Elementos e atomos
Ligações interatomicas
Ligações intermoleculares
Quimica do carbono
Hidrocarbonetos
Grupos funcionais
Isomerias
Importancia biologica das isomerias
Espaço e tempo
Estrutura da agua
ELEMENTOS E ATOMOS
Matéri
Qualquer objecto que nos rodeia é constituido por matéria
Matéria é tudo o que ocupa espaço ou volume
Qualquer objecto que nos rodeia é constituido por matéria
Matéria é tudo o que ocupa espaço ou volume
Elementos
São as unidades estruturais da matéria.
96% da massa corporal está representada por quatro elementos – carbono, oxigénio, hidrogénio e azoto
Elementos do corpo humano
Elementos
|
Símbolo
|
% da massa corporal
|
PRINCIPAIS
Oxigénio
Carbono
Hidrogénio
Azoto
|
-
O
C
H
N
|
96,1
65,0
18,5
9,5
3,2
|
Constituição atomica comparada do corpo humano
É curioso notar que, devido à selectividade da evolução, a constituição em átomos do corpo humano é completamente diferente da água do mar e da crosta terrestre
(% do número total de átomos)
Corpo humano
|
Água do mar
|
Crosta terrestre
| |
Hidrogénio
Oxigénio
Carbono
Azoto
Cálcio
Fósforo
Cloro
Potássio
Enxofre
Sódio
Magnésio
Silício
Alumínio
Ferro
|
63
25,5
9,5
1,4
0,31
0,22
0,03
0,06
0,05
0,03
0,01
¾
¾
¾
|
66
33
0,0014
¾
0,006
¾
0,33
0,006
0,17
0,28
0,033
¾
¾
¾
|
0,22
47
0,19
¾
3,5
¾
¾
2,5
¾
2,5
2,2
28
7,9
4,5
|
Estrutura do atomo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Neutron.svgNeutrões
O que liga os electrões ao nucleo?
Principio da incerteza de Heisenberg
Modelo de Bohr
Quando o electrão volta à sua órbita anterior, liberta a energia absorvida e volta ao estado fundamental
Número quantico principal
Números quânticos principais
Número quantico secundário
Designação dos números quanticos secundários
Números quânticos secundários
Numero quantico magnetico
Esta caracteristica é definida pelo numero quantico magnetico
Orbitas
Órbitas possíveis para os 4 primeiros numeros quanticos
Numero quantico rotacional ou spin
Principio da exclusão de PAULI
Regras para o preenchimento das órbitas
Recordando
Configuração dos primeiros dez elementos
Número atómico
Numero de massa
Massa atómica
Isotopos
Átomo-grama
Tabela periodica
Definições
Átomo-grama
Tabela periodica
Ligações interatomicas
Definições
Ligações covalentes
Spins
Ligações simples, duplas e triplas
Ligações
simples, duplas e triplas
http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/bonds/faq/simple-lewis-structures.shtml
Poder combinante
Diferença entre ligações iónicas, polares e apolares
Ligação coordenada ou dativa
Ligações envolvendo o carbono
Saturação
Existência de benzeno
Grupos funcionais
Grupos funcionais
Lactamas
Semiacetais internos
http://pt.wikipedia.org/wiki/Acetal
Atomo provem da palavra grega átomos significando indivisivel
Os átomos definem-se como as particulas mais pequenas em que um elemento se pode dividir sem perda das suas propriedades
Protões, neutrões, electrões.
O átomo tem um núcleo central constituido por protões de carga positiva e neutrões sem carga. O núcleo tem portanto uma carga positiva.
À volta do nucleo rodam electrões de carga negativa, igual à carga positiva do núcleo
.
Particulas elementares
Mesões
Durante muito tempo os cientistas procuraram como explicar por que tendo os protões a mesma carga, não se repeliam. A resposta foi dada em 1947 com a descoberta dos mesões, partículas neutras intercaladas entre os neutrões
Quarks
A ideia que o átomo era a parte mais pequena da matéria, proposta por Democrito no seculo V A.C. perdurou até 1965
Quando Murray Gell- Mann sugeriu que a matéria poderia bser dividida em partículas mais pequenas, os quarks
Há seis tipos de quarks: u (Up), d(down), s (stange), c ( charm),t (top), b ( bottom)
Só os d e os u entram na composição dos protões e dos neutrões. Os outros só existiram na formação do universo
Os protões têm 2u e 1d
Os neutrões têm 2d e 1u
Os quarks são mantidos juntos por gluões
Neutrinos
Em 1930 Pauli em 1930 para explicar a radioactividade beta idealizou que um neutrão transformar-ser-ia num protão pela emissão de um electrão (radiação beta) e de uma outra particula sem carga eléctrica que posteriormente Fermi em 1933 designou como neutrino
Neutrão ------------- Protão
Neutrino
Emissão do neutrino
A sua massa, extremamente pequena só foi detectada em 1998, sendo 50.000 vezes menor que a do electrão
.
O que liga os electrões ao nucleo?
Como o nucleo tem uma carga positiva e os electrões negativa, exerce-se entre eles uma interacção electromagnetica que os mantem unidos.
Alguns números
Alguns números sobre o átomo
Principio da incerteza de Heisenberg
Os electrões movem-se a grande velocidade, como uma nuvem, à volta do núcleo.
Ver animação http://www2.nl.edu/jste/atomanim.htm
Esta realidade está expressa no principio da incerteza de Heisenberg. Este principio afirma que é impossivel determinar ao mesmo tempo a posição e a velocidade de um electrão
A distribuição de um electrão terá de ser feita em termos de probabilidades.
A dualidade onda-corpusculo
No fim do século XIX, MAXWELL definiu a luz como um feixe de ondas electromagnéticas deslocando-se a uma velocidade constante no vácuo(300.000 km/s)
PLANCK e PLANCK introduziram a noção de luz emissão de corpúsculos que EINSTEIN definiu e caracterizou como fotões
Nasceu assim a dualidade onda-corpusculo em que a luz ao mesmo tempo que emite corpúsculos propaga-se no espaço como as ondas do mar
Modelo de Bohr
Foi o primeiro modelo a ser proposto
O modelo foi proposto para explicar porque é que os electrões não caíam para o nucleo e tambem para explicar algumas linhas espectrais observadas
Para BOHR a energia do electrão estaria quantizada, ou seja, a disposição de um electrão à volta do núcleo dependeria da sua energia
A um conjunto com a mesma energia corresponderia uma órbita circular
Fotões
O modelo de BOHR já explicava a emissão de luz pelo átomo
Para BOHR quando o electrão salta de uma orbita de energia maior para uma de energia menor o electrão cede a sua energia sob a forma de um fotão emitido para o exterior e o átomo fica no estado excitado
Fotões
A energia do fotão será um múltiplo de um quanta de energia correspondendo à expressão hv em que h é a constante de Planck e v a frequência da luz ( numero de oscilações por segundo)
A frequencia da luz ou comprimento de onda é a distancia entre dois pontos correspondentes em vagas adjacentes
Estado excitado
O electrão para mudar de órbita necessita de energia ( absorção de luz, colisão com outros electrões) passando para o estado excitado, libertando um fotão
Estado excitado
Estado fundamental
As diferenças de energia entre os estados fundamental e excitado não são graduais, mas fazem-se por saltos correspondendo cada salto a um quantum de energia, sendo corporizados pela captação ou emissão de um fotão.
Números quânticos
São as coordenadas necessárias para definir uma órbita.
Existem quatro números quanticos:
¨ Principal
¨ Secundário
¨ Magnetico
¨ Rotacional
Número quantico principal
Estrutura do atomo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Neutron.svgNeutrões
Principio da incerteza de Heisenberg
Modelo de Bohr
Estado excitado
Estado fundamental
Quando o electrão volta à sua órbita anterior, liberta a energia absorvida e volta ao estado fundamental
Números quanticos
Número quantico principal
Atomo provem da palavra grega átomos significando indivisivel
Os átomos definem-se como as particulas mais pequenas em que um elemento se pode dividir sem perda das suas propriedades
Protões, neutrões, electrões.
O átomo tem um núcleo central constituido por protões de carga positiva e neutrões sem carga. O núcleo tem portanto uma carga positiva.
À volta do nucleo rodam electrões de carga negativa, igual à carga positiva do núcleo
.
Particulas elementares
Mesões
Durante muito tempo os cientistas procuraram como explicar por que tendo os protões a mesma carga, não se repeliam. A resposta foi dada em 1947 com a descoberta dos mesões, partículas neutras intercaladas entre os neutrões
Quarks
A ideia que o átomo era a parte mais pequena da matéria, proposta por Democrito no seculo V A.C. perdurou até 1965
Quando Murray Gell- Mann sugeriu que a matéria poderia bser dividida em partículas mais pequenas, os quarks
Há seis tipos de quarks: u (Up), d(down), s (stange), c ( charm),t (top), b ( bottom)
Só os d e os u entram na composição dos protões e dos neutrões. Os outros só existiram na formação do universo
Os protões têm 2u e 1d
Os neutrões têm 2d e 1u
Os quarks são mantidos juntos por gluões
Neutrinos
Em 1930 Pauli em 1930 para explicar a radioactividade beta idealizou que um neutrão transformar-ser-ia num protão pela emissão de um electrão (radiação beta) e de uma outra particula sem carga eléctrica que posteriormente Fermi em 1933 designou como neutrino
Neutrão ------------- Protão
Neutrino
Emissão do neutrino
A sua massa, extremamente pequena só foi detectada em 1998, sendo 50.000 vezes menor que a do electrão
.
O que liga os electrões ao núcleo?
Como o nucleo tem uma carga positiva e os electrões negativa, exerce-se entre eles uma interacção electromagnetica que os mantem unidos.
Alguns números
Alguns números sobre o átomo
Principio da incerteza de Heisenberg
Os electrões movem-se a grande velocidade, como uma nuvem, à volta do núcleo.
Ver animação http://www2.nl.edu/jste/atomanim.htm
Esta realidade está expressa no principio da incerteza de Heisenberg. Este principio afirma que é impossivel determinar ao mesmo tempo a posição e a velocidade de um electrão
A distribuição de um electrão terá de ser feita em termos de probabilidades.
