona: CH₃-CH₂-CO-CH₂-CH₃
hexan-2-ona: CH₃-CO-(CH₂)₃-CH₃
hexan-3-ona: CH₃-CH₂-CO-(CH₂)₂-CH₃
butanodiona (também conhecido por diacetilo): CH₃-CO-CO-CH₃
pentan-2,4-diona: CH₃-CO-CH₂-CO-CH₃

Quando o composto tiver mais de uma função e uma delas tiver maior precedência que a função cetona, deve-se usar o prefixo oxo. Por exemplo:

CH₃-CO-CH₂-COOH: ácido 3-oxobutanóico (também chamado de ácido acetoacético).
CH₃-CH₂-CO-CH(CH₃)-COH: 2-metil-3-oxopentanal.

Nomenclatura usual

Também existe as nomenclaturas usuais "(radical menor)-(radical maior)-cetona".
Exemplo:

CH₃–CO–CH₂CH₂CH₃: metil-propil-cetona. A nomenclatura oficial correspondente seria 2-pentanona.

Ácido carboxílico

Na química orgânica, ácidos carboxílicos são ácidos orgânicos caracterizados pela presença do grupo carboxila.
Em fórmulas químicas, esses grupos são tipicamente representados como C OO H.
Moléculas que possuem tal grupo funcional também são chamadas ácidos carboxílicos ou ácidos orgânicos.
Fórmula geral: R é um radical orgânico alquila, alquenila, arila ou hidrogênio.

- COOH é o grupo funcional carboxila.

R - CO^- é um radical orgânico acila.

Estrutura molecular

Os dois átomos eletronegativos de oxigênio tendem a afastar o elétron do hidrogênio do grupo hidroxila, e o próton restante pode permitir mais facilmente. A carga negativa restante é então distribuída igualmente entre os dois átomos de oxigênio, e as duas ligações carbono-oxigênio adquirem características de dupla ligação parcial (i.e., elas são deslocalizadas).
Esse é um resultado da estrutura ressonante criada pelo componente carbonila do ácido carboxílico, sem o qual o grupo OH não pode perder tão facilmente seus H⁺ (veja álcool). O íon resultante é tipicamente nomeado com o sufixo "-ato", como ácido acético, por exemplo, tornando-se íon acetato.

Propriedades

Propriedades físicas

São geralmente ácidos fracos, com apenas 1% de moléculas RCOOH dissociadas em íons a temperatura ambiente em solução aquosa.

São substâncias polares.

Podem, como os álcoois, formar ligações de hidrogênio entre si ou com moléculas de outra espécie. Por essa razão, os ácidos carboxílicos apresentam praticamente o mesmo comportamento dos álcoois, quanto à solubilidade.

Os ácidos com até 4 carbonos são líquidos incolores, miscíveis com a água. Os ácidos de 5 a 9 carbonos são líquidos incolores e viscosos, muito pouco solúveis. Os ácidos com dez ou mais carbonos são sólidos brancos, semelhante à cera, insolúveis em água.

O ácido aromático mais simples, o ácido benzóico, por apresentar já elevado número de carbonos, não tem apreciável solubilidade em água. Os ácidos carboxílicos são solúveis em solventes menos polares, como o éter, o álcool, o benzeno.

Os ácidos alifáticos têm odor fraco ficando progressivamente de forte e irritante nos ácidos fórmico e acético. O odor se torna extremamente desagradável (semelhante à manteiga rançosa) nos ácidos butírico (4C), valérico (5C) e capróico (6C). Os ácidos com mais que 6 carbonos não têm muito odor, por serem pouco voláteis.

Comparando-se um ácido carboxílico e um álcool, ambos com o mesmo número de carbonos, o ácido terá maior ponto de ebulição, devido à formação de duas ligações de hidrogênio e não apenas uma, como no álcool.

Propriedades químicas

Reagem com bases para formar carboxilatos sais, nos quais o hidrogênio do grupo -OH é substituído por um ion metálico. Deste modo, ácidos etanóicos/acéticos reagem com bicarbonato de sódio para formar etanoato sódico (acetato de sódio), dióxido de carbonoe água:

Grupos carboxila também reagem com grupos amina para formar ligações peptídicas e com álcoois para formar ésteres.

Classificações e nomenclaturas

Ácidos monocarboxílicos

Identificação

São aqueles que apresentam na sua estrutura um único grupo funcional carboxila, onde R é um radical orgânico alquila, alquenila, arila ou hidrogênio.
Apresentam formula geral R - COOH

Nomenclatura

Oficial: Ácido (nome da cadeia carbônica derivado do hidrocarboneto)ÓICO e vem acompanhado pelo nome do numero de carbonos existentes. EX: CH3-CH2-COOH (propanóico) onde PROP é pela existencia de 3 carbonos; AN por ser uma ligação simples e ÓICO por estar no grupo carboxila.

Usual: Nome, em geral, de origem latina ou grega.

Exemplo:

CH₃ - COOH

Nomenclatura oficial: ácido etanóico (cadeia derivada do hidrocarboneto etano)

Nomenclatura usual: ácido acético ( do latim acetum que significa azêdo)

Principais ácidos monocarboxílicos

Ácidos dicarboxílicos

Identificação

São os ácidos carboxílicos que apresentam na sua estrutura dois grupos funcionais carboxila, onde R é um radical orgânico.
Apresentam formula geral HOOC - R - COOH

Nomenclatura

Oficial: Ácido (nome da cadeia carbônica derivado do hidrocarboneto)DIÓICO

Usual: Nome , em geral,de origem latina ou grega.

Exemplo: HOOC - CH₂ - COOH

Nomenclatura oficial: Ácido propanodióico (cadeia derivada do hidrocarboneto propano )

Nomenclatura usual: Ácido malônico

Nomenclatura usual: Ácido propanílico

Principais ácidos dicarboxílicos

Ácidos graxos

Ácidos com outros grupos funcionais

Ácido láctico ou ácido 2-hidroxi-propanóico:

CH₃ - CH ( OH ) - COOH

Ácido tartárico ou ácido dihidróxi-butanodióico:

HCOO - CH ( OH )- CH ( OH ) - COOH

Ácido salicílico ou ácido Para-hidróxi-benzóico

HO - ( C₆H₄ ) - COOH

Ácido tricloroacético ou ácido tricloroetanóico:

CCl₃ - COOH

Ácido cítrico ou ácido 2- hidroxi-propanotrióico:

HOOC - ( OH ) CH ( COOH ) - COOH

Aminoácido ou ácido 2-amino-nome do radical acila

R - CH ( NH₂ ) - COOH

Curiosidades

Os ácidos carboxílicos apresentam odor característico. Os monocarboxílicos que apresentam até 12 átomos de carbono apresentam cheiro bastante desagradável. Os indívíduos através do seu metabolismo produzem e excretam ácidos carboxílicos, que é de composição diferente para cada indivíduo; portanto, cada pessoa tem o seu cheiro característico. Por isso, o cão, que apresenta olfato bastante aguçado, reconhece as pessoas pelo cheiro. Normalmente o ácido carboxílico está associado a um fenol.

RESSONÂNCIA

2010-04-11T16:17:00.000-07:00

A ressonância (denominada também por mesomeria) em química é uma ferramenta empregue (predominantemente em química orgânica) para representar certos tipos de estruturas moleculares. A ressonância molecular é um componente chave na teoria da ligação covalente e a sua manifestação aumenta quando existem ligações duplas ou triplas em moléculas. Numerosos compostos orgânicos apresentam ressonância, como é o caso dos compostos aromáticos.

História

O conceito de ressonância foi introduzido por Linus Pauling no ano de 1928. Inspirou-se em determinados processos probabilísticos da mecânica quântica, no estudo do ion H₂⁺ que possui um eletron deslocalizado entre os dois núcleos de hidrogênio. O termo alternativo que aparece na literatura, mesomerismo (mesomérico), é muito popular nas publicações realizadas em língua alemã e francesa, e foi introduzido por Christopher Ingold, em 1938. O conceito actual de efeito mesomérico adquiriu um significado diverso, mas relacionado. O símbolo da dupla flecha foi introduzido pelo químico alemão Arndt, que denominou este efeito em alemão como zwischenstufe, algo como fase intermédia.
Devido à confusão que gerava na comunidade científica a terminologia ressonância, foi sugerido abandonar este nome em favor de deslocalização.

Sistema conjugado

Um sistema conjugado ocorre em um composto químico onde os átomos unidos mediante ligação covalentemente com ligações simples e múltiplas alternantes (por exemplo, C=C-C=C-C) e com influência mútua para produzir uma região chamada deslocalização eletrônica. Nesta região, os elétrons não pertencem a uma só ligação ou átomo, senão a um grupo. Por exemplo, o fenol (C₆H₅OH) tem um sistema de 6 elétrons acima abaixo do plano do anel, assim como também do grupo hidroxilo.
O sistema conjugado resulta numa deslocalização geral dos elétrons através de todos os orbitais p alinhados paralelamente, o que incrementa a estabilidade e diminui a energia global da molécula.

Aromaticidade

Aromaticidade é uma propriedade química na qual um anel conjugado de ligações insaturadas, pares de elétron isolados, ou orbitais vazios exibem uma estabilização mais forte do que a esperada devido apenas à conjugação. Também pode ser considerada como uma manifestação de deslocalização cíclica e de ressonância.
Geralmente considera-se que ela ocorre devido aos elétrons estarem livres para circular por arranjos circulares de átomos, os quais se ligam um ao outro por uma ligação simples e uma ligação dupla alternadamente. Essas ligações são comumente vistas de acordo com o modelo de anéis aromáticos desenvolvido por Kekulé. O modelo de Kekulé considera que as ligações consistem de um híbrido de ligações simples e dupla e que todas as ligações no anel são idênticas. Para o benzeno, o modelo consiste em duas formas de ressonância, que correspondem a ligações simples e duplas trocando de lugar entre si. O benzeno é uma molécula mais estável do que seria esperado, sem contar-se com deslocalização da carga.

Teoria

Representação alternativa

Como é padrão para diagramas de ressonância, uma seta de duplo sentido é usada para indicar que as duas estruturas não são entidades distintas, mas meramente possibilidades hipotéticos. Nem é uma representação precisa de compostos reais, o que é melhor representada por um híbrido (média) dessas estruturas, que pode ser visto à direita. A ligação C=C é menor do que uma ligação C-C, mas o benzeno é perfeitamente hexagonal - todas as seis ligações carbono-carbono tem a mesma distância, intermediária entre aquela de uma ligação simples e uma dupla. A melhor representação é aquela da ligação π circular (círculo interno de Armstrong), em que a densidade de elétrons é distribuída através de uma ligação π acima e abaixo do anel. Este modelo representa mais corretamente a localização da densidade de elétrons no anel aromático.
As ligações simples são formadas de acordo com os elétrons entre os núcleos de carbono - estas são chamadas ligações σ. Ligações duplas consistem de uma ligação σ e uma ligação π. As ligações π são formadas de sobreposição de orbitais atômicos p acima e abaixo do plano do anel. O diagrama a seguir mostra as posições destes orbitais p:

Características dos Compostos aromáticos

Um composto aromático (ou composto de arilo ou arila, ou ainda, "arilcomposto") contém um conjunto de átomos ligados covalentemente com características específicas:

Um sistema conjugados de π deslocalizados, mais comumente um arranjo de alternância de ligações simples e duplas.
Estrutura coplanar, com todos os átomos contribuintes no mesmo plano.
Átomos contribuintes dispostos em uma ou mais anéis.
Um certo número de elétrons π deslocalizados que é um número par, mas não um múltiplo de 4. Isto é, um número de 4n + 2 elétrons π, onde n = 0, 1, 2, 3, e assim por diante. Isso é conhecido como regra de Hückel.

Considerando que o benzeno é aromático (6 elétrons, a partir de 3 duplas ligações), o ciclobutadieno não é, pois o número de elétrons π deslocalizados é 4, o que evidentemente é um múltiplo de 4. O íon ciclobutadienido (um íon de carga 2 -), no entanto, é aromático (6 elétrons). Um átomo de um sistema aromático pode ter outros elétrons que não fazem parte do sistema e, portanto, ignorado pela regra 4n + 2. No furano, o átomo de oxigênio é hibridizado sp². Um par de elétrons π não está no sistema e os outros estão no plano do anel (análoga à ligação C-H em outras posições). Há 6 elétrons π, então o furano é um composto aromático.
Moléculas aromáticas normalmente exibem uma estabilidade química ampliada em comparação às moléculas semelhantes não aromáticas. Uma molécula que pode ser aromática tenderá a alterar a sua estrutura eletrônica e conformacional para estar nesta situação. Estas estabilidade extra muda a química da molécula . Compostos aromáticos sofrem reações de substituição eletrofílica aromática e substituição nucleofílica aromática, mas não reações de adição eletrofílica como acontece com ligações carbono-carbono duplas.
Muitos dos primeiros exemplos conhecidos de compostos aromáticos, como benzeno e tolueno, tem cheiro agradável distintivo. Esta propriedade levou ao termo aromático para esta classe de compostos, e daí o termo "aromaticidade" para a propriedade eletrônica posteriormente descoberta.
Os elétrons π que circulam em uma molécula aromática produzem correntes de anel que se opõem ao campo magnético aplicado em RMN. O sinal de RMN de prótons não planos de um anel aromático é mantido substancialmente mais "campo abaixo" (sentido do campo, relacionado à corrente de anel) do que aqueles de carbonos sp² não aromáticos. Esta é uma importante forma de detecção de aromaticidade. Pelo mesmo mecanismo, os sinais de prótons localizados próximos do eixo do anel é mantido "campo acima".
Moléculas aromáticas são capazes de interagir umas com as outras no assim chamado empilhamento π-π: os sistemas π formam dois anéis paralelos com sobreposição em orientação "face-a-face". Moléculas aromáticas também são capazes de interagir umas com as outras em uma orientação "ponta-a-face": uma pequena carga positiva dos substituintes no anel de átomos de uma molécula são atraídos para uma carga ligeiramente negativa do sistema aromático em uma outra molécula. Moléculas monocíclicas contendo 4n elétrons π planares são chamadas antiaromáticas e são em geral, desestabilizadas. Moléculas antiaromáticas também tenderão a alterar a sua estrutura eletrônica e conformacional para evitar esta situação, tornando-se não aromáticas. Por exemplo, ciclooctatetraeno (COT) distorce-se fora da planaridade, quebrando uma sobreposição entre as ligações π duplas adjacentes. Relativamente recentemente, descobriu-se que o ciclobutadieno adota uma configuração assimétrica retangular na qual ligações simples e duplas alternam-se de fato, não há ressonância e as ligações simples são nitidamente mais longas do que as ligações duplas, reduzindo-se uma desfavorável sobreposição de orbitais p. Consequentemente, ciclobutadieno é não-aromático, com uma tensão da configuração assimétrica que supera uma desestabilização antiaromática que perturba uma configuração quadrada e simétrica.

Importância dos compostos aromáticos

Os compostos aromáticos são importantes na indústria. Hidrocarbonetos aromáticos chaves de interesse comercial são benzeno, tolueno, orto-xileno e para-xileno. Cerca de 35 milhões de toneladas são produzidas em todo o mundo a cada ano. Eles são extraídos de misturas complexas obtidas pelo refino de petróleo ou pela destilação do alcatrão de carvão, e são utilizados para produzir uma gama de produtos químicos e polímero s importantes, incluindo estireno, fenol, anilina, poliéster e nylon.
Outros compostos aromáticos desempenham papéis-chave na bioquímica de todos os seres vivos. Três aminoácidos aromáticos, fenilalanina, triptofano e tirosina, cada um servindo como um dos 20 blocos básicos de construção das proteínas. Além disso, todos os 5 nucleotídeos (adenina, timina, citosina, guanina e uracila) que compõem a seqüência do código genético (DNA e RNA) são purinas ou pirimidinas aromáticas. Bem como a molécula hemo que contém um sistema aromático com 22 elétrons π. A clorofila tem também um sistema aromático semelhante.

Tipos de compostos aromáticos

A esmagadora maioria dos compostos aromáticos são compostos de carbono, mas eles não necessariamente tem de ser hidrocarbonetos.

Heterocíclicos

Em heterocíclicos aromáticos (heteroaromáticos), um ou mais dos átomos no anel aromático é um elemento outro que não o carbono. Isso pode diminuir a aromaticidade do anel (assim como no caso do Furano), aumentando a sua reatividade. Outros exemplos incluem piridina, pirazina, imidazol, pirazol, oxazol, tiofeno, e seus análogos benzoanelados (benzimidazol, por exemplo).

Policíclicos

Os hidrocarbonetos aromáticos policíclicos são moléculas contendo dois ou mais anéis aromáticos simples fundidos através da partilha de dois átomos de carbono vizinhos (ver anéis aromáticos simples). Exemplos são o naftaleno, antraceno e fenantreno.

Substituídos Aromáticos

Muitos compostos químicos são anéis aromáticos com outras estruturas anexas. Exemplos incluem trinitrotolueno (TNT), ácido acetilsalicílico (aspirina), paracetamol, os nucleotídeos do DNA.

Compostos aromáticos atípicos

Aromaticidade é também encontrada em íons como o cátion ciclopropenilo (sistema 2e), o ânion ciclopentadienilo (sistema 6e), o íon tropilium (6e) e o diânion ciclooctatetraeno (10e). Têm sido atribuídas propriedades aromáticas a outros compostos benzênicos, como a tropona. Propriedades aromáticas são testadas ao limite em uma classe de compostos chamados ciclofanos. Um caso especial de aromaticidade é encontrado na homoaromaticidade onde uma conjugação é interrompida por um único átomo de carbono hibridizado sp³. Quando o carbono no benzeno é substituído por outros elementos, como no borabenzeno, silabenzeno, germanabenzeno, estanabenzeno, fosforina, arsabenzeno ou sais de pirilium a aromaticidade é ainda mantida. Também ocorre aromaticidade em compostos que não são feitos de carbono. Compostos inorgânicos de anéis de seis membros análogos ao benzeno foram sintetizados. Silicazina (Si₆H₆) e borazina (B₃N₃H₆) são estruturalmente análogos ao benzeno, com os átomos de carbono substituídos por outro elemento ou elementos. Na borazina, o boro e átomos de nitrogênio alternam-se ao redor do anel. Acredita-se que existe aromaticidade metálica em certos grupos de ligas de alumínio. A aromaticidade Möbius ocorre quando um sistema cíclico de orbitais moleculares, formados a partir de orbitais atômicos p_π e preenchidos em um nível fechado por 4n (n é um inteiro) elétrons, é dada uma única meia-torção para corresponder a uma fita de Möbius. Devido poder ser uma torção canhota ou destra, os compostos aromáticos Möbius resultantes são dissimétricos ou quirais. Até agora não há nenhuma dúvida sobre a prova de que uma molécula de aromático Möbius tenha sido sintetizada. Aromáticos com duas meias-voltas correspondente à topologias paradrômicas, primeiro sugeridas por Johann Listing, foram propostas por Henry Rzepa em 2005. Nos carbômeros as ligações do anel são estendidas com grupos alcinos e alenos.

ESTADO DE OXIDAÇÃO

2010-04-11T16:06:00.001-07:00

Estado de oxidação ou Número de Oxidação (Nox) indica o número de elétrons que um átomo ou íon perde ou ganha para adquirir estabilidade química. Quando o átomo ou o íon perde elétrons, seu nox aumenta, quando ganha elétrons, seu Nox diminui.
A soma dos Nox de todos os átomos de uma molécula é sempre igual a zero.
Substâncias simples apresentam NOX igual a 0;
Íons simples apresentam NOX igual a sua carga;
A soma dos NOX de um íon composto ou complexo é igual a sua carga.