A dualidade onda-corpusculo
No fim do século XIX, MAXWELL definiu a luz como um feixe de ondas electromagnéticas deslocando-se a uma velocidade constante no vácuo(300.000 km/s)
PLANCK e PLANCK introduziram a noção de luz emissão de corpúsculos que EINSTEIN definiu e caracterizou como fotões
Nasceu assim a dualidade onda-corpusculo em que a luz ao mesmo tempo que emite corpúsculos propaga-se no espaço como as ondas do mar
Modelo de Bohr
Foi o primeiro modelo a ser proposto
O modelo foi proposto para explicar porque é que os electrões não caíam para o nucleo e tambem para explicar algumas linhas espectrais observadas
Para BOHR a energia do electrão estaria quantizada, ou seja, a disposição de um electrão à volta do núcleo dependeria da sua energia
A um conjunto com a mesma energia corresponderia uma órbita circular
Fotões
O modelo de BOHR já explicava a emissão de luz pelo átomo
Para BOHR quando o electrão salta de uma orbita de energia maior para uma de energia menor o electrão cede a sua energia sob a forma de um fotão emitido para o exterior e o átomo fica no estado excitado
Fotões
A energia do fotão será um múltiplo de um quanta de energia correspondendo à expressão hv em que h é a constante de Planck e v a frequência da luz ( numero de oscilações por segundo)
A frequencia da luz ou comprimento de onda é a distancia entre dois pontos correspondentes em vagas adjacentes
Estado excitado
O electrão para mudar de órbita necessita de energia ( absorção de luz, colisão com outros electrões) passando para o estado excitado, libertando um fotão
Estado excitado
Estado fundamental
As diferenças de energia entre os estados fundamental e excitado não são graduais, mas fazem-se por saltos correspondendo cada salto a um quantum de energia, sendo corporizados pela captação ou emissão de um fotão.
Números quanticos
São as coordenadas necessárias para definir uma órbita.
Existem quatro números quanticos:
¨ Principal
¨ Secundário
¨ Magnetico
¨ Rotacional
Número quantico principal
Para definir uma órbita circular correspondendo ao modelo de BOHR basta uma coordenada, o número quantico principal designado por n
O número quantico pode-se numerar de 1 a 7
Tambem se pode designar por maiusculas, a partir de K (K, L, M ,...)
Números quânticos principais
Números quânticos principais
Número quantico secundário
No modelo de SOMMERFIELD as órbitas são elipticas, sendo assim precisas duas coordenadas para as definir:
¨ Grande eixo – corresponde ao numero quantico principal
¨ Excentricidade representada pelo número quantico secundário ou azimutal l
Animações
Designação dos números quanticos secundários
Os números quanticos secundários podem ir de 0 a n-1
Designam-se por numeros (1,2,3...) ou letras – s (sharp), p ( principal) , d ( difuse) , f ( fundamental)
Números quânticos secundários
Número
|
Letra
|
1
2
3
4
|
S
p
d
f
|
Niveis e subniveis
O número quantico principal define niveis e o secundario subniveis
Para referenciar o subnivel, o numero quantico principal designa-se por numeros e o secundário por letras
Níveis e subniveis
N
|
1
|
Subnível
|
1
2
3
|
0
0
1
0
1
2
|
1s
2s
2p
3s
3p
3d
|
Configuração electrónica
Os electrões das camadas internas afastam do nucleo os da camada externa
Algumas orbitas penetram mais no nucleo que outras, sendo por ordem crescente s, p, d, f
Há portanto niveis de energia diferentes em varios subniveis pertencendo ao mesmo numero quântico
Níveis energeticos
Ilustrações
Numero quantico magnetico
Electrões com o mesmo subnivel podem mostrar energias ligeiramente diferentes sob a acção de um campo magnetico
O numero quantico magnetico m pode ter valores de +1, 0 e –1. fig. 238 e 239N
Orbitas de números quânticos magnéticos 0,+1 e -1
Orbitas
Os três primeiros numeros quanticos definem orbitas
Órbitas possíveis para os 4 primeiros numeros quanticos
Órbitas possíveis
| |||||||
Números quânticos
|
Órbitas
| ||||||
n
|
l
|
m
|
S
|
P
|
D
|
f
| |
1
|
0
|
0
|
1
|
-
|
-
|
-
| |
2
|
0
1
|
1
- 1,0 + 1
|
1
-
|
-
3
|
-
-
|
-
-
| |
3
|
0
1
2
|
0
-1,0 + 1
- 2 a + 2
|
-
-
|
-
3
-
|
-
-
3
|
-
-
-
| |
4
|
0
1
2
3
|
0
- 1 a + 1
- 2 a + 2
- 3 a + 3
|
1
-
-
-
|
-
3
-
-
|
-
-
5
-
|
-
-
-
7
| |
M
|
Numero quantico rotacional ou spin
O electrão para lá de rodar sobre o nucleo roda tambem sobre si proprio, resultando uma diferença de energia, definida pelo numero quantico rotacional ou spin
O spin pode ser de + ½ ou de – ½
Resumo
Números quânticos
| ||
Número quântico
|
Características
| |
 Principal
Secundário
Magnético
Spin
|
Níveis
Excentricidade
Subníveis
Orientação
Rotação
|
Definem
Órbitas
|
Principio da exclusão de PAULI
Segundo este principio não podem haver dois electrões com os quatro numeros quanticos iguai
Se numa órbita existirem dois electrões com spin ½, um terá de ter +1/2 e outro – ½ para não terem todos os numeros quanticos iguais. Estes electrões dizem-se emparelhados
Se a órbita tiver apenas um electrão, este diz-se celibatário
Electrões celibatários e emparelhados
Numero máximo de electrões em cada nivel
Este quadro mostra que o número máximo de electrões em cada nivel é 2n
Exceptua-se o ultimo nivel que terá o maximo de 8 e o penultimo com o maximo de 14
Regras para o preenchimento das órbitas
As órbitas com menor nível de energia preenchem-se primeiro (princípio de Aufbau).
Segundo o princípio de exclusão de Pauli uma órbita não pode ser ocupada por mais de dois electrões e estes de spin oposto.
Quando uma órbita com a mesma energia está vazia, esta será preenchida antes que outra órbita adquira um segundo electrão (regra de Hund).
Recordando
· Os níveis são definidos pelo número quântico principal
· Os subníveis são definidos pelo número quântico secundário
· Os níveis ocupam-se pela ordem 1, 2, 3 … (K, L, M …)
· Os subníveis ocupam-se pela ordem s, p, d, f …
No quadro seguinte indicamos a configuração dos dez primeiros elementos
Configuração dos primeiros dez elementos
Elemento
|
Número
atómico
|
Configuração electrónica
|
Número de electrões em cada órbita
| ||||
1s
|
2s
|
2px
|
2py
|
2pz
| |||
H
|
1
|
1s1
|
1
| ||||
He
|
2
|
1s2
|
2
| ||||
Li
|
3
|
1s22 s1
|
2
|
1
| |||
Be
|
4
|
1s22 s2
|
2
|
2
| |||
B
|
5
|
1s22 s22 p1
|
2
|
2
|
1
| ||
C
|
6
|
1s22 s22 p2
|
2
|
2
|
1
|
1
| |
N
|
7
|
1s22 s22 p3
|
2
|
2
|
1
|
1
|
1
|
O
|
8
|
1s22 s22 p4
|
2
|
2
|
2
|
1
|
1
|
F
|
9
|
1s22 s22 p5
|
2
|
2
|
2
|
2
|
1
|
Ni
|
10
|
1s22 s22 p6
|
2
|
2
|
2
|
2
|
2
|
Bibliografia
Número atómico
O número atómico de um átomo, designado por Z, é igual ao número de protões que contém. O hidrogénio tem o número atómico de 1 porque tem apenas um protão, o hélio de 2, etc. Indica-se um algarismo colocado em baixo e à esquerda
Atendendo que o número de electrões é igual ao de protões, o número atómico também indica o número de electrões.
Numero de massa
O número de massa de um átomo é a soma da massa dos protões e dos neutrões. Atendendo ao seu valor muito baixo, a massa dos electrões não é considerada. Como o hidrogénio só contém um protão, a sua massa é 1. Como o hélio tem 2 protões e dois neutrões , a sua massa é de 4. A massa do hidrogénio tornou-se assim a unidade de massa. O número de massa designa-se por um símbolo colocado em cima e à esquerda
Massa atómica
É a massa do atomo
É sensivelmente igual ao numero de massa visto que a massa dos electrões é praticamenta nula
A sua unidade é 1/12 da massa do carbono
A massa do hidrogenio é 1,008
Isotopos
Quase todos os elementos contêm pelo menos duas variedade de átomo, os isótopos, que têm o mesmo número atómico mas diferem no número de massa por terem um número diferente de neutrões.
O isótopo é designado pelo número de massa, colocando-o como é norma em cima e à esquerda do símbolo do elemento. Também se pode representar escrevendo o número de massa após o símbolo: H-1, H-2, H-3.
Os isótopos do hidrogénio são o deuterio e o tritio
Isótopos do hidrogenio
Radioactividade
Em 1896 BECQUEREL constatou que deixando uranio ao lado duma placa fotográfica, esta ficava impressionada, concluído que o uranio emita uma radiação espontânea, os raios uranicos. Os esposos CURIE ao estudar este fenómeno, isolaram dois novos elementos que designaram como polónio e rádio e deram ao fenomeno descrito por BECQUEREL o nome de radioactividade.
Existem três tipos de radioactividade, caracterizados pela emissão de radiações diferentes
Tipos de radiações
Tipo de radiações
Radiações alfa
São constituídas por dois protões e dois neutrões como um núcleo de hélio, portanto com carga positiva.
São fragmentos de núcleos pesados instáveis que se reorganizam para formar núcleos mais ligeiros, estáveis e consequentemente não radioactivos.