Elementos com Nox definido

Alguns elementos possuem um Nox fixo quando encontrados isoladamente na natureza. São eles:

Metais alcalinos [Grupo 1A] e prata: +1 (nos hidretos metálicos o estado de oxidação do H é -1).
Metais alcalino-terrosos [Grupo 2A] e Zinco: +2
Alumínio: +3
Oxigênio: -2 (exceto nos peróxidos, nos quais é -1, e nos superóxidos, nos quais é -½)
Hidrogênio (em ligações covalentes): +1
Calcogênios ([Grupo 6A] somente na extremidade direita da fórmula) = -2
Halogênios ([Grupo 7A] somente na extremidade direita da fórmula e não covalentes) = -1
Grupos 3B a 7B: Nox máximo = nº do grupo

Oxidação e redução

Não confundir Nox com Valência (química), que é a quantidade de elétrons que um átomo necessita ganhar ou perder para alcançar a estabilidade, segundo a "Regra do octeto". As vezes o Nox é numericamente igual à valência do elemento.
Oxidar significa perder elétrons. O Nox aumenta.
Reduzir significa ganhar elétrons. O Nox diminui.

CARGA FORMAL

2010-04-11T16:02:00.000-07:00

Carga formal é a carga elétrica de um átomo considerando-se que há uma ligação covalente não polar (entre átomos sem diferença de eletronegatividade).
O seu cálculo pode ser feito através da fórmula:
Carga formal = (número de elétrons de valência no átomo livre) - [(número de pares isolados de elétrons) + X (número de elétrons compartilhados)]

Carga formal = (número total de elétrons de valência no átomo isolado) - (número de elétrons não ligantes) - X (número total de elétrons ligantes)

Estabeleça o número de elétrons de valência que cada átomo livre possui observando o seu grupo na tabela periódica. A seguir, desenhe a estrutura de Lewis mostrando cada par como pontos (não como linha). Então, desenhe uma curva fechada em torno de cada átomo de forma a capturar todos os seus pares isolados de elétrons e mais um electrão de cada ligação. Conte esse número e subtraia este número do número de electrões de valência do átomo livre.

PERGUNTAS SOBRE QUÍMICA

2010-04-10T19:19:00.000-07:00

SUBSTÂNCIAS

2010-04-10T18:30:00.000-07:00

Uma substância é formada por átomos de elementos específicos em proporções específicas. Cada substância possui um conjunto definido de propriedades e uma composição química. Elas também podem ser inorgânicas (como a água e os sais minerais)ou orgânicas (como a proteína, carboidratos, lípides, ácido nucleico e vitaminas).

Classificação

A substância que é formada por átomos de um único elemento químico (denomina-se elemento químico todos os átomos que possuem o mesmo número atômico (Z), ou seja, o mesmo número de prótons) é denominada substância simples. Exemplos:

Ouro:
Ferro:
Cobre:
Gás Hidrogênio:

Uma substância composta por mais de um elemento químico, numa proporção determinada de átomos, é denominada substância composta. Exemplos:

Cloreto de Sódio:
Água:
Metano:
Glicose:

As formulas químicas heteronucleares destas substâncias podem apresentar como unidades estruturais compostos moleculares, no qual a unidade estrutural é a molécula, e compostos iónicos, em que a unidade estrutural é um conjunto de íões positivos e negativos mais simples.
Duas ou mais substâncias agrupadas constituem uma mistura. O leite e o soro caseiro são exemplos de misturas.

Sistema

Sistema é uma porção limitada do universo, considerada como um todo para efeito de estudo.
Sistema homogêneo, material homogêneo ou matéria homogênea é aquele que apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado.
Sistema heterogêneo, material heterogêneo ou matéria heterogênea é aquele que não apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado.
Fases são as diferentes porções homogêneas, limitadas por superfícies de separação, que constituem um sistema heterogêneo.
Os sistemas homogêneos são monofásicos ou unifásicos. Os sistemas heterogêneos são polifásicos, podendo ser bifásicos, trifásicos, etc.
Sistemas com n componentes sólidos, como regra têm n fases. Sistemas com n gases sempre têm uma única fase. Não existe sistema heterogêneo de dois ou mais gases.
Um sistema heterogêneo ou é uma mistura (heterogênea) ou é uma substância pura em mudança de estado físico. Um sistema homogêneo ou é uma mistura (homogênea) ou é uma substância pura num único estado físico.

Mistura e substância pura

Mistura é qualquer sistema formado de duas ou mais substâncias puras, denominadas componentes. Pode ser homogênea ou heterogênea, conforme apresente ou não as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinada.
Toda mistura homogênea é uma solução, por definição.
Substância pura é todo material com as seguintes características:

Unidades estruturais(moléculas, conjuntos iônicos) quimicamente iguais entre si.
Composição fixa, do que decorrem propriedades fixas, como densidade, ponto de fusão e de ebulição, etc.
A temperatura se mantém inalterada desde o início até o fim de todas as suas mudanças de estado físico (fusão, ebulição, solidificação, etc.).
Pode ser representada por uma fórmula porque tem composição fixa.
Não conserva as propriedades de seus elementos constituintes, no caso de ser substância pura composta.
As misturas não apresentam nenhuma das características acima. Essas são as diferenças entre as misturas e as combinações químicas (substâncias puras compostas)..

Mistura eutética e mistura azeotrópica

Existem misturas que, como exceção, se comportam como se fossem substâncias puras no processo de fusão, isto é, a temperatura mantém-se inalterada do início ao fim da fusão. Essas são chamadas misturas eutéticas.
Outras se comportam como se fossem substâncias puras em relação à ebulição, isto é, a temperatura mantém-se inalterada do início ao fim da ebulição. Essas são chamadas misturas azeotrópicas.
Não é conhecida nenhuma mistura que seja eutética e azeotrópica simultaneamente.

Substância simples e alotropia

Substância simples é toda substância pura formada de um único elemento químico.
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico (átomos de mesmo Z) forma duas ou mais substâncias simples diferentes.
Elemento: Variedades alotrópicas

Carbono (C): Diamante (Cn) Grafite (Cn)
Oxigênio (O): Oxigênio ( $O 2$ ) Ozônio ( $O 3$ )
Fósforo (P): Fósforo branco ( $P 4$ ) Fósforo vermelho (Pn)
Enxofre (S): Enxofre rômbico ( $S 8$ ) Enxofre monoclínico ( $S 8$ )

Grandeza molecular: Substância simples

moléculas monoatômicas: gases nobres
moléculas biatômicas: $H 2, N 2, O 2, F 2, C l 2, B r 2, I 2$
moléculas triatômicas: $O 3$
moléculas tetratômicas: $P 4$
moléculas octatômicas: $S 8$
moléculas gigantes (macromoléculas): $P n, C n$ , todos os metais ( $N a n, C a n, A g n$ )

MISTURAS

2010-04-10T18:25:00.000-07:00

Uma mistura é constituída por duas ou mais substâncias puras, sejam elas simples ou compostas. As proporções entre os constituintes de uma mistura podem ser alterados por processos químicos, como a destilação. Todas as substâncias que compartilham um mesmo SISTEMA, portanto, constituem uma mistura. Não se pode, entretanto, confundir misturar com dissolver. Água e óleo, por exemplo, misturam-se mas não se dissolvem. Isso torna o sistema água + óleo uma mistura, não uma solução.
Existem três tipos fundamentais de misturas: as homogêneas (homo: igual), as heterogêneas (hetero: diferente) e as coloidais.

Misturas heterogêneas

Uma mistura é dita heterogénea quando apresenta duas ou mais fases e os componentes da mistura são perceptíveis. Observação: a visualização não é, necessariamente, a olho nu. As fases de uma mistura heterogênea podem ser detectadas no microscópio ou separadas em uma centrífuga. Como exemplos têm-se o sangue e o leite.

Mistura homogênea

A mistura homogênea é aquela cujas substâncias constituintes não podem ser identificadas, pois possuem as mesmas propriedades em toda a sua extensão. Tais substâncias sofrem dissolução, ou seja, a sua mistura produz somente uma fase. Isso quer dizer que toda mistura homogênea é uma solução, ou seja, mistura homogênea é um conjunto de substâncias solúveis entre si. Um exemplo é a mistura da água com álcool: quando misturadas essas duas substâncias é impossível distinguir uma da outra.Outro exemplo é a mistura de água e sal de cozinha, seguindo o mesmo padrão da mistura anterior.
Misturas coloidais: Nas misturas coloidais, os componentes da mistura não se distinguem a olho nu, contudo se usarmos um instrumento de ampliação, como um microscópio, é possível distinguir os diferentes componentes da mistura.
Por exemplo, se observares uma gota de sangue a olho nu não consegues identificar os seus componentes, mas se observares essa gota ao microscópio, distingues os glóbulos brancos, os glóbulos vermelhos, as plaquetas, etc.
Gases formam misturas homogêneas exceto quando suas densidades são muito diferentes, como o hexafluoreto de urânio (UF6) com hélio (He).

Misturas Azeotrópicas e Eutéticas

Mistura Azeotrópica

Algumas misturas apresentam características iguais às de elementos ou compostos químicos na hora da ebulição ou de fusão.

Misturas Azeotrópicas: são misturas em que o ponto de ebulição não se altera, em temperatura constante, comportando-se como um composto químico ou um elemento. Esse tipo de mistura acontece quando o ponto de ebulição atinge o patamar.É muito comum entre líquidos. Ex.: O álcool hidratado é uma mistura azeotrópica, isso se deve porque esse álcool está misturado à água em uma proporção onde é impossível separar pela ebulição, já que a temperatura se mantém constante. PE = 78,5°C; PF = -177°C; P = 0,79g/cm³ são os pontos de fusão (PF) e ebulição (PE) do álcool.

Misturas Eutéticas: são misturas em que o ponto de fusão dos elementos que a compõem são maiores que o da mistura eutética. Isso é muito comum em misturas entre metais. Ex.: o bronze é uma mistura de cobre com o estanho, impossível separar por fusão.

Separação de misturas

As misturas podem ser separadas usando os seguintes métodos:

Decantação: permite a separação de líquidos imiscíveis (que não se misturam) ou um sólido precipitado num líquido. Exs.: água e areia, água e óleo vegetal. Pode-se aproveitar a pressão atmosférica e a gravidade para auxiliar no processo de decantação. Um dos líquidos pode ser retirado por sifonação, que é a transferência, através de uma mangueira, de um líquido em uma posição mais elevada para outra, num nível mais baixo.