São partículas pouco penetrantes – são paradas por 6 cm. de ar
Radiações beta
São constituídas por electrões, sendo portanto de carga negativa. São equivalentes aos raios catódicos d
Radiações gama
São constituídas por fotões, de alta energia. O electrão passa para uma camada interna, menos energética, libertando um fotão que sai do átomo como radiações gama..
São muito penetrantes, podendo atravessar um cofre forte.
Emissão das radiações
Um átomo não emite simultaneamente estas radiações, pois que só pode emitir uma de cada vez.
Radioactividade natural
Deve-se a elementos de longa duração formados nas estrelas que não encontraram ainda a sua estabilidade. A energia libertada por esta radioactividade mantem a magma em fusão sob a crosta terrestre.
No centro do Sol, a sua temperatura de milhões de graus deve-se a fenómenos de fusão nuclear.
Radioactividade artificial
Neste caso os laboratórios fabricam radioelementos artificiais.
Fissão nuclear
Os radioelementos obtêm-se bombardeando com neutrões o núcleo de um átomo pesado como o uraneo 235. Os núcleos formados têm uma massa inferior à do núcleo original. A massa que falta foi transformada numa enorme quantidade de energia. No caso do uraneo 235 a fissão produz outros neutrões que irão cindir outros núcleos de uraneo – é uma reacção em cadeia.
Esta energia quando utilizada numa central nuclear produz electricidade. Quando descontrolada é altamente destrutiva (bomba atómica)
Fissão nuclear
Fusão nuclear
Fusão nuclear
É grosseiramente o inverso da fissão.
Dois núcleos ligeiros como os do hidrogénio chocam e fundem-se num núcleo maior mas menor que a soma dos iniciais, o que implica uma grande libertação de energia.
Para fazer tal reacção é necessário obrigar os núcleos, todos de carga positiva, a vencer a repulsão exercida por partículas de cargas iguais, o que se consegue com temperaturas elevadíssimas (reacção termonuclear).
Esta reacção não controlada é usada na bomba de hidrogénio.
Fissão nuclear
IMPORTÂNCIA CLÍNICA DAS PARTÍCULAS ATÓMICAS
Os isótopos radioactivos têm um núcleo instável, podendo perder protões ou neutrões, com emissão de radiações.
As radiações produzidas por alguns isótopos podem destruir células. Como as células em divisão rápida são muito mais sensíveis, estas são um meio muito útil para destruir células cancerosas.
Como as radiações podem ser detectadas, estas também podem ser um meio de diagnóstico. É assim que a administração de iodo radioactivo pode ser usada para medir a captação de iodo pela célula tiroideia, permitindo diagnosticar casos patológicos.
Os raios X são um tipo de radiação que se forma quando os electrões perdem energia deslocando-se de um estado de alta energia para um estado de energia mais baixa. Usando computadores podem analisar-se radiografias seriadas de uma zona, dando uma imagem tridimensional. É a radiografia computerizada.
Na imagiologia por ressonância magnética (MRI), o doente é colocado num campo magnético poderoso que alinha o núcleo de hidrogénio. As radioondas produzidas pelo núcleo do hidrogénio são monitorizadas e tratadas pelo computador. Este método é muito eficaz no estudo dos tecidos moles, atendendo à riqueza destes em água.
Átomo-grama
É o numero de gramas correspondendo à massa atomica
O atomo grama do hidrogenio é 1,008 g.
Contem 6,2 x 10(23) atomos (numero de Avogadro
Calcula-se dividindo o peso em gramas pelo peso atomico
Tabela periodica
Quando os elementos são seriados pela ordem crescente do seu número atómico, as suas propriedades repetem-se ciclicamente
A tabela atómica de MENDELIEV está organizada para mostrar estas repetições ciclicas
Os grupos colocados na vertical têm propriedades semelhantes e designam-se como grupo ou familia
Cada linha horizontal representa um período
Tabela periódica
Em http://elements.vanderkrogt.net/ptable.html encontra-se uma tabela periódica com muitas informações como a tradução do nome dos elementos em varias línguas.Em http://elements.vanderkrogt.net/index.html encontram-se informações sobre etimologia, tradução e historia
Bibliografia – elementos
Bibliografia – átomos
CAPITULO 2
Ligações interatómicas
Definições
Os átomos combinam-se entre si por ligações químicas. As ligações químicas não podem ser consideradas como algemas ou nós que ligam pessoas entre si. São apenas relações energéticas entre os electrões das camadas externas dos átomos que participam nas ligações.
Há ligação química quando os electrões se transferem ou partilha
Fusão nuclear
É grosseiramente o inverso da fissão.
Dois núcleos ligeiros como os do hidrogénio chocam e fundem-se num núcleo maior mas menor que a soma dos iniciais, o que implica uma grande libertação de energia.
Para fazer tal reacção é necessário obrigar os núcleos, todos de carga positiva, a vencer a repulsão exercida por partículas de cargas iguais, o que se consegue com temperaturas elevadíssimas (reacção termonuclear).
Esta reacção não controlada é usada na bomba de hidrogénio.
Fissão nuclear
IMPORTÂNCIA CLÍNICA DAS PARTÍCULAS ATÓMICAS
Os isótopos radioactivos têm um núcleo instável, podendo perder protões ou neutrões, com emissão de radiações.
As radiações produzidas por alguns isótopos podem destruir células. Como as células em divisão rápida são muito mais sensíveis, estas são um meio muito útil para destruir células cancerosas.
Como as radiações podem ser detectadas, estas também podem ser um meio de diagnóstico. É assim que a administração de iodo radioactivo pode ser usada para medir a captação de iodo pela célula tiroideia, permitindo diagnosticar casos patológicos.
Os raios X são um tipo de radiação que se forma quando os electrões perdem energia deslocando-se de um estado de alta energia para um estado de energia mais baixa. Usando computadores podem analisar-se radiografias seriadas de uma zona, dando uma imagem tridimensional. É a radiografia computerizada.
Na imagiologia por ressonância magnética (MRI), o doente é colocado num campo magnético poderoso que alinha o núcleo de hidrogénio. As radioondas produzidas pelo núcleo do hidrogénio são monitorizadas e tratadas pelo computador. Este método é muito eficaz no estudo dos tecidos moles, atendendo à riqueza destes em água.
Átomo-grama
É o numero de gramas correspondendo à massa atomica
O atomo grama do hidrogenio é 1,008 g.
Contem 6,2 x 10(23) atomos (numero de Avogadro
Calcula-se dividindo o peso em gramas pelo peso atomico
Tabela periodica
Quando os elementos são seriados pela ordem crescente do seu número atómico, as suas propriedades repetem-se ciclicamente
A tabela atómica de MENDELIEV está organizada para mostrar estas repetições ciclicas
Os grupos colocados na vertical têm propriedades semelhantes e designam-se como grupo ou familia
Cada linha horizontal representa um período
Tabela periódica
Em http://elements.vanderkrogt.net/ptable.html encontra-se uma tabela periódica com muitas informações como a tradução do nome dos elementos em varias línguas.Em http://elements.vanderkrogt.net/index.html encontram-se informações sobre etimologia, tradução e historia
Bibliografia – elementos
Bibliografia – átomos
CAPITULO 2
Ligações interatomicas
Definições
Os átomos combinam-se entre si por ligações químicas. As ligações químicas não podem ser consideradas como algemas ou nós que ligam pessoas entre si. São apenas relações energéticas entre os electrões das camadas externas dos átomos que participam nas ligações.
Há ligação química quando os electrões se transferem ou partilha
Definições
Regra do octeto
Tipos de ligações
Ligações ionicas
Definições
Os átomos combinam-se entre si por ligações químicas. As ligações químicas não podem ser consideradas como algemas ou nós que ligam pessoas entre si. São apenas relações energéticas entre os electrões das camadas externas dos átomos que participam nas ligações.
Há ligação química quando os electrões se transferem ou partilham entre si os átomos. As ligações podem ser interatómicas ou intermoleculares
Ligações interatomicas e intermoleculares
.
Diz-se que se estabelece uma ligação química entre os átomos quando as forças criadas mantêm uma estrutura suficientemente estável para o composto criado se poder considerar uma espécie química independente.
Regra do octeto
Os gases perfeitos (hélio, néon, argon, cripton, xenon e radon) têm uma reactividade mínima e por isso se chamam inertes.
Esta propriedade deve-se a todos terem oito electrões na camada externa, excepto o hélio que tem dois. Quer dizer, todos estes átomos têm o número máximo de electrões na camada externa.
Todos os outros átomos têm tendência a ganhar ou perder electrões para ficarem com oito electrões na camada externa. Para atingir este objectivo interagem entre si ganhando, perdendo ou partilhando electrões para formar moléculas.
É a regra do octeto – os átomos têm tendência a reagir com outros átomos para preencher a sua camada externa com 8 electrões, e assim adquirirem estabilidade.
http://ull.chemistry.uakron.edu/genobc/Chapter_04/
cortesia de James Hardy
Gases perfeitos
Tipos de ligações
Segundo a regra do octeto, os atomos têm tendência a completar a sua camada externa com um numero estável de electrões ( 8 segundo a regra do octeto). Para conseguir este objectivo, os átomos relacionam-se com outros átomos dando, recebendo ou partilhando electrões, formando moléculas por ligações interatomicas. Consideraremos os seguintes tipos de ligações:
Ø Iónicas
Ø Covalentes
Ø Coordenadas
Ligações ionicas
Há transferencia completa de um electrão de um atomo para outro
O atomo que cede um electrão fica com carga positiva, transformando-se num catião
O atomo que recebe o electrão fica com uma carga negativa, transformando-se num anião
cortesia de Michael Gregory
cortesia de Anne Marie Bernier
cortesia de Anne Marie Bernier
Ligação ionica
Ver animação em
Constituição da ligação iónica
Tendo os aniões e catiões cargas eléctricas diferentes, eles atraem-se entre si, formando-se um composto por ligação iónica.
Para melhor compreensão vejamos o caso do cloreto de sódio
O sódio tem 1 electrão na camada externa o que o coloca como dador de electrões.
O sódio tem sete na camada externa, o que o torna um aceitador de electrões.
Criam-se assim condições para o sódio ceder um electrão ao cloro, ficando o primeiro com uma carga positiva e o segundo negativa. A força electrostática criada pela proximidade de duas cargas opostas permite assim a formação do cloreto de sódio por ligação iónica
Formação de uma ligação iónica
Pode estar envolvido mais de um electrão. Os electrões cedidos por um ou mais átomos devem ser aceites por um ou mais átomos
Ligações envolvendo vários electrões
O número de electrões cedidos ou recebidos, constitui a valência, positiva ou negativa.
Sais
A maior parte dos compostos formados por ligação iónica entram na categoria química dos sais.
Na ausência de água, os compostos iónicos não se encontram como moléculas individuais mas sob a forma de grandes agregados de aniões e catiões, os cristais, mantidos por ligações iónicas
cortesia de Michael Gregory
Cristais
Animação
Ligações covalentes
Na ligação covalente em vez de haver uma transferência completa de electrões, os átomos partilham entre si electrões.
Quando os átomos estão próximos, a carga positiva de um núcleo atrai também o electrão do dois átomos e assim os dois electrões são partilhados pelos dois átomos – formou-se outro átomo. A uma distância óptima os dois núcleos atraem simultaneamente os electrões dos uma ligação covalente
Ligação covalente
Animação
www2.nl.edu/jste/bonds.htm
Um exemplo de ligação covalente é a ligação de dois átomos de hidrogénio para formar a molécula de hidrogénio H2 ou o CH4
cortesia de Michael Gregory
Agua
.
Metano (CH4)
Spins
Os electrões a partilhar são celibatários, preenchendo simultaneamente as duas órbitas
Os electrões partilhados têm spins opostos
Spins opostos
Ligações simultaneas
Podem formar-se simultaneamente várias ligações covalentes. É o caso da partilha dos electrões de quatro átomos de hidrogénio com um de carbono para formar o metano quatro electrões na camada externa, ao partilhar estes electrões fica com oito na camada externa ficando esta estabilizada
A partilha pode fazer-se com átomos iguais ou diferentes
Ligações simples, duplas e triplas
Nos exemplos anteriores cada átomo partilhava um electrão – ligação
Ligações
simples, duplas e triplas
Ligações
simples, duplas e triplas
Nos exemplos anteriores cada átomo partilhava um electrão – ligação covalente simples.
Há casos em que se partilham dois ou três pares
de electrões – as ligações dizem-se duplas
ou triplas respectivamente
cortesia de Michael Gregory
Partilha de mais de um par de electrões
Notação das
ligações covalentes
As ligações covalentes designam-se introduzindo traços
entre os símbolos dos átomos, uma se for simples, duas se for dupla e três se for tripla
Notação das ligações covalentes
Notação de Lewis
As ligações
covalentes representam-se como dois pontos entre átomos
http://en.wikipedia.org/wiki/Lewis_structure
http://www.google.pt/imgres?imgurl=http://www.green-planet-solar-energy.com/images/lewis-dot-structures.gif&imgrefurl=http://www.green-planet-solar-energy.com/lewis-dot-structure.html&h=337&w=500&sz=22&tbnid=fvLGteNDw0OZRM:&tbnh=79&tbnw=117&prev=/search%3Fq%3Dlewis%2Bnotation%26tbm%3Disch%26tbo%3Du&zoom=1&q=lewis+notation&usg=__ctCzCpTAi7fhsTLL4mg7wYE4PLM=&docid=O4dKyZLUygAomM&hl=pt-PT&sa=X&ei=3rCQUb-gBa6P7Ab52oFo&sqi=2&ved=0CF4Q9QEwBw&dur=615
http://en.wikipedia.org/wiki/Lewis_structure
Ligações
simples, duplas e triplas
Nos exemplos anteriores cada átomo partilhava um electrão – ligação covalente simples.
Há casos em que se partilham dois ou três pares
de electrões – as ligações dizem-se duplas
ou triplas respectivamente
cortesia de Michael Gregory
Partilha de mais de um par de electrões
Notação das
ligações covalentes
As ligações covalentes designam-se introduzindo traços
entre os símbolos dos átomos, uma se for simples, duas se for dupla e três se for tripla
Notação das ligações covalentes
Notação de Lewis
As ligações
covalentes representam-se como dois pontos entre átomos
http://en.wikipedia.org/wiki/Lewis_structure
http://www.google.pt/imgres?imgurl=http://www.green-planet-solar-energy.com/images/lewis-dot-structures.gif&imgrefurl=http://www.green-planet-solar-energy.com/lewis-dot-structure.html&h=337&w=500&sz=22&tbnid=fvLGteNDw0OZRM:&tbnh=79&tbnw=117&prev=/search%3Fq%3Dlewis%2Bnotation%26tbm%3Disch%26tbo%3Du&zoom=1&q=lewis+notation&usg=__ctCzCpTAi7fhsTLL4mg7wYE4PLM=&docid=O4dKyZLUygAomM&hl=pt-PT&sa=X&ei=3rCQUb-gBa6P7Ab52oFo&sqi=2&ved=0CF4Q9QEwBw&dur=615
http://en.wikipedia.org/wiki/Lewis_structure
http://fisicosequimicos.blogspot.pt/2010/12/notacao-de-lewis.html
Bibliografia
Poder combinante
O número de ligações covalentes que cada átomo pode formar (poder combinante) depende da sua posição na tabela periódica e implica a existência de átomos electropositivos e electronegativos.
Os mais electronegativos são os dos grupos VIA e VIIA.
A electronegatividade aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima .
Os átomos mais electropositivos são os do grupos IA e IIA
H
| ||||||||||
 |
IA
|
IIA
|
IIIA
|
IVA
|
VA
|
VIA
|
VIIA
|
FAZER
| ||
Li
|
Be
|
B
|
C
|
N
|
O
|
F
| ||||
Na
|
Mg
|
Al
|
Si
|
P
|
S
|
Cl
| ||||
ELECTROPOSITIVOS
Ligação iónica
|
Ligação covalente
|
ELECTRONEGATIVOS
Ligação covalente
Ligação iónica
| ||||||||
Poder combinante
Moleculas polares e não polares
Quando os electrões são partilhados igualmente pelos átomos, a molécula formada não tem carga eléctrica e diz-se apolar ou homopolar. Caso contrário, terá carga eléctrica e chamar-se-á polar.
Explicação da polaridade
De um modo geral os átomos com 6 ou 7 electrões de valência, como o oxigénio, o azoto e o cloro, atraem fortemente os electrões – são electronegativos.
Os átomos com l ou 2 electrões de valência como o potássio e o sódio, atraem pouco os electrões – são electropositivos.
A criação de moléculas polares têm a ver não só com a electronegatividade e positividade dos átomos mas também com a estrutura tridimensional.
Anidrido carbonico, molecula apolar
No CO2 o carbono partilha 4 pares de electrões com dois átomos de oxigénio, ou seja, 2 pares para cada átomo.
Sendo o oxigénio muito mais electronegativo que o carbono, este atrai muito mais os electrões que o carbono.
Como a molécula é linear, a acção exercida por um átomo de oxigénio é contrabalançada pela do outro e a molécula fica apolar
Agua, molecula polar. Dipolo
A molécula de água (H2O) tem a forma de um V , estando os dois átomos de hidrogénio na mesma extremidade da molécula e o de oxigénio na extremidade oposta
http://faculty.clintoncc.suny.edu/faculty/Michael.Gregory/files/Bio%20101/Bio%20101%20Lectures/Chemistry/chemistr.htm
cortesia de Michael Gregory
Nesta posição o oxigénio pode atrair os electrões partilhados criando-se uma assimetria que cria uma molécula polar ou dipolo.
Bibliografia
Diferença entre ligações iónicas, polares e apolares
Diferenças entre as ligações
Iónicas
|
Polares
|
Apolares
| |
Electrões
|
Transferência completa
|
Partilha desigual
|
Partilha igual
|
Cargas
|
Partículas carregadas (iões)
|
Negativa numa extremidade
e positiva noutra
|
Equilibrada
|
Exemplo
|
Na+ Cl-
Cloreto de sódio
|
H-O-H
|
O = C = O
Anidrido carbónico
|
Ligação coordenada ou dativa
Neste caso, o par de electrões é fornecido pelo mesmo átomo. Representa-se por uma
Neste caso, o par de electrões é fornecido pelo mesmo átomo. Representa-se por uma seta partindo do átomo que cede o par de electrões:
Capitulo 3
Neste caso, o par de electrões é fornecido pelo mesmo átomo. Representa-se por uma seta partindo do átomo que cede o par de electrões:
O átomo que cede o par de electrões denomina-se dador e o que recebe, receptor
O dador deve possuir um par de electrões celibatários e o receptor uma órbita externa incompleta
Exemplo da amónia
O caso mais simples é o ião amónio no NH3. O N tem dois electrões não emparelhados e o H não em nenhum. Nestas condições, o N compartilha os seus electrões com o H.
Capitulo 3
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
As ligações que estudámos unem os átomos entre si para formar moléculas. Em muitos casos as moléculas unem-se entre si para formar compostos mais complexos.
Forças de van der Waals
São forças atractivas não específicas entre dois átomos muito próximos.
Produzem-se quando átomos pertencentes a moléculas diferentes estão de tal modo próximos que o campo eléctrico produzido pela rotação dos electrões num deles, possa produzir a polarização em sentido oposto do outro, produzindo um efeito electromagnético de atracção
Ligações hidrófobas
As cadeias laterais de algumas moléculas são hidrófobas, o que pode levar a estas cadeias repelirem moléculas de água que as separam e cairem no alcance das forças de Van der Waals
Ligações ponte de hidrogénio
O hidrogenio forma ligações covalentes polares, tornando-se um centro de cargas positivas
Se o hidrogénio estiver proximo de um atomo electronegativo suficientemente pequeno (F, O, N ), para se aproximar do seu nucleo, estabelece-se uma ligação electrostactica que aproxima os dois atomos.