Pode-se ainda usar o princípio da decantação para a separação de misturas sólido-gás (câmara de poeira). A mistura sólido-gás atravessa um sistema em zigue-zague, o pó, sendo mais denso, se deposita pelo trajeto.

Filtração: este é um método de separação muito presente no laboratório químico e também no cotidiano. É usado para separar um sólido de um líquido ou sólido de um gás, mesmo que o sólido se apresente em suspensão. A mistura atravessa um filtro poroso, onde o material particulado fica retido.

Centrifugação: para separar líquidos imiscíveis (que não se misturam) ou um líquido de um sólido insolúvel em suspensão. Para fazer uma centrifugação é preciso uma centrifugadora. Esta máquina faz rodar a mistura (na qual uma das partes tem que ser líquida) a alta velocidade, provocando a separação pela ação da força que é aplicada (do centro para fora). A separação dá-se devido às diferenças de densidades dos materiais. Normalmente uma centrifugação é seguida de uma decantação.Ex: separar glóbulos vermelhos do plasma sanguíneo; separar a nata do leite.

Cristalização: separa um sólido cristalino de uma solução. Na cristalização há uma evaporação do solvente de uma solução provocando o aparecimento de cristais do soluto. Ex: o aparecimento do sal nas salinas.

Destilação: separa líquido(s) de sólido(s) dissolvidos ou líquido(s) de líquido(s). Na destilação acontecem duas mudanças de estado consecutivas: uma ebulição (vaporização) seguida de uma condensação. Na ebulição é retirado da mistura o componente com o ponto de ebulição mais baixo, e na condensação esse componente volta à sua forma líquida. Existe um tipo de destilação, a destilação fracionada, que permite a separação de vários líquidos com pontos de ebulição muito próximos. Ex: obtenção de água destilada, aguardentes; separação dos diferentes componentes do petróleo.

Destilação Fracionada: é um método de separação de líquidos que participem de mistura homogênea ou heterogênea. Quanto mais distantes forem os pontos de ebulição destes líquidos, mais eficiente será o processo de destilação. Eleva-se a temperatura até que se alcance o ponto de ebulição do líquido que apresente valor mais baixo para esta característica e aguarda-se, controlando a temperatura, a completa destilação deste. Posteriormente, permite-se que a temperatura se eleve até o ponto de ebulição do segundo líquido. Quanto mais próximos forem os pontos de ebulição dos líquidos, menor o grau de pureza das frações destiladas. A destilação fracionada é usada na obtenção das diversas frações do petróleo.

Nos alambiques, este tipo de destilação é usado na obtenção de bebidas como a cachaça e o uísque. Na destilação fracionada em laboratório usa-se um equipamento como o mostrado abaixo.

Cromatografia: para separar substâncias com diferentes solubilidades num determinado soluto. Na cromatografia uma mistura é arrastada (por um solvente apropriado) num meio poroso e absorvente. Como diferentes substâncias têm diferentes velocidades de arrastamento num determinado solvente, ao fim de algum tempo há uma separação dos constituintes da mistura. Este processo é normalmente usado para pequenas quantidades de amostra. Ex: separação dos componentes de uma tinta.

Separação Magnética: consegue separar componentes que tenham propriedades magnéticas dos que não as possuem. Aproveitam-se as propriedades magnéticas de um dos componentes da mistura para o separar dos outros. Ex: areia e limalha de ferro; enxofre e limalha de ferro.

Extração por Solvente: para usar este processo usa-se um solvente que só dissolve um dos constituintes da mistura.Ex: extração da cafeína do chá, usando clorofórmio; remover o iodo da água de iodo, com clorofórmio.

Catação: é um método de separação bastante rudimentar, usado para separação de sistemas sólido-sólido. Baseia-se na identificação visual dos componentes da mistura e na separação dos mesmos separando-os manualmente. É o método utilizado na limpeza do feijão antes do cozimento.

Peneiração: também conhecido como tamisação, este método é usado na separação de sistemas sólido-sólido, onde um dos dois componentes apresente granulometria que permita que o mesmo fique preso nas malhas de uma peneira.

Ventilação: método de separação para sistemas sólido-sólido, onde um dos componentes pode ser arrastado por uma corrente de ar. Um bom exemplo é a separação da casca e do caroço do amendoim torrado.

Levigação: a água corrente arrasta o componente menos denso e o mais denso deposita-se no fundo do recipiente. Um bom exemplo é a lavagem da poeira do arroz ou até mesmo a separação do ouro, em garimpos.

Fusão Fracionada: processo usado para separar sólidos cujos pontos de fusão são muito diferentes (Transformação do sólido para o líquido). Exemplo: Ouro e bronze, que tem a densidade diferente, ocasionando a fusão mais rápida do bronze.

Solidificação Fracionada: Processo usado para separar líquidos cujo ponto de solidificação são muito diferentes.

Flotação: técnica de separação muito usada na indústria de minerais, na remoção de tinta de papel e no tratamento de água, entre outras utilizações. A técnica utiliza diferenças nas propriedades superficiais de partículas diferentes para as separar. As partículas a ser flotadas são tornadas hidrofóbicas pela adição dos produtos químicos apropriados. Então, fazem-se passar bolhas de ar através da mistura e as partículas que se pretende recolher ligam-se ao ar e deslocam-se para a superfície, onde se acumulam sob a forma de espuma. Exemplo: Separar a serragem da areia, que usa a água para separá-los; fazendo a serragem ficar na superfície e a areia no fundo do pote.

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

2010-04-10T18:17:00.000-07:00

Distribuição dos Elétrons nos Átomos
No modelo Rutherford-Bohr, os elétrons giram ao redor do núcleo em diferentes órbitas. Um conjunto que está a uma mesma distância do núcleo é chamada de Camada Eletrônica.

Núcleo ) ) ) ) ) ) )
                           K L M N O P Q

K - Suporta 2 Elétrons
L - Suporta 8 Elétrons
M - Suporta 18 Elétrons
N - Suporta 32 Elétrons
O - Suporta 32 Elétrons
P - Suporta 18 Elétrons
Q - Suporta 2 Elétrons (Alguns livros citam 8, possibilitando a distribuição eletrônica de elementos recém descobertos com número atômico entre 112 e 118 )

Para distribuir os elétrons em camadas eletrônicas, deve-se fazer o seguinte:
Na camada mais próxima ao núcleo, adicionamos o número máximo de elétrons.

Observação 1: Se, numa camada, o número de elétrons for inferior a seu número máximo, coloca-se nela o número máximo da camada anterior.
Observação 2: A última camada não pode conter mais que 8 elétrons, os elétrons restantes devem ser colocados na próxima camada.

Exemplos:
1) Distribua um átomo com 4 elétrons (berílio):

K- 2
L- 2

2) Distribua um átomo com 11 elétrons (sódio):

K- 2
L- 8
M- 1

3) Distribua um átomo com 20 elétrons (cálcio):

K- 2
L- 8
M- 8
N- 2

4) Distribua um átomo com 55 elétrons (césio) :

K- 2
L- 8
M- 8+10= 18
N- 18
O- 8
P- 1

Vejamos agora o diagrama Linus Pauling:
Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de 7 camadas eletrônicas, designados pelas letras maiúsculas:
K,L,M,N,O,P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados.
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K,L,M,N,O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente.
Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de elétrons que cabe em cada camada ou nível de energia é:
Nível de energia Camada Número máximo de elétrons

1º             K          2
  2º             L          8
  3º             M          18
  4º             N          32
  5º             O          32
  6º             P          18
  7º             Q          2  (alguns autores admitem até 8)

Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia, representados pelas letras s,p,d,f, em ordem crescente de energia.
O número máximo de elétrons que cabe em cada subcamada, ou subnivel de energia, também foi determinado experimentalmente:
energia crescente

Subnível s p d f Número máximo de elétrons 2 6 10 14
O número de subníveis que constituem cada nível de energia depende do número máximo de elétrons que cabe em cada nível. Assim, como no 1ºnível cabem no máximo 2 elétrons, esse nível apresenta apenas um subnível s, no qual cabem os 2 elétrons. O subnível s do 1º nível de energia é representado por 1s.
Como no 2º nível cabem no máximo 8 elétrons, o 2º nível é constituído de um subnível s, no qual cabem no máximo 2 elétrons, e um subnível p, no qual cabem no máximo 6 elétrons. Desse modo, o 2º nível é formado de dois subníveis, representados por 2s e 2p, e assim por diante.
Resumindo:
Nível Camada Nº máximo de elétrons Subníveis conhecidos 1º K 2 1s 2º L 8 2s e 2p 3º M 18 3s, 3p e 3d 4º N 32 4s, 4p, 4d e 4f 5º O 32 5s, 5p, 5d e 5f 6º P 18 6s, 6p e 6d 7º Q 2 (alguns autores admitem até 8) 7s *7p
Linus Gari Pauling (1901-1994), químico americano, elaborou um dispositivo prático que permite colocar todos os subníveis de energia conhecidos em ordem crescente de energia. É o processo das diagonais, denominado diagrama de Pauling, representado a seguir. A ordem crescente de energia dos subníveis é a ordem na seqüência das diagonais.

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d

ordem crescente de energia

Acompanhe os exemplos de distribuição eletrônica:
1 - Distribuir os elétrons do átomo normal de manganês (Z=25) em ordem de camada.
Solução:
Se Z=25 isto significa que no átomo normal de manganês há 25 elétrons. Aplicando o diagrama de Pauling, teremos:
K - 1s2 L - 2s2 2p6 M - 3s2 3p6 3d5 N - 4s2 4p 4d 4f O - 5s 5p 5d 5f P - 6s 6p 6d Q - 7s 7p
Resposta: K=2; L=8; M=8; N=7
2 - Distribuir os elétrons do átomo normal de xenônio (Z=54) em ordem de camada.
Solução:
K - 1s2 L - 2s2 2p6 M- 3s2 3p6 3d10 N- 4s2 4p6 4d10 4f O- 5s2 5p6 5d 5f P- 6s 6p 6d Q- 7s 7p
Resposta: K=2; L=8; M=18; N=18; O=8
Há alguns elementos químicos cuja distribuição eletrônica não “bate” com o diagrama de Pauling.
____________________________________________

Alguns autores admitem que a camada Q suporta até 8 elétrons.