Estrutura da agua
http://faculty.clintoncc.suny.edu/faculty/Michael.Gregory/files/Bio%20101/Bio%20101%20Lectures/Chemistry/chemistr.htm
Cortesia de Michael Gregory
cortesia de Anne Marie Bernier
cortesia de John Kimball
Estas ligações são comuns entre os dipolos, como as moléculas de água, porque o átomo de oxigénio de uma molécula,
Estrutura da amonia
Estrutura da amonia
cortesia de Anne Marie Bernier
Estas ligações são comuns entre os dipolos, como as moléculas de água, porque o átomo de oxigénio de uma molécula, ligeiramente negativo, atrai átomos de hidrogénio de outras moléculas, ligeiramente positivos .
Haverá sempre um átomo dador e um átomo receptor de pontes de hidrogénio
As ligações ponte de hidrogénio podem formar ainda ligações intramoleculares entre diferentes partes de uma mesma molécula, permitindo a manutenção de uma estrutura tridimensional.
Animação sobre ligações ponte de hidrogénio da agua
CAPITULO 4
QUIMICA DO CARBONO
A designação compostos organicos provem do vitalismo que afirmava que só o organismo tinha a capacidade de sintetizar os seus proprios compostos
Desde que em 1828 WOEHLER com a síntese da ureia deu o primeiro passo para a síntese de compostos orgânicos, se sabe que a síntese destes compostos não é exclusiva do organismo.
Hoje considera-se que os compostos orgânicos são aqueles que contêm carbono. Em oposição, os que não têm carbono designam-se por compostos inorgânicos. Todavia é costume considerar inorgânicos alguns compostos simples do carbono como o anidrido carbónico, carbonatos e cianetos.
Ligações envolvendo o carbono
A predominância do carbono nas células vivas de modo que a sua presença define um composto como orgânico, deve-se à capacidade única entre os elementos de formar quatro ligações covalentes altamente estáveis.
Esta propriedade deve-se ao facto de ter apenas quatro electrões de valência e portanto não tende para perder ou ganhar electrões em ligações electrovalentes mas tende a partilhar os seus electrões para formar ligações covalentes
Compostos carbonados
Classificação
Acíclicos
Não têm uma cadeia fechada, podendo ter uma cadeia linear ou ramificada
Cíclicos
Contêm uma cadeia fechada com apenas átomos de carbono e hidrogénio.
Heterocíclicos
T|em uma cadeia fechada contêm para lá do carbono e hidrogénio, um outro átomo( heteroátomo).
Saturação
Conforme os compostos não têm ou têm duplas ligações, os compostos dividem-se em insaturados e saturados
CH3 – CH2 – CH2 – CH3
Saturado
CH3 – CH = CH – CH3
Insaturado
Saturados e insaturados
Existência de benzeno
Se o composto não tem um núcleo benzénico na sua estrutura, diz-se alifático.
Se tem, define-se como aromático
Estruturas simples, ramificadas e cíclicas
O carbono forma ligações covalentes não só com átomos diferentes mas tambem com ele próprio formando cadeias simples, ramificadas ou cíclicas Pode formar ligações simples, duplas ou triplas
Graus de oxidação do carbono
É o numero de valências que o carbono gasta em se combinar com o oxigénio ou outros elementos electronegativos. Os graus de oxidação podem ir de 0 a 4
Graus de oxidação do carbono
Grau Composto
0 hidrocarbonetod
1 alcoois
2 aldeidos
3 acidos
4 ureia
Grupos funcionais
Considera-se que vários compostos pertencem à mesma família quando têm o mesmo grupo funcional ou seja uma parte da molécula que lhes dá características reaccionais comuns.
Toda a nomenclatura em química orgânica baseia-se nos grupos funcionais. Para entender os grupos funcionais, é preciso, como veremos, compreender a química dos hidrocarbonetos.
CAPITULO 5
HIDROCARBONETOS
Definição
O carbono tem a capacidade de formar quatro ligações covalentes
½
¾ C ¾
½
Quando as ligações envolvem apenas carbonos e hidrogénios, formam-se hidrocarbonetos.
CH3 – CH2 …… CH2 – CH2 – CH2 – CH3
Hidrocarbonetos
Hidrocarbonetos saturados e insaturados
CH3 – CH = CH – CH2 ……. COOH
Monoinsaturados
CH3 – CH = CH – CH2 – CH = CH – CH2 – COOH
Poliinsaturados
Simples Ramificada Ciclica
Saturados e insaturados
Graus de oxidação do carbono
É o numero de valências que o carbono gasta em se combinar com o oxigénio ou outros elementos electronegativos. Os graus de oxidação podem ir de 0 a 4
Graus de oxidação do carbono
Grau Composto
0 hidrocarbonetod
1 alcoois
2 aldeidos
3 acidos
4 ureia
Grupos funcionais
Considera-se que vários compostos pertencem à mesma família quando têm o mesmo grupo funcional ou seja uma parte da molécula que lhes dá características reaccionais comuns.
Toda a nomenclatura em química orgânica baseia-se nos grupos funcionais. Para entender os grupos funcionais, é preciso, como veremos, compreender a química dos hidrocarbonetos.
CAPITULO 5
HIDROCARBONETOS
Definição
O carbono tem a capacidade de formar quatro ligações covalentes
½
¾ C ¾
½
Quando as ligações envolvem apenas carbonos e hidrogénios, formam-se hidrocarbonetos.
CH3 – CH2 …… CH2 – CH2 – CH2 – CH3
Hidrocarbonetos
Hidrocarbonetos saturados e insaturados
CH3 – CH = CH – CH2 ……. COOH
Radicais dos hidrocarbonetos
Construção da designação dos hidrocarbonetos alifáticos
http://chemistry2.csudh.edu/rpendarvis/BenzStr.html
´
Monoinsaturados
CH3 – CH = CH – CH2 – CH = CH – CH2 – COOH
Poliinsaturados
Saturados e insaturados
Classificação
A ausência ou presença de um núcleo benzénico divide os hidrocarbonetos em alifáticos e aromáticos.
A falta ou presença de ramificações divide os hidrocarbonetos alifáticos em hidrocarbonetos da série n e hidrocarbonetos ramificados
Hidrocarbonetos alifaticos
Numeração dos carbonos
Numeram-se a partir de uma das extremidades.
Nos hidrocarbonetos as extremidades não se distinguem, pelo que a numeração se pode iniciar por qualquer delas.
1 2 3 4 5
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
Ou
5 4 3 2 1
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
Numeração
Quando há carbonos oxidados, a numeração começa pelo carbono mais próximo da extremidade mais oxidada.
Nomenclatura da série n
A nomenclatura construi-se usando um prefixo para indicar o número de carbonos e um sufixo para indicar a natureza das ligações.
Prefixos indicando o número de carbonos
Número de carbonos
|
Prefixo
|
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Indeterminado
|
Met
Et
Prop
But
Pent
Hex
Hept
Oct
Non
Dec
Undec
Dodec
……
Alc
|
Sufixos indicando a natureza das ligações
Tipo
|
Sufixo
|
Nome genérico
|
Simples
Dupla
Tripla
|
Ano
eno
ino
|
Alcano
alqueno
alquino
|
Se há mais de uma dupla ou tripla ligação, estas designam-se antepondo di ou tri à designação da natureza da ligação
Tipo de ligações
.
Designação
|
Fórmula
|
Butano
Buteno
Butino
Butadieno
|
CH3 – CH2 – CH2 – CH3
CH3 – CH = CH – CH3
CH3 – C º C – CH3
CH2 = CH – CH = CH2
|
Radicais dos hidrocarbonetos
Quando um hidrogénio de um hidrocarboneto é substituído, forma-se um radical chamado alquilo.
…... CH2 – CH2– CH3
hidrocarboneto
½
R
Alquilo
Alquilo
Os radicais designam-se substituindo-se os sufixos dos hidrocarbonetos pelos sufixos indicados no quadro seguinte
Radicais de hidrocarbonetos
Hidrocarboneto
|
Radical
|
Ano
|
ilo
|
Eno
|
enilo
|
Ino
|
inilo
|
Fórmulas de radicais.
Radical
|
Hidisrocarboneto
|
CH2 – CH3 etilo
CH2 = CH etenilo
CH º C etinilo (ou vinilo)
|
CH3 – CH3 etano
CH2 = CH2 eteno
CH º CH etino
|
CH3 – CH2 –CH2-CH3
Carbonos – 4 but
Duplas ligações – 0 ano
Designação butano
CH3-CH2-CH—CH3
Carbonos – 4 but
Duplas ligações – 1 eno
Situação da dupla ligação- 1
Designação – 1 buteno
CH3—CH-CH—CH2
Exemplos de formulas de radicais
Construção da designação dos hidrocarbonetos alifáticos
A designação será composta alinhando os prefixos e sufixos estudados pela ordem seguinte:
1- n para indicar que pertence à série normal
2- posição das ligações
3- número de carbonos (met, et, but...)
4 -número de duplas ligações
5-sufixo indicando a natureza das ligações (ano, eno, ino)
No caso de um hidrocarboneto não saturado, os pontos 2,4 e 5 não se aplicam.
CH3 C2H5
½ ½
1CH3 ¾ 2C ¾ 3CH2 ¾ 4CH ¾ 5CH2 ¾ 6CH3
½
CH2
Alcano mais longo
Ramificações
C2
C4
Designação
|
Hexano
2 metilos
1 etilo
2,2-dimetilo-4-etil-hexano
|
Nomenclatura iso
Quando a ramificação é um metilo no C2, pode-se fazer preceder o sufixo iso ao nome do hidrocarboneto correspondendo ao numero total dos carbonos existentes
Nomenclatura isso
Bibliografia
Hidrocarbonetos aromaticos
Definição
Definição
São hidrocarbonetos contendo o nucleo benzenico
Dividem-se em monociclicos e policiclicos conforme têm um ou mais nucleos
Benzeno
O benzeno é o 1,3,5 ciclohexatrieno.