MODELO ATÔMICO

2010-04-10T18:13:00.000-07:00

Muitas são as teorias sobre a estrutura atômica da matéria, ou modelo atômico. Atualmente, é o Modelo da Mecânica Quântica ou da Mecânica Ondulatória ou Modelo Orbital ou da Nuvem Electrónica aceito para definir a estrutura atômica.

Antiguidade

Na antiguidade acreditava-se que dividindo a matéria em pedaços cada vez menores, chegar-se-ia num ponto onde partículas, cada vez menores, seriam invisíveis ao olho humano e, segundo alguns pensadores, indivisíveis. Graças a essa propriedade, receberam o nome de átomos, termo que significa indivisíveis, em grego. Foi quando surgiu entre os filósofos gregos o termo atomismo.
Parmênides propôs a teoria da unidade e imutabilidade do ser, esta, estava em constante mutação através dos postulados de Heráclito.
O atomismo foi a teoria cujas intuições mais se aproximaram das modernas concepções científicas sobre o modelo atômico.
No século V a.C. (450 a.C.) Leucipo de Mileto juntamente a seu discípulo Demócrito de Abdera, (400 a.C.), considerado o pai do atomismo grego, discorreram sobre a natureza da matéria de forma elegante e precisa.
Demócrito, propôs que a realidade, o todo, se compõe não só de átomos ou partículas indivisíveis de natureza idêntica, conforme proposto por Parmênides. Demócrito acreditava que o vácuo era um não ente. Esta tese entrou em franca contradição com a ontologia parmenídea.
Heráclito postulava que não-ente (vácuo) e matéria (ente) desde a eternidade interagem entre si dando origem ao movimento. E que os átomos apresentam as propriedades de: forma; movimento; tamanho e impenetrabilidade e, por meio de choques entre si, dão origem a objetos.
Segundo Demócrito a matéria era descontínua, portanto, ao invés dos corpos macroscópicos, os corpos microscópicos, ou átomos não interpenetram-se nem dividem-se, sendo suas mudanças observadas em certos fenômenos físicos e químicos como associações de átomos e suas dissociações e que qualquer matéria é resultado da combinação de átomos dos quatro elementos: ar; fogo; água e terra. Aristóteles, ao contrário de Demócrito, postulou a continuidade da matéria, ou, não constituída por partículas indivisíveis.
Em 60 a.C., Lucrécio compôs o poema De Rerum Natura, que discorria sobre o atomismo de Demócrito.
Os filósofos porém, adotaram o modêlo atômico de Aristóteles, da matéria contínua, que foi seguido pelos pensadores e cientistas até o século XVI d.C.

John Dalton ( Modelo da bola de bilhar )

O professor da universidade inglesa New College de Manchester, John Dalton foi o criador da primeira teoria atômica moderna na passagem do século XVIII para o século XIX.
Em 1803 Dalton publicou o trabalho Absorption of Gases by Water and Other Liquids, (Absorção de gases pela água e outros líquidos), neste delineou os princípios de seu modelo atômico.
Segundo Dalton:

Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes entre si.
Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais e de peso invariável.
Átomos são partículas maciças, indivisíveis e esféricas formadoras da matéria.
Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados.
Na formação dos compostos, os átomos entram em proporções numéricas fixas 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc.
O peso total de um composto é igual à soma dos pesos dos átomos dos elementos que o constituem.

Em 1808, Dalton propôs a teoria do modelo atômico, onde o átomo é uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível, indivisível e sem carga. Todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos. Seu modelo atômico foi chamado de modelo atômico da bola de bilhar.
Em 1810 foi publicada a obra New System of Chemical Philosophy (Novo sistema de filosofia química), nesse trabalho havia testes que provavam suas observações, como a lei das pressões parciais, chamada de Lei de Dalton, entre outras relativas à constituição da matéria.

Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis;
Existe um número pequeno de elementos químicos diferentes na natureza;
Reunindo átomos iguais ou diferentes nas variadas proporções, podemos formar todas as matérias do universo conhecidas;

Para Dalton o átomo era um sistema contínuo. Apesar de um modelo simples, Dalton deu um grande passo na elaboração de um modelo atômico, pois foi o que instigou na busca por algumas respostas e proposição de futuros modelos. Modelo de Dalton: A matéria é constituída de diminutas partículas amontoadas como laranjas.

Joseph John Thomson

A partir de uma experiência utilizando tubos de Crookes, Joseph John Thomson demonstrou que os raios catódicos podiam ser interpretados como um feixe de partículas carregadas negativamente e que possuíam massa. Concluiu que essas partículas negativas deviam fazer parte de quaisquer átomos, recebendo assim o nome de elétron.
O Modelo atômico de Thomson (1897) propunha então que se o átomo não fosse maciço (como havia afirmado John Dalton), mas sim um fluido com carga positiva (homogêneo e quase esférico) no qual estavam dispersos (de maneira homogênea) os elétrons. Podemos fazer a analogia desse modelo atômico com um "Panetone" ou com um pudim recheado de uvas passas, em que a massa do panetone seria positiva e as passas seriam as partículas negativas.

Ernest Rutherford

As bases para o desenvolvimento da física nuclear foram lançadas por Ernest Rutherford ao desenvolver sua teoria sobre a estrutura atômica. O cientista estudou por três anos o comportamento dos feixes de partículas ou raios X, além da emissão de radioatividade pelo elemento Urânio. Uma das inúmeras experiências realizadas, foi a que demonstrava o espalhamento das partículas alfa. Esta foi base experimental do modelo atômico do chamado átomo nucleado onde elétrons orbitavam em torno de um núcleo. Durante suas pesquisas Rutherford observou que para cada 10.000 partículas alfa aceleradas incidindo numa lâmina de ouro, apenas uma refletia ou se desviava de sua trajetória. A conclusão foi que o raio de um átomo poderia ser em torno de 10.000 vezes maior que o raio de seu núcleo. Rutherford e Frederick Soddy ainda, descobriram a existência dos raios gama e estabeleceram as leis das transições radioativas das séries do tório, do actínio e do rádio O modelo atômico de Rutherford ficou conhecido como modelo planetário, pela sua semelhança com a formação do Sistema Solar. Em 1911, Ernest Rutherford propôs o modelo de átomo com movimentos planetários. Este modelo foi estudado e aperfeiçoado por Niels Bohr, que acabou por demonstrar a natureza das partículas alfa como núcleos de hélio.

Niels Bohr

A teoria orbital de Rutherford encontrou uma dificuldade teórica resolvida por Niels Bohr.

No momento em que temos uma carga elétrica negativa composta pelos elétrons girando ao redor de um núcleo de carga positiva, este movimento gera uma perda de energia devido a emissão de radiação constante. Num dado momento, os elétrons vão se aproximar do núcleo num movimento em espiral e cair sobre si.

Em 1911, Niels Bohr publicou uma tese que demonstrava o comportamento eletrônico dos metais. Na mesma época, foi trabalhar com Ernest Rutherford em Manchester, Inglaterra. Lá obteve os dados precisos do modelo atômico, que iriam lhe ajudar posteriormente.
Em 1913, observando as dificuldades do modelo de Rutherford, Bohr intensificou suas pesquisas visando uma solução teórica.
Em 1916, Niels Bohr retornou para Copenhague para atuar como professor de física. Continuando suas pesquisas sobre o modelo atômico de Rutherford.
Em 1920, nomeado diretor do Instituto de Física Teórica, Bohr acabou desenvolvendo um modelo atômico que unificava a teoria atômica de Rutherford e a teoria da mecânica quântica de Max Planck.
Sua teoria consistia que ao girar em torno de um núcleo central, os elétrons deveriam girar em órbitas específicas com níveis energéticos bem definidos. Que poderia haver a emissão ou absorção de pacotes discretos de energia chamados de quanta ao mudar de órbita.
Realizando estudos nos elementos químicos com mais de dois elétrons, concluiu que se tratava de uma organização bem definida em camadas. Descobriu ainda que as propriedades químicas dos elementos eram determinadas pela camada mais externa.
Bohr enunciou o princípio da complementaridade, segundo o qual um fenômeno físico deve ser observado a partir de dois pontos de vista diferentes e não excludentes. Observou que existiam paradoxos onde poderia haver o comportamento de onda e de partícula dos elétrons, dependendo do ponto de vista.
Essa teoria acabou por se transformar na hipótese proposta por Louis de Broglie (Louis Victor Pierre Raymondi, sétimo duque de Broglie) onde todo corpúsculo atômico pode comportar-se de duas formas, como onda e como partícula.

Erwin Schrödinger, Louis Victor de Broglie e Werner Heisenberg

Erwin Schrödinger, Louis Victor de Broglie e Werner Heisenberg, reunindo os conhecimentos de seus predecessores e contemporâneos, acabaram por desenvolver uma nova teoria do modelo atômico, além de postular uma nova visão, chamada de mecânica ondulatória.
Fundamentada na hipótese proposta por Broglie onde todo corpúsculo atômico pode comportar-se como onda e como partícula, Heisenberg, em 1925, postulou o princípio da incerteza.
A idéia de órbita eletrônica acabou por ficar desconexa, sendo substituída pelo conceito de probabilidade de se encontrar num instante qualquer um dado elétron numa determinada região do espaço.
O átomo deixou de ser indivisível como acreditavam filósofos gregos antigos e Dalton. O modelo atômico portanto, passou a se constituir na verdade, de uma estrutura mais complexa.

O atual modelo atômico

Se sabe que os elétrons possuem carga negativa, massa muito pequena e que se movem em órbitas ao redor do núcleo atômico.

O núcleo atômico é situado no centro do átomo e constituído por prótons que são partículas de carga positiva, cuja massa é aproximadamente 1.837 vezes superior a massa do elétron, e por nêutrons, partículas sem carga e com massa ligeiramente superior à dos prótons.

O átomo é eletricamente neutro, por possuir números iguais de elétrons e prótons.

O número de prótons no átomo se chama número atômico, este valor é utilizado para estabelecer o lugar de um determinado elemento na tabela periódica.

A tabela periódica é uma ordenação sistemática dos elementos químicos conhecidos.

Cada elemento se caracteriza por possuir um número de elétrons que se distribuem nos diferentes níveis de energia do átomo correspondente.

Os níveis energéticos ou camadas, são denominados pelos símbolos K, L, M, N, O, P e Q.

Cada camada possui uma quantidade máxima de elétrons. A camada mais próxima do núcleo K, comporta somente dois elétrons; a camada L, imediatamente posterior, oito, e assim sucessivamente.

Os elétrons da última camada (mais afastados do núcleo) são responsáveis pelo comportamento químico do elemento, por isso são denominados elétrons de valência.

O número de massa é equivalente à soma do número de prótons e nêutrons presentes no núcleo.

O átomo pode perder elétrons, carregando-se positivamente, é chamado de íon positivo (cátion).

Ao receber elétrons, o átomo se torna negativo, sendo chamado íon negativo (ânion).

O deslocamento dos elétrons provoca uma corrente elétrica, que dá origem a todos os fenômenos relacionados à eletricidade e ao magnetismo.

No núcleo do átomo existem duas forças de interação a chamada interação nuclear forte, responsável pela coesão do núcleo, e a interação nuclear fraca, ou força forte e força fraca respectivamente.

As forças de interação nuclear são responsáveis pelo comportamento do átomo quase em sua totalidade.

As propriedades físico-químicas de um determinado elemento são predominantemente dadas pela sua configuração eletrônica, principalmente pela estrutura da última camada, ou camada de valência.

As propriedades que são atribuídas aos elementos na tabela, se repetem ciclicamente, por isso se denominou como tabela periódica dos elementos.

Os isótopos são átomos de um mesmo elemento com mesmo número de prótons (podem ter quantidade diferente de nêutrons).

Os isótonos são átomos que possuem o mesmo número de nêutrons

Os Isóbaros são átomos que possuem o mesmo número de massa

Através da radioatividade alguns átomos atuam como emissores de radiação nuclear, esta constitui a base do uso da energia atômica.

EQUILÍBRIO QUÍMICO

2010-04-10T17:47:00.000-07:00

Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Foi estudado pela primeira vez pelo quimico francês Claude Louis Berthollet em seu livro Essai de statique chimique de 1803.
Ao menos teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: de reagentes se transformando em produtos e de produtos se transformando de volta em reagentes. Contudo em certas reações, como a de combustão, virtualmente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa o contrário ocorrer (ou pelo menos não em escala mensurável); tais reações são chamadas de irreversíveis. Há também uma série de reações nas quais logo que uma certa quantidade de produto(s) é formada, este(s) torna(m) a dar origem ao(s) reagente(s); essas reações possuem o nome de reversíveis. O conceito de equilíbrio químico praticamente restringe-se às reações reversíveis.

Reversibilidade de reações químicas

Um exemplo de reação reversível é a da produção da amônia (NH₃), a partir do gás hidrogênio (H₂) e do gás nitrogênio (N₂) — que faz parte do Processo de Haber:
N_2(g) + 3H_2(g) 2NH_3(g)
Note-se que a seta dupla () significa que a reação ocorre nos dois sentidos, e que o subscrito (g) indica que a substância se encontra na fase gasosa.
Nesta reação, quando as moléculas de nitrogênio e as de hidrogênio colidem entre si há uma certa chance da reação entre elas ocorrer, assim como quando moléculas de amônia colidem entre si há uma certa chance de elas se dissociarem e de se reorganizarem em H₂ e N₂.
No início do processo, quando há apenas uma mistura de hidrogênio e nitrogênio, as chances das moléculas dos reagentes (H₂ e N₂) colidirem umas com as outras é a máxima de toda a reação, o que fará com que a taxa (ou velocidade) com que a reação ocorre também o seja. Porém à medida com que a reação se processa o número de moléculas de hidrogênio e de nitrogênio diminui, reduzindo dessa forma as chances de elas colidirem entre si e, conseqüêntemente, a velocidade desse sentido da reação. Por outro lado, com o avançar da reação, o número de moléculas de amônia vai aumentando, o que faz com que cresçam as chances de elas colidirem e de se voltar a formar hidrogênio e nitrogênio, elevando assim a velocidade desse sentido da reação. Por fim chegará um momento em que tanto a velocidade de um dos sentidos quanto a do outro serão idênticas, nesse ponto nenhuma das velocidades variará mais (se forem mantidas as condições do sistema onde a reação se processa) e ter-se-á atingido o equilíbrio químico, conforme ilustrado nas figuras abaixo:

Velocidade das reações direta e inversa em função do tempo

Concentração das substâncias envolvidas em função do tempo

Um raciocínio similar, em princípio, pode ser aplicado para qualquer equilíbrio.
Deve-se salientar que quando uma reação atinge o equilíbrio ela não para. Ela continua se processando, porém tanto a reação direta como a inversa ocorrem à mesma velocidade, e desse jeito a proporção entre os reagentes e os produtos não varia . Por outras palavras, estamos na presença de um equilíbrio dinâmico (e não de um equilíbrio estático).

Constante de equilíbrio

"Por exemplo, a constante dessa reação na temperatura de 1000 K é 0,0413 L/mol (é comum se observar a omissão da unidade da constante, uma vez que sua unidade pode variar de equilíbrio para equilíbrio)."
Uma vez atingido o equilíbrio a proporção entre os reagentes e os produtos não é necessariamente de 1:1 (lê-se um para um). Essa proporção é descrita por meio de uma relação matemática, mostrada a seguir:
Dada a reação genérica:
aA + bB yY + zZ ,
onde A, B, Y e Z representam as espécies químicas envolvidas e a, b, y e z os seus respectivos coeficientes estequiométricos. A fórmula que descreve a proporção no equilíbrio entre as espécies envolvidas é:

Os colchetes representam o valor da concentração (normalmente em mol/L) da espécie que está simbolizada dentro dele ([A] = concentração da espécie A, e assim por diante).

K c

é uma grandeza chamada de constante de equilíbrio da reação. Cada reação de equilíbrio possui a sua constante, a qual sempre possui o mesmo valor para uma mesma temperatura. De um modo geral, a constante de equilíbrio de uma reação qualquer é calculada dividindo-se a multiplicação das concentrações dos produtos (cada uma elevada ao seu respectivo coeficiente estequiométrico) pela multiplicação das concentrações dos reagentes (cada uma elevada ao seu relativo coeficiente estequiométrico).
Um exemplo disso é a formação do trióxido de enxofre (SO₃) a partir do gás oxigênio (O₂) e do dióxido de enxofre (SO_2(g)) — uma etapa do processo de fabricação do ácido sulfúrico:
2 SO_2(g) + O_2(g) 2 SO_3(g)
A constante de equilíbrio desta reação é dada por:

É possível determinar experimentalmente o valor da constante de equilíbrio para uma dada temperatura. Por exemplo, a constante dessa reação na temperatura de 1000 K é 0,0413 mol/L (é comum observar a omissão da unidade da constante, uma vez que sua unidade pode variar de equilíbrio para equilíbrio). A partir dela, dada uma certa quantidade conhecida de produtos adicionados inicialmente em um sistema nessa temperatura, é possível calcular por meio da fórmula da constante qual será a concentração de todas as substâncias quando o equilíbrio for atingido.

Constante para a soma de reações

Se uma reação química pode ser expressa pela soma de duas ou mais reações (ou etapas individuais), então a constante de equilíbrio da reação global será a multiplicação das constantes de cada uma das reações individuais.

2P_(g) + 3Cl_2(g) 2PCl_3(g)
PCl_3(g) + Cl_2(g) PCl_5(g)
2P_(g) + 5Cl_2(g) 2PCl_5(g)

Neste caso, a terceira reação é igual à soma da primeira mais duas vezes a segunda:

+	2P_(g) + 3Cl_2(g) 2PCl_3(g)
	PCl_3(g) + Cl_2(g) PCl_5(g)
	PCl_3(g) + Cl_2(g) PCl_5(g)
	2P_(g) + 5Cl_2(g) 2PCl_5(g)

E a sua constante de equilíbrio pode ser expressa por:

Pode se perceber que caso uma reação apareça duas ou mais vezes na soma, ela aparece esse mesmo número de vezes na multiplicação.

Relação entre a velocidade da reação e a constante de equilíbrio

Conforme já mencionado, no equilíbrio a velocidade tanto da reação inversa quanto a da direta são iguais. Por sua vez, a velocidade de uma reação depende de uma outra constante chamada de constante de velocidade (simbolizada aqui por

k

); e é possível encontrar uma relação entre as constantes de velocidade das reações direta e indireta, e a constante de equilíbrio.
Para demonstrar isso, considere-se o seguinte equilíbrio genérico (supondo que as suas reações ocorram cada qual em uma única etapa):

2A X + Y

Agora vejamos as duas reações que ocorrem nele, juntamente com a expressão de suas respectivas velocidades (

r

2A → X + Y
X + Y → 2A

É importante frisar que o expoente que eleva as concentrações das espécies na fórmula da velocidade não necessariamente é igual ao respectivo coeficiente estequiométrico da espécie na reação, contudo o expoente certamente será assim se a reação se processar em uma única etapa (conforme se está considerando nessa situação).
Uma vez que as velocidades de ambas as reações são idênticas no equilíbrio, pode-se igualá-las:

Rearranjando a equação, tem-se:

Observemos que a expressão do membro esquerdo é idêntica à fórmula do equilíbrio dessa reação. Então podemos escrever:

Esta relação é válida para qualquer equilíbrio cujas reações ocorram em uma única etapa, o que pode ser facilmente constatado por essa mesma dedução para outros equilíbrios.
No caso de as reações se processarem em mais de uma etapa, basta lembrar que a reação global nada mais é que a soma das reações de cada etapa. Para cada uma das etapas pode-se fazer essa mesma dedução, e então somar cada reação (o que significa multiplicar as suas constantes). Dessa forma teremos para uma reação de múltiplas etapas:

Sendo

k 1

k' 1

k 2

k' 2

e assim por diante as constantes de velocidades de cada etapa.