É costume utilizar uma formula simplificada
Fórmulas de Kekulé
Para Kekulé o benzeno poderia ter qualquer das fórmulas indicadas na figura seguinte
Ressonancia ou mesomeria
As formulas de Kekulé explicam-se admitindo que os electrões das duplas ligações não estão fixos, mas oscilam entre duas estruturas possíveis
As formulas de Kekulé explicam-se admitindo que os electrões das duplas ligações não estão fixos, mas oscilam entre duas estruturas possíveis
Derivados monosubstituídos
Derivados disubstituídos
Hidrocarbonetos policiclicos
Ciclopentano
Série heterociclica
http://chemistry2.csudh.edu/rpendarvis/BenzStr.html
Diz-se que uma molecula nestas condições ressoa e o fenomeno chama-se ressonancia ou mesomeria.
As duas estruturas
- Satisfazem a regra do octeto
- Têm o mesmo numero de ligações
- Têm o mesmo tipo de ligações
Bibliografia
http://ww.mhhe.com/physsci/chemistry/carey/student/olc/graphics/carey04oc/ref/ch11aromaticity.html
Classificação
¨ Derivados monosubstituidos
¨ Derivados bisubstituidos
¨ Hidrocarbonetos policiclicos
Derivados monosubstituídos
Coloca-se o substituinte como prefixo:
Metilbenzeno
Hidroxibenzeno
Aminobenzeno
Alguns derivados têm nomes triviais
Nomes triviais de derivados monosubstituidos
Nomes triviais
|
IUPAC
|
Tolueno
Fenol
Anisol
Anilina
Ácido benzoico
Benzaldeido
Cianobenzeno
Estireno
Isobutilbenzeno
|
Metilbenzeno
Hidroxibenzeno
Metoxibenzeno
Aminobenzeno
Ácido benzeno-carboxílico
Benzeno carbaldeido
Benzonitrilo
Fenileteno (ou vinilbenzeno)
1-fenol-2-metilpropano
|
Formulas de derivados monosubstituidos
Derivados disubstituídos
Para os designar os substituintes são usados como prefixos. Quando os substituintes são iguais, precede-se o nome do substituinte por di
Diclorobenzeno
1,4-clorobromobenzeno
No caso de substituintes iguais, usa-se com frequência as designações orto
(o), meta(m) e para(p) conforme a colocação das duplas ligações.
Nomenclatura orto
Designação
|
Abreviatura
|
Substituintes em
|
Orto
Meta
Para
|
O
m
p
|
1, 2
1, 3
1,4
|
Alguns têm nomes triviais
Nomes triviais de disubstituidos
Nome trivial IUPAC
Xileno 1,2-dimetilbenzeno
m-toluidina 3-aminotolueno
p-cresol 4-hidroxitolueno
acido salicilico acido a-hidroxibenzoico
Hidrocarbonetos policiclicos
¨ Têm mais de um ciclo
Compostos de cadeia fechada
Série aliciclica
São hidrocarbonetos que fecharam a cadeia.
Designam-se pelo prefixo ciclo.
Série isociclica
São compostos aromáticos apenas com carbono e hidrogénio.
Correspondem aos hidrocarbonetos policiclicos
Cycloheptane
Série heterociclica
Contêm, para lá do carbono e hidrogénio, um outro átomo (heteroátomo)
Podem-se também designar utilizando um prefixo indicando a natureza do heteroátomo
Designação do heteroátomo
Definição
Classificação
Nomenclatura
http://www.benbest.com/cryonics/vitrify.html
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/a/ab/Formation_of_Enolate.PNG
R – OH R-SH
CH3 – CH2 – SH
Heteroátomo
|
Prefixo
|
Exemplo
|
N
N
S
|
Aza
Oxa
Tia
|
Azabenzeno (piridina)
1,3 – diazabenzeno (pirimidina)
Oxaciclopentadieno (furano)
Tiaciclopentadieno (tiofeno)
|
Compostos da série heterociclica
Exemplo de hidrocarbonetos cíclicos
Alguns medicamentos têm esta estrutura
· Antipiréticos – acido acetilsalicilico
· Antipiréticos – Fenacetina, Acetomaminofeno
· Esteróis como o colesterol
· Hormonas como as genitais e as suprarenais
CAPITULO 6
EXEMPLOS DE HIDROCARBONETOS
Feromonas
Enquanto os homens colaboram pela fala e pela escrita os animais comunicam pela secreção e detecção de moléculas chamadas feromonas
A maior parte das feromonas são especificas para a espécie
São derivadas de alcinos
Algumas têm uma estrutura relativamente simples como o acetato de butilo das abelhas, outras têm estruturas mais complexas
Alcanos substituidos
Muitos alcanos substituídos têm sido usados na medicina e na indústria.
Um derivado do etano, o etano-2.bromo-2-cloro-1,1,1-tricloroetano ou halotano é um anestésico.
O cloreto de etilo (cloroetano) é um anestésico local. É utilizado pelos atletas no decorrer das competições para suprimir dores locais.
O tetracloreto de carbono (tetraclorometano) foi usado como solvente na limpeza a seco tendo sido substituído por outros compostos como 1,1,2,2,tetracloroeteno.
Os CCF (hidrocarbonetos clorofluoretados) como o freon têm sido usados nos aparelhos de refrigeração e ar condicionado e como propelente em aerosois, mas há tendência em abandoná-los por lesarem a camada de ozono.
Os compostos com perfluorcarbono têm capacidade de dissolver mais oxigénio que o sangue.
Um destes compostos o fluosol – DA(perfluor decalina) em solução aquosa, tem sido utilizado como um substituto de curta duração do sangue
Uma outra aplicação dos compostos perfluorcarbonados é a sua utilização nos computadores como liquido de arrefecimento para dissipar a grande quantidade de calor produzida nos supercomputadores
Gás
O gás natural é constituído por alcanos com menos de cinco carbonos, principalmente o metano. É armazenado como líquido em tanques de alta pressão.
O gás metano com pequenas quantidades de etano é o constituinte do gás natural transportado a longa distância a partir dos países produtores.
O gás propano é fornecido em cilindros de baixa pressão (botijas) aos locais que não dispõem de distribuição de gás natural.
Petróleo
O petróleo é obtido a partir de fosseis
As refinarias tiram partido dos diferentes pontos de ebulição dos alcanos
Gases fervendo abaixo de 20
Tem alcanos entre C1 e C5
Podem ser liquefeitos e vendidos como LPG (Liquefied Petroleum gás)
Entre 20 e 100
Alcanos entre C5 e C7
Constituem a nafta
É usada em solventes e em material para a industria química
Até 200
Tem alcanos entre C5 e C10
Tem poucas octanas
Pode reformular-se para produzir gasolina comercial
Até 300
Contem alcanos entre C11 e C16
Fonte de queroseno e de gasolina para jactos
Até 400
Contem alcanos com mais de C15
Usado como gasolina e diesel
Liquido remanescente
Contem hidrocarbonetos com mais de C20
Fonte de lubrificantes
Resíduo solido
Usado para asfalto e parafina
Detergentes
São alquilbenzenos
Exemplos de compostos aromaticos
Muitos compostos aromáticos são usados para dar sabor ou aroma. É o caso do benzaldeido das amendoas, do anetol do anis e da vanilina da baunilha.
As hormonas esteroides e o colesterol são compostos aromáticos.
Há medicamentos como a aspirina que contêm este núcleo.
CAPITULO 7
Grupos funcionais
Conjunto de elementos que apresentam propriedades físicas e química bem definidas quando ligados a cadeias carbonadas.
Álcoois
Definição
Hidroxilo ligado a um grupo carbonado saturado (carbinol)
½
OH ¾ C ¾
½
Tambem se podem definir como a substituição de um hidrogénio da água por um grupo carbonilo.
A sua fórmula geral é portanto R-OH
Classificação
O OH pode estar ligado a um carbono primário, secundário ou terciário e assim o álcool denominar-se-á primário, secundário ou terciário.
Também poderemos considerar que estas categorias dependem do número de radicais ligados ao carbono
http://ull.chemistry.uakron.edu/genobc/Chapter_13/
Cortesia de James Hardy
Classificação dos álcoois
|
½
| |
Nomenclatura
Segundo a IUPAC um álcool designa-se acrescentando ol ao hidrocarboneto donde deriva.
Geralmente designam-se fazendo seguir à palavra álcool o radical com o sufixo ico
CH3OH
Alquilo – metilo
Sufixo – ico
Designação – álcool metílico
CH3OH
hidrocarboneto – metano
Sufixo – ol
Designação – metanol
Nomes triviais de alguns álcoois
Alguns álcoois têm nomes triviais
Nomes triviais de alguns álcoois
Designação IUPAC
|
Nome comum
|
Metanol
Etanol
1-propanol
2- propanol
Etanodiol
Propanotriol
1-pentanol
1-Propeno-3-ol
Fenilmetanol
|
Álcool metilico
Álcool etilico
Álcool n-propilico
Álcool isopropilico
Etilenoglicol
Glicerol
Álcool amilico
Álcool alilico
Álcool benzilico
|
Fenóis
Álcoois derivados de hidrocarbonetos aromáticos
cortesia de James Hardy
Fenóis
Designam-se fazendo preceder à palavra benzeno o nome do radical
Muitos fenóis têm nomes triviais
Nomes triviais de alguns fenois
Designação IUPAC
|
Nome comum
|
Hidroxibenzeno
Hidroxitolueno
1,3 – dihidroxibenzeno
1,4 – dihidroxibenzeno
2-hidroxinaftaleno
|
Fenol
o-cresol
Resorcinol
Hidroquinona
b-naftol
|
Isómeros
Quando há isómeros possíveis, o número do carbono em que está o OH deve preceder o sufixo ol
CH3–CH2–CH2–OH
BUTANO
|
CH3–CH–CH2
½
OH
PROPANO -2- OL
|
Designação dos isómeros
|
Se há cadeias laterais, o nome destas aparece como prefixo
Polialcoois
Um hidrocarboneto pode ser substituído por mais de um oxidrilo – polialcoois ou poliois
Designam-se com os sufixos diol, triol, etc., conforme o número de oxidrilos existentes.