Equilíbrio heterogêneo

Quando todas as substâncias envolvidas no equilíbrio se encontram no mesmo estado físico diz-se que temos um equilíbrio homogêneo, que é o caso de todos os equilíbrios apresentados aqui até então. Analogamente, os equilíbrios onde estão envolvidas mais de uma fase são chamados de equilíbrios heterogêneos, como o seguinte:
Ni_(s) + 4CO_(g) Ni(CO)_4(g)
Note-se que o subscrito (s) significa que a espécie se encontra no estado sólido. Equilíbrios heterogêneos, como este, freqüentemente apresentam ao menos um sólido puro ou um líquido puro.
Na expressão da constante de equilíbrio temos as concentrações das espécies envolvidas. A concentração pode ser calculada dividindo-se o número de mols da substância pelo volume que ela ocupa. O número de mols representa a quantidade de matéria e, por isso, ele é proporcional a massa; assim o número de mols dividido pelo volume é proporcional à massa dividida pelo volume.
A densidade de algo é justamente calculada dividindo-se a sua massa pelo seu volume ocupado. No caso de uma substância pura, toda a sua massa corresponde à de uma única substância, e assim a sua "concentração" do seu número de mols dividido pelo volume é proporcional a sua densidade (massa dividida pelo volume).
A densidade de uma dada substância em dadas condições é uma propriedade intensiva, ou seja, é a mesma independentemente do quanto dessa substância houver. Dessa forma pode-se concluir que a concentração de um sólido ou um líquido puro (que são virtualmente icompressíveis) é a mesma independentemente de quanto houver deles (já um gás, que pode ser comprimido sem dificuldade, tem a sua concentração variada facilmente). Por essa razão se simplifica as expressões das constantes de equilíbrio omitindo-se a concentração de sólidos e líquidos puros.
Com isso, a expressão para a constante do último equilíbrio apresentado fica:

Equilíbrio gasoso

Pela equação dos gases perfeitos tem-se que para cada gás de uma mistura gasosa:
,
onde

P x

é a pressão parcial de um gás

x

qualquer (ou seja, a pressão que ele teria caso estivesse apenas ele no recipiente),

V

é o volume ocupado pela mistura,

n x

é o número de mols do gás,

R

é a constante dos gases perfeitos, e

T

a temperatura em kelvin.
Rearranjando a equação, teremos:

O membro esquerdo (

n x

V

) é a fórmula para o cálculo da concentração molar do gás. A constante

R

é sempre a mesma e a temperatura

T

não varia em um sistema que permanece em equilíbrio químico, assim o único fator que pode variar na equação em um equilíbrio é a pressão parcial

P x

. Dessa forma pode-se dizer que a concentração do gás é proporcional à sua pressão parcial.
Com base nisso, também é possível escrever a fórmula da constante de equilíbrio usando-se as pressões parciais dos gases envolvidos, no lugar de suas concentrações. Por exemplo:

H_2(g) + I_2(g) 2HI_(g)

Observe-se que agora a constante de equilíbrio está representada por

K p

, em vez de

K c

(quando o cálculo foi feito usando-se as concentrações dos gases). Essas duas constantes para um mesmo caso possuem valores diferentes uma da outra, então é importante especificar qual das duas se está usando quando se está lidando com um equilíbrio.

Adição ou remoção de reagentes (Não serve para sólidos)

Ao se alterar a quantidade de uma substância, também se está mexendo na velocidade em que a reação se processa (pois se estará mudando as chances de as substâncias reagirem entre si). Dessa forma, a velocidade das reações direta e inversa deixa de ser igual: se uma substância foi retirada de uma das reações, essa passará a ser mais lenta; e, analogamente, ela passará a ser mais rápida se uma substância for adicionada a ela. Assim ocorre que se algo for acrescentado, o equilíbrio tende a reduzir a quantidade dessa substância e vice-versa.
Tal resposta do equilíbrio pode ser sumarizada pelo assim chamado Princípio de Le Chatelier:

Quando um stress é aplicado a um sistema em equilíbrio dinâmico, o equilíbrio tende a se ajustar para diminuir o efeito do stress.

À medida que as reações se processam, as suas velocidades vão se aproximando até que se igualem e assim é atingido novamente o equilíbrio. A constante do equilíbrio será a mesma da de antes de se adicionar ou remover substâncias.

Compressão

Um equilíbrio gasoso pode ser afetado pela compressão. De acordo com o princípio de Le Chatelier, com o aumento da pressão o equilíbrio tende a se deslocar no sentido de diminuir essa pressão, o que significa favorecer a reação que resulte no menor número de moléculas no estado gasoso. Nesse caso, a o valor da constante de equilíbrio também não é alterado.
Para se observar tal efeito, considere-se esse equilíbrio:

N₂O_4(g) 2NO_2(g)

As concentrações podem ser escritas como o seu número de moles dividido pelo volume (

n x / V

), então teremos:

Se o valor de

V

(volume) diminuir, é preciso que o número de mols do N₂O₄ aumente para que o valor da constante de equilíbrio permaneça o mesmo. Na reação, esse reagente representava metade do número de moléculas do produto. O mesmo raciocínio pode ser aplicado em qualquer equilíbrio gasoso.

Temperatura

É encontrado experimentalmente que a formação de produtos de uma reação exotérmica (isto é, que liberta energia) é favorecida com a diminuição da temperatura, ao passo que a formação de produtos em uma reação endotérmica (isto é, que absorve energia) é favorecida com o aumento da temperatura.
Em um equilíbrio, se uma reação é endotérmica a outra necessariamente é exotérmica, e vice-versa. Aumentar ou diminuir a temperatura fará com que a velocidade de uma das reações aumente e a da outra diminua. As velocidades das reações se igualarão novamente depois de um tempo; porém nesse caso como temos o favorecimento e o desfavorecimento da formação de certas substâncias, a constante de equilíbrio nessa nova temperatura não será mais a mesma da temperatura anterior.

Catalisador

A adição de um catalisador direciona a reação para um novo mecanismo, o qual é mais rápido do que o sem a catálise. Contudo, o catalisador não afeta o valor da constante de equilíbrio, ele apenas faz com que o equilíbrio seja atingido em um tempo menor, conforme mostrado na figura a seguir:

Curvas tracejadas: com catalisador
Curvas cheias: sem catalisador

Atenção: O equilíbrio não é deslocado com a presença do catalisador.

Relação entre as constantes K_p e K_c

Existe uma relação matemática entre as constantes de equilíbrio em função da concentração K_c e em função da pressão parcial K_p, baseada na equação de Clapeyron:
em que: R é a constante universal dos gases, T é a temperatura absoluta e Δn é a diferença entre a soma dos coeficientes inteiros dos produtos gasosos e a soma dos coeficientes inteiros dos reagentes gasosos. Por exemplo, no equilíbrio:
aA_(g) + bB_(g) + cC_(s) yY_(g) + zZ_(g) Δn = (y + z) - (a + b) Essa expressão matemática apresenta uma limitação, não admitindo a presença de um ou mais líquidos na reação em questão. Isso não significa que a reação não apresente K_p e K_c, significa apenas que a expressão é inválida para esse caso.

Aplicações

Dada a constante de equilíbrio, é possível saber em qual direção a reação vai ocorrer preferencialmente no início quando misturamos certas quantidades de substâncias que estarão em equilíbrio entre si.
Para isso basta calcular o quociente de reação para o início da mistura. Sua expressão é exatamente a mesma que a da constante de equilíbrio, o que muda é que nesse caso usamos as concentrações ou as pressões parciais de um dado instante da reação (não necessariamente no equilíbrio).
Se o quociente de reação for maior que a constante de equilíbrio, isso significa que a quantidade de produtos é alta demais e, pelo princípio de Le Chatelier, a reação vai se processar preferencialmente no sentido de consumir os produtos. Analogamente, se o quociente de reação for menor que a constante de equilíbrio, a reação vai se processar preferencialmente do sentido de consumir os reagentes.
Sabendo-se disso, também é possível favorecer a formação de um produto de interesse o removendo em uma certa taxa ao longo do processo (pois assim o equilíbrio será deslocado a favor da formação desse produto).

CINÉTICA QUÍMICA

2010-04-10T17:42:00.000-07:00

A cinética química, também conhecida como cinética de reação, é uma ciência que estuda a velocidade das reações químicas de processos químicos e os fatores que as influenciam.
Cinética química inclui investigações de como diferentes condições experimentais podem influir a velocidade de uma reação química e informações de rendimento sobre o mecanismo de reação e estados de transição, assim como a construção de modelos matemáticos que possam descrever as características de uma reação química. A velocidade da reação recebe geralmente o nome de taxa de reação. A taxa de reação está relacionada com: as concentrações dos reagentes e seu estado particular (estado físico, estado nascente dos gases, estado cristalino ou amorfo dos sólidos),o fato dos reagentes estarem ou não em solução (neste caso a natureza do solvente irá influir na velocidade da reação), a temperatura, a eletricidade, a luz, a pressão, a presença de catalisadores e dos produtos de reação.
Sua importância é muito ampla, já que se relaciona com temas como, por exemplo, a rapidez com que um medicamento atua no organismo ou com problemas industriais, tais como a descoberta de catalisadores para acelerar a síntese de algum novo produto. Em 1864, Peter Waage e Cato Guldberg tornaram-se os pioneiros no desenvolvimento da cinética química pela formulação da lei de ação das massas, a qual estabelece que a velocidade de reação é proporcional a quantidade de substâncias reagentes.

Fatores que influem na velocidade das reações

Natureza dos reagentes

Dependendo de quais substâncias reagem, o tempo de tais reações varia, ou, mais detalhadamente, a rapidez ou velocidade com que se formam ou rompem as ligações dependem da natureza dos reagentes. Reações ácidas, a formação de sais, as troca iônica são reações rápidas.
Exemplos típicos de reações rápidas são as reações dos explosivos, muitas vezes ocorrendo inicialmente dentro da própria molécula de uma única substância. Outro exemplo de reações rápidas são as oxidações de metais nobres, que produzem óxidos extremamente resistentes e aderentes que impedem a continuidade da reação (passivação), como com o ouro ou o cromo, presente no aço inoxidável.
Quando a formação de ligações covalentes toma lugar entre as moléculas e qaundo moléculas grandes são formadas, as reações tendem a ser muito lentas. A natureza e força das ligações em moléculas influencia grandemente a taxa de sua transformação em produtos. As reações que envolvem menor rearranjo de ligações ocorrem mais rapidamente que as que envolvem maior arranjo de ligações, como se evidencia nas diferentes velocidades de formação de polímeros, como o polietileno (mais rápido) e o poliéster (mais lento).