Deve-se tambem referir o numero dos carbonos em que se encontram os oxidrilos
Enois
O oxidrilo está ligado a um carbono com uma dupla ligação
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/a/ab/Formation_of_Enolate.PNG
Tiois ou mercaptans
São análogos do álcool (análogos são compostos que diferem apenas num elemento).
O O do OH está substituído por um S
R – OH R-SH
Álcool Tiol
R-CH2OH
Álcool
R-CH2SH
Mercaptan
|
Tiois
Nomenclatura
Designam-se fazendo seguir tiol ao nome do hidrocarboneto ou fazendo seguir ao alquilo a palavra mercaptan
CH3 – CH2 – SH
Etanotiol
Etilmercaptan
CH3 – CH2 – SH
| |
Hidrocarboneto
Sufixo
Designação
|
: etano
: tiol
: etanotiol
|
ou em alternativa
Alquilo
Sufixo
Designação
|
: etilo
: mercaptan
: etilmercaptan
Nomenclatura dos tiois
|
Eteres
Definição
Resultam da condensação de dois álcoois com perda de água.
São dois grupos alquilo ligados por um oxigénio correspondendo à ormula geral: R-O-R’
Nomenclatura
Segundo a IUPAC designam-se precedendo o hidrocarboneto do alquilo seguido de oxi
cortesia de James Hardy
Designação dos eteres
Os éteres designam-se muitas vezes pelo nome comum, construído por analogia com os álcoois - éter etílico
CH3 – O – CH3
Éter dimetilico
CH3-CH2- O - CH3
Éter dimetilico
Nomes comuns de eteres
Aminas
Definição
São derivados do amoníaco por substituição
O carbono ligado á amina não tem duplas ligações
Classificação
Dividem-se em primárias, secundárias e terciárias conforme o número de substituintes.
Estas substituições foram feitas num azoto trivalente.
Se forem feitas num azoto pentavalente (como é o caso da OH-NH4) forma-se uma amina quaternária.
 | |||||
Tipos de aminas
Dividem-se em alifaticas e ciclicas
As cíclicas dividem-se em aromaticas e heterociclicas
Nomenclatura
Segundo a IUPAC antecede-se o hidrocarboneto da palavra amina
CH3NH2
Metilamina
(CH3)2 NH
Dimetilamina
CH2NHCH2CH3
Metiletilamina
cortesia de James Hardy
Nomenclatura IUPAC para as aminas
Nomes triviais de aminas aromaticas
CH3CH2CHO
Na designação trivial acrescenta-se ao alquilo ou ao radical aromático o sufixo amina.
CH3NH2
Metilamina
(CH3)2 NH
Dimetilamina
CH2NHCH2CH3
Metiletilamina
cortesia de James Hardy
Designações triviais das aminas
A maior parte das aminas aromaticas e heterociclicas têm nomes triviais
88 fig. IX.18
Aminas aromáticas e heterociclicas
cortesia de James Hardy
Aromatic amine
|
Properties
|
Uses
| ||
 |
62-53-3
| |||
 |
95-53-4
| |||
 |
88-05-1
|
Aminas heterociclicas
cortesia de James Hardy
Nomes triviais de algumas iminas heterocíclicas
Nomes triviais de aminas aromaticas
Quando uma amina primária coexiste com outros grupos funcionais, ela é tratada como um substituinte
cortesia de James Hardy
Amina coexistindo com outros grupos funcionais
Iminas
Definição
O NH está ligado a um alquilo por uma dupla ligação
http://en.wikipedia.org/wiki/Imine
Resultam da substituição de dois hidrogénios de um hidrocarboneto por um N
CH3 – CH2 – CH3
Hidrocarboneto
CH3 – CH2 – CH = NH
Imina
Substituição de dois hidrogenios
Nomenclatura
Designam-se acrescentando o sufixo imina ao hidrocarboneto
CH3 – CH2 – CH = NH
Propanoimina
Carbonilo
É um carbono ligado ao oxigénio por uma dupla ligação
Carbonilo
Os compostos contendo carbonilos são
- Aldeidos
- Cetonas
- Ácidos carboxilicos
- Anidridos de acido
- Esteres
- Amidas
cortesia de James Hardy
Compostos contendo o grupo carbonilo
Aldeidos
Formula
Resultam da desidrogenação de um alcool
Também se podem considerar resultantes da substituição de dois hidrogénios do CH3 de um hidrocarboneto por um oxigénio
A sua fórmula geral é R-CHO
Formula geral dos aldeidos
Nomenclatura
Segundo a IUPAC designam-se pelo sufixo al
Tambem se podem designar pela palavra aldeido seguida do adjectivo do alquilo
CH3CH2CHO
IUPAC propanal
Comum aldeido propilico
Designações dos aldeidos
Cetonas
Formação
Resultam da substituição num carbono secundário de dois hidrogénios por um oxigénio
Formula geral
Formula geral das cetonas
Nomenclatura
Segundo a IUPAC designam-se pelo sufixo ona
H3C-CO-CH3
Propanona
Diferença entre aldeidos e cetonas
Diferem na localização do C=O – carbono terminal nos aldeidos e carbono secundário nas cetonas
Quinonas
As quinonas são dicetonas cíclicas insaturadas
http://en.wikipedia.org/wiki/Quinone
Ácidos carboxilicos
Formula
Resultam da substituição num hidrocarboneto de um metilo terminal por um carboxilo
R-CH2-CH3
Hidrocarboneto
R-CH2-COOH
Àcido carboxílico
Acidos carboxilicos
Nomenclatura
Segundo a IUPAC designam-se pelo sufixo oico
CH3-CH2-COOH
Ácido propanoico
cortesia de James Hardy
Nomenclatura dos ácidos carboxilicos
Em geral os acidos aromaticos designam-se como derivados do benzeno
Nomes triviais
Alguns ácidos carboxilicos têm nomes triviais
cortesia de James Hardy
Anidridos de acido
Formação
Condensação de dois acidos carboxilicos com perda de água
cortesia de James Hardy
Formação dos anidridos de acido
Formula geral
Formula geral dos anidridos de acido
Nomenclatura
Designam-se substituindo a palavra ácido por anidrido
cortesia de James Hardy
Designação dos anidridos de acido
Esteres
Formação
Resultam da combinação de um ácido carboxílico com um álcool com perda de água, o que equivale a dizer que o grupo –OH de um acido carboxilico é substituido por um grupo –OR
Nomenclatura
.
Designam-se como se fossem sais
A cadeia mais longa designa o acido
CH3 – CH2 – CO – O – CH2 – CH3
Propionato etilo
Propionato de etilo
Cortesia de James Hardy
|
Tioesteres
Resultam da reacção de um acido com um tiol
Lactonas
É a ciclização de uma molécula pela combinação interna de uma função álcool com uma função ácido – são esteres internos
Encontram-se anéis de três membros (alfa-lactonas), quatro (beta), cinco (gama) e seis (delta)
Amidas
Formação
Resultam da reacção de um ácido carboxílico com uma amina, levando à substituição de um OH por um NH2
R-COOH + R’-NH2 ¾® R-CO - R’-NH2
Ácido carboxilico Amida
|
Formação de uma amida
Nomenclatura
Designam-se acrescentando o sufixo amida ao hidrocarboneto
CH3-CH2-CONH2
Propanoamida
cortesia de James Hardy
Designação das amidas
Lactamas
São amidas cíclicas, resultantes da desidratação intramolecular de um aminoácido
http://fr.wikipedia.org/wiki/Lactame
Structure générale de β-lactame, γ-lactame, δ-lactame et ε-lactame.
Semiacetais
Formação
Resultam da reacção de um aldeido ou de uma cetona com um álcool
Formula geral
://pt.wikipedia.org/wiki/Hemiaceta
://pt.wikipedia.org/wiki/Hemiaceta
Nomenclatura
Designam-se antepondo o prefixo alcoxi ao álcool
Semiacetais internos
Os grupos aldeido ou cetona e álcool encontram-se na mesma molécula
Designam-se pelo prefixo epoxi
Acetais e cetais
Os acetais resultam da reacção de um aldeido com duas moléculas de álcool.
Os cetais resultam da reacção de uma cetona com duas moléculas de água.
Denominam-se antepondo o nome dos radicais aos hidrocarbonetos
http://pt.wikipedia.org/wiki/Acetal
Acetais
cetais
Compostos com carbono de grau de oxidação 4
Compostos com carbono de grau de oxidação 4
Neste caso o carbono tem todas as suas valências saturadas, não sepodendo combinar com outros átomos
São exemplos a guanidina e a ureia
Ureia
Capitulo 8
GRUPOS FUNCIONAIS E MOLECULAS DE INTERESSE
Álcoois
Metanol
É também conhecido por álcool da madeira porque antes era produzido pela destilação destrutiva da madeira
destrutiva da madeira
Hoje produzem-se biliões de litros em instalações industriais
É tóxico para o homem
É utilizado para a produção de formaldeido, necessário para a síntese de plásticos
Álcool etílico
Bebidas alcoólicas
O álcool resulta da fermentação de glucidos existentes numa grande variedade de vegetais
O sabor das bebidas não é dado pelo álcool, que não tem gosto, mas da fermentação de matéria vegetal
Combustivel
O álcool pode ser usado como combustível
Misturado com produtos do petróleo aumenta as octanas da gasolina, não sendo necessário acrescentar chumbo
Alcool isopropilico
É utilizado como solvente em produtos de cosmética e outros aplicados externamente
Etilenoglicol
Devido ao seu baixo ponto de congelação ( - 12) é o componente principal dos anti-congelantes para automóveis
Glicerol
É um constituinte dos lipidos
Não é tóxico
A sua falta de toxicidade e a sua forte hidrofilia, explica o seu uso como aditivo alimentar para manter os alimentos frescos por retenção da humidade
A sua combinação com o acido azótico produz a nitroglicerina, explosivo poderoso, constituinte da dinamite
A nitroglicerina é também um vasodilatador, utilizado no tratamento da angina pectoris
Fenóis
O hexilresorcinol é utilizado como desinfectante nos elixires dentários
O polifenol tetrahidrocanabinol é o constituinte da canabis ou marijuana
Cheiro dos tiois
Os tiois têm cheiro e sabor desagradáveis. Esta propriedade é utilizada na indústria do gás. Como o gás não tem cheiro, acrescentam-se pequenas quantidades de etanotiol para que este com o seu cheiro alerte para fugas de gás
Éteres
Éter como anestésico
Antes de 1850 poucos doentes sobreviviam à cirurgia devido ao shock produzido pela dor e às infecções
A introdução da anestesia pelo éter por MORTON em 1850 alterou estas perspectivas, complementada pela introdução por LISTER em 1865 do fenol como desinfectante.