Temperatura

Com o aumento da temperatura, aumenta a energia cinética média das moléculas em um sistema e consequentemente o número de colisões efetivas entre elas. Alimentos na geladeira, como por exemplo leite, ovos, carnes e etc, demoram muito mais para estragar do que no ambiente. Isso porque as reações químicas feitas pelos microorganismos decompositores são retardadas pelas baixas temperaturas.
Há uma regra que foi formulada no século XIX pelo holandês Jacobus Henricus van't Hoff que diz que um aumento de 10 graus célsius na temperatura do sistema que irá reagir duplica a velocidade da reação. Hoje sabe-se que essa regra apresenta várias exceções, mas ela é muitas vezes útil para se fazerem previsões aproximadas do comportamento da velocidade de certas reações. Ela é conhecida como Regra de Van't Hoff.

Estado físico

O estado físico (sólido, líquido, ou gás) de um reagente é também um importante fator da taxa de reação. Quando reagenbtes estão na mesma fase, como em solução aquosa, o movimento térmico os coloca rapidamente em contato. Entretanto, quando eles estão em diferentes fases, a reação é limitada a interface entre os reagentes. A reação somente pode ocorrer na área de contato, no caso de um líquido ou gás, na superfície de um líquido. Agitação vigorosa e/ou turbilhonamento podem ser necessários para conduzir a reação a realizar-se completamente. Isto significa que quanto mais finamente dividido um sólido ou líquido reagente é, a sua maior área de superfície, tornará mais rápida a reação (o que é analisado mais detalhadamente em Superfície de contato, abaixo). Em química orgânica existe a exceção que reações homogêneas (no mesmo meio e fase) podem ocorrer mais rapidamente que reações heterogêneas.

Superfície de contato

Se numa reação atuam reagentes em distintas fases, o aumento da superfície de contato entre eles aumenta a velocidade das reações. Considerando, por exemplo, uma reação entre uma substância sólida e uma líquida, quanto mais reduzida a pó estiver a substância sólida, maior é a superfície de contacto entre as partículas de ambas as substâncias e portanto, maior é a possibilidade de essas partículas colidirem umas com as outras. Fazendo-se uma analogia, por exemplo, quando acende-se uma lareira, usa-se palha ou papel e destes acende-se as mais grossas porções de lenha.
Exemplos claros deste tipo de influência na velocidade de reações é o perigo que representa em silos de farinhas e grãos de cereais a combustão violenta, explosiva, de partículas finamente divididas com o ar. Um exemplo laboratorial que é apresentado sobre este fator é a reação do iodo "metálico", granulado, com o metal zinco. A reação se processa muito mias rapidamente com o zinco em pó que o zinco em lâmina, após o acréscimo de água sobre os reagentes.

Presença de um catalisador

Os catalisadores aumentam a velocidade de uma reação química, mas não participam da formação dos produtos, sendo completamente regenerados no final. Atuam ao promover rotas de reação com menor energia de ativação. O catalisador acelera a reação, pois diminui a energia de ativação das moléculas, mas não participa da reação, ou seja, não ocorre nenhuma mudança nos elementos químicos da reação, e o catalisador continua intacto.

Concentração dos reagentes

O aumento da concentração dos reagentes promove o aumento do número de colisões entre as moléculas. Isso faz com que a probabilidade de colisões efetivas acontecerem para a formação do complexo ativado seja maior.

Pressão

Um aumento de pressão em um sistema em reação implica uma diminuição em seu volume. Desse modo, haverá um numero maior de partículas reagentes por unidade de volume (aumento na concentração), o que possibilitará um maior número de colisões efetivas entre as partículas.
Notar que a pressão só exerce influência significativa na taxa de reação quando houver ao menos uma substância gasosa como reagente.

Energia de ativação

Energia de ativação é a energia inicial necessária para que uma reação aconteça.
Para ocorrer uma reação química entre duas substâncias orgânicas que estão na mesma solução é preciso fornecer uma certa quantidade de energia, geralmente na forma de calor, que favoreça o encontro e a colisão entre elas. A energia também é necessária para romper ligações químicas existentes entre os átomos de cada substância, favorecendo, assim, a ocorrência de outras ligações químicas e a síntese de uma nova substância a partir de duas iniciais.

SOLUÇÕES

2010-04-10T16:55:00.000-07:00

Solução, dispersão coloidal e suspensão

Solução é toda mistura homogênea de duas ou mais substâncias.
As partículas dispersas:

são moléculas ou íons comuns

têm diâmetro menor que 1 nm

^{Na dispersão coloidal :}

^{as partículas dispersas têm diâmetro entre 1 e 100 nm}
^{são agregados de moléculas ou de íons comuns, ou macromoléculas, ou macroíons isolados}
^{não se sedimentam sob a ação da gravidade, nem sob a ação dos centrifugadores comuns, mas sim sob a ação de ultracentrifugadores}
^{não são retidas por filtros comuns, mas o são por ultrafiltros}
^{não são detectadas ao microscópio comum, mas o são com o auxílio do microscópio eletrônico e do ultramicroscópio.}

^{Na suspensão:}

^{as partículas dispersas têm diâmetro maior que 100 nm}
^{são agregados de moléculas ou de íons}
^{sedimentam-se pela ação da gravidade ou dos centrifugadores comuns}
^{são retidas pelo filtro comum e são detectadas a olho nu ou com o auxílio de microscópios comuns.}

^{Classificação das soluções}

^{Quanto ao estado físico:}

^sólidas
^líquidas
^gasosas

^{Quanto à condutividade elétrica:}

^{eletrolíticas ou iônicas}
^{não-eletrolíticas ou moleculares}

^{Quanto à proporção soluto/solvente:}

^diluída
^concentrada
^{não-saturada}
^saturada
^{supersaturada}

^{Tipos de concentração}

^{% em massa:}

_massa de soluto_
massa de solução

´ 100

^{% em volume:}

_volume de soluto_
volume de solução

´ 100

^{^{(só é usada quando soluto e solvente são ambos líquidos ou ambos gasosos)}}

^{concentração em g/L:}

massa de soluto em gramas
volume de solução em litros

^{concentração em mol/L:}

_quantidade de soluto (mol)_
volume de solução em litros

^{concentração em molalidade:}

_quantidade de soluto (mol)_
massa do solvente em kg

^{concentração em fração molar de soluto:}

_quantidade de soluto (mol)_
quantidade de solução (mol)

^{Diluição e titulação}

^{Diluição é uma operação em que se acrescenta solvente à solução. A quantidade de soluto permanece constante.}
^{Titulação é uma operação de laboratório através da qual se determina a concentração de uma solução A medindo-se o volume de uma solução B de concentração conhecida, que reage completamente com um volume conhecido da solução A.}

^Colóides

^{Estado coloidal - A passagem de sol a gel é reversível. As partículas dispersas têm película de solvatação, que estabiliza o colóide.

Exemplos: proteínas em água, amido em água, gelatina em água e a maioria dos colóides naturais.}
^{Colóide irreversível ou liófobo ou hidrófobo - os processos vitais estão associados ao estado coloidal.}

O MUNDO DA QUÍMICA

Coca-Cola Zero é proibida nos EUA. E no Brasil, sete refrigerantes têm substância cancerígena - por Julliana Botelho Decourt

As sementes da maçã podem realmente te matar?

Princípio de Aufbau

Produto de solubilidade Ks ou Kps

Hidrólise Salina

LIGAÇÃO QUÍMICA

Ligação química

Ligações Iônicas ou Eletrovalente

Características dos compostos iônicos

Ligações Covalentes ou Moleculares

Características dos compostos moleculares

Ligações Covalentes Dativa ou Coordenada

Ligação metálica

Teoria da nuvem eletrônica

Propriedade dos metais

PROPRIEDADES PERIÓDICAS

Propriedades periódicas

As propriedades periódicas são características ou tendências que certos elementos químicos podem relevar segundo a sua posição na tabela periódica, entre elas, destacam-se:

Raio atómico

Nas Familias: O raio atômico aumenta de cima para baixo

Nos Periodos: O raio atômico aumenta da direita para a esquerda

Potencial de ionização

Eletronegatividade

Nas Familias: A eletronegatividade aumenta de baixo para cima, ou seja, é o inverso do raio atômico

Nos Periodos: A eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita, ou seja, é o inverso do raio atômico

Afinidade eletrônica

Eletropositividade

TABELA PERIÓDICA

Classificação de Döbereiner – Lei das Tríades (1817)

Classificação de Chancourtois – Parafuso Telúrico (1862)

Classificação de Newlands – Lei das Oitavas (1864)

O Fracasso das classificações antigas e o modelo atual

REAÇÕES ORGÂNICAS

Classificações

Fundamentos

Reações orgânicas por mecanismos

Adição eletrofílica

Adição nucleofílica

Reação de substituição

Substituição nucleofílica

Substituições nucleófilas sobre carbonos saturados

Reações SN2 e SN1

Reações de substituições nucleófilas

Substituições nucleófilas sobre carbonos insaturados

Substituição nucleofílica aromática

Substituição nucleofílica acílica

Substituição eletrofílica

Substituição eletrofílica aromática

Substituição eletrofílica alifática

Nitração

Características da nitração

Sulfonação aromática

Aplicações

Reação de Friedel-Crafts

Alquilação de Friedel-Crafts

Acilação de Friedel-Crafts

Oxidação

Oxidação de álcoois

Oxidação de álcoois primários

Oxidação de álcoois secundários

Oxidação de álcoois terciários

Oxidação de Alcenos

Oxidação branda

Oxidação enérgica

Ozonólise

ISOMERIA

Isomeria plana

Isomeria Plana de Função

Isomeria Plana de Cadeias

Isomeria Plana de Posição

Isomeria de Compensação ou Metameria

Isomeria Dinâmica ou Tautomeria

Isomeria espacial

Isomeria geométrica

Isomeria óptica

FUNÇÕES NITROGENADAS

Aminas

Propriedades

Geometria

Reações S_N2 e S_N1