O éter é inflamável e explosivo pelo que implica cuidados especiais no seu manejo
Por outro lado, provoca reacções colaterais incomodas para os doentes
Surgiram depois vários éteres halogenados como o fluotano com menos inconvenientes
Hoje os éteres já não são utilizados como anestésicos
Aminas e amidas
Alcalóides
Muitas plantas são ricas em aminas, englobadas no grupo dos alcalóides
Muitos alcalóides eram utilizados pelos feiticeiros das tribos primitivas para fins terapêuticos
A industria aproveitou este conhecimento para isolar espécies químicas activas
Coniina
É o principio activo da cicuta, consumida por Sócrates para se suicidar
Cocaína
É extraída das folhas de coca, que cresce nas montanhas dos Andes
Em pequenas quantidades é estimulante e analgésico mas o seu uso continuado leva à adição
Substitutos sintéticos são usados como anestésicos locais como a procaina (novocaina) em medicina dentaria e a benzocaina nas queimaduras solares.
Alcalóides do ópio
São produtos obtidos a partir das sementes da Papaver somnifera
São analgésicos e hipnóticos
Induzem euforia que leva à adição
Morfina
E o principal alcalóide do ópio, isolado nos princípios do século XIX
A descoberta da seringa hipodérmica permitiu o seu uso em grande escala na Guerra Civil Americana
Codeína
É o éter monometilico da morfina
É menos potente e menos aditiva que a morfina
Heroína
Foi sintetizada em 1890 pela reacção da morfina com o anidrido acético que converte os grupos OH em acetato
Produz um efeito euforizante mais forte e é altamente aditiva
Produtos sintéticos
Devido aos efeitos analgésico destes compostos procurou-se sintetizar compostos sem ou com poucos efeitos aditivos
Têm todos o esqueleto básico da morfina
Exemplos destes compostos são o Darvon e o Demerol
Outros alcalóides
A quinina, primeiro antimalarico conhecido, foi obtida a partir da arvore de chinchona
A reserpina, tranquilisante e anti-hipertensivo, foi obtida das raízes da Rawolfia serpentina.
Derivados da 2-feniletilamina
A adrenalina e a nor-adrenalina são moleculas biológicas com esta estrutura
A efedrina, extraída inicialmente da planta chinesa ma-huang, é usada como descongestionante nasal
As anfetaminas, como a benzedrina, são estimulantes do sistema nervoso central
A mescalina é um alucinogenio existente no peyote
Alguns derivados da feniletilamina, como a serotonina e a dopamina, são neurotransmissores
Sais de amónio
A acetilcolina é um neurotransmissor
Quando a aceticolina atinge o receptor é hidrolisada em colina pela acção da acetilcolina esterase
Alguns sais de amónio quaternário são inibidores competitivos da acetilcolina esterase
Esta propriedade justifica o emprego em cirurgia de alguns sais de amónio quaternário como o brometo de decametonio e o brometo de sucinilcolina, como relaxantes musculares
Um outro sal de amónio , a tubocurarina é o componente activo do curare, existente nalgumas plantas da América do Sul, utilizado por algumas tribus para paralisar a caça
Trans-2-butene
Carbonos assimétricos
http://mcat-review.org/covalent-bond.php
Raio ordinário e raio extraordinário
.
Estereoisomeros
Quiralidade
Nalguns objectos as imagens em espelho não são sobreponíveis.
Imagens em espelho não sobreponiveis
É o caso de uma chávena ou de um garfo.
Noutros casos os pares de objectos não são sobreponíveis a não ser que um deles rode
É o que se passa entre a mão direita e a mão esquerda – as duas mãos não se sobrepõem, tendo que se rodar uma delas para se fazer a sobreposição do mesmo modo a luva direita não entra na mão esquerda
.
Imagens sobrepoem-se após rotação de um dos objectos
Do mesmo modo a luva direita não se sobrepõe à mão esquerda
.Os pares que não se sobrepõem dizem-se quirais e esta característica designa-se por quiralidade.
A quiralidade tem a ver com a ausência de um plano de simetria. Se observarmos uma luva é fácil de constatar que a sua metade direita não é igual à esquerda, a não ser que rode.
Pelo contrário, as meias têm um plano de simetria e por esta razão uma meia entra em qualquer dos pés.
Quere dizer, as luvas por não terem plano de simetria não se sobrepõem, são quirais. As meias não têm plano de simetria, sobrepõem-se, são aquirais.
.
Animação:
Carbonos assimétricos
O carbono tem a capacidade de formar quatro ligações covalentes
Estas ligações podem-se representar num modelo de bolas e hastes
Pode-se considerar que os compostos tomam a forma de um tetraedro em que o núcleo do carbono está no centro e as quatro ligações covalentes se dirigem para os vértices
Quando os quatro radicais que se ligam ao carbono são diferentes diz-se tratar de um carbono assimétrico.
Enantiómeros
Cada carbono assimétrico pode-se arranjar no espaço de modo a formar dois compostos diferentes que são quirais, isto é, não se sobrepõem.
Estes isómeros dizem-se enantiómeros .
http://www.chemhelper.com/enantiomers.html
Formulas de projecção
Como é difícil escrever fórmulas em tetraedro, FISCHER idealizou as formulas de projecção em que os quatro radicais estão projectados num só plano
Formulas de projecção
As ligações situadas atrás do plano da página estão a ponteado e as situadas no plano estão a cheio
Diestereoisómeros
Quando os compostos têm dois carbonos assimétricos, haverá quatro estereoisómeros
Nestes casos há pares de enantiómeros. O númerto total de isómeros possíveis é dado pela fórmula 2n2 em que n é o número de carbonos assimétricos.
Diestereoisomeros
Actividade óptica
Luz polarizada
Quando um feixe de luz monocromática atravessa um prisma de calcite, este cinde-se em dois componentes o raio ordinário que segue as leis da refracção e o raio extraordinário ou polarizado que não é refractado normalmente e é perpendicular ao anterior
http://www.blogger.com/blogger.g?blogID=4610414148984125511#editor/target=post;postID=1624065110714402767;onPublishedMenu=allposts;onClosedMenu=allposts;postNum=2;src=link
No prisma de Nicol o raio ordinário é eliminado, sendo transmitido apenas o polarizado
http://www.star.le.ac.uk/~rw/courses/lect4313_fig53.jpg
Racémicos
Espaço
Algumas dimensões
Polarimetro
Desvio da luz polarizada
´
Quando um feixe de luz polarizada atravessa uma solução, as moléculas nela dissolvidas podem desviar ou não o plano de polarização da luz.
Quando desviam a solução diz-se opticamente activa, podendo a substância ser dextrógira se desvia para a direita e levógira se desvia para a esquerda.
O desvio do plano de polarização da luz é feito pelo polarimetro
cortesia de Thomas Nexton
A natureza e intensidade do desvio são características moléculares. O desvio do plano de polarização indica a presença de um carbono assimétrico
Quando uma substancia é constituída por partes iguais de formas d- e l- da mesma molécula, a substancia diz-se racemica.
Como os desvios se anulam, a substancia é opticamente inactiva
.
Compostos meso
São compostos com carbonos assimétricos mas que são opticamente inactivos porque as suas duas metades se sobrepõem
Acido mesotartarico
CAPITULO11
IMPORTANCIA BIOLOGICA DAS ISOMERIAS
Isomeria cis-trans e visão
· Nos cones e bastonetes da retina encontra-se a rodopsina constituída por uma proteína, a opsina e pelo cis-retinal.
A conformação do cis-retinal é tal que se adapta numa “cavidade” da opsina. Pela acção da luz o cis-.retinal transforma-se no isómero trans que já não se encaixa na opsina e dissocia-se dela. Esta dissociação desencadeia um impulso eléctrico que é captado pelo nervo óptico e transmitido ao cérebro
Descoberta dos enantiomeros
A descoberta dos enantiómeros deve-se a PASTEUR.
Em 1848 ao estudar o ácido tartárico do vinho, PASTEUR observou a existência de duas formas, uma que era dextrogira e outra que não desviava a luz. A esta ultima forma Pasteur deu o nome de ácido racemico (de racemus = uva).
Observando ao microscópio o acido racémico, Pasteur constatou que era uma mistura de uma forma dextrógira e de uma levógira.
Pasteur ignorava a razão da existência da actividade óptica pois a noção de carbono assimétrico só surgiu em 1874.
O seu génio permitiu intuir esta realidade só mais tarde explicada. É curioso referir que o nome racémico por ele introduzido, é hoje utilizado para exprimir a mistura em partes iguais de dois enantiomeros, que por esta razão são opticamente inactivos.
Interesse biológico dos enantiomeros
A importância biológica dos enantiómeros resulta do facto de os enzimas poderem distinguir as suas duas formas
A talidomida foi um medicamento tornado célebre por provocar deformações fetais consequência da sua administração a grávidas para combater o enjoo. A fórmula administrada era a mistura dos dois isómeros, dos quais um é responsável pelas lesões.
A DOPA (dihidroxifenialanina) é usada no tratamento da doença de Parkinson. Inicialmente administrou-se a forma racémica que tinha acções colaterais. Actualmente conseguiu-se isolar o isómero activo a forma l, conhecido como levodopa, que não tem acções colaterais.
Capitulo 12
ESPAÇO E TEMPO
Todos os fenómenos biológicos se desenvolvem no espaço e no tempo.
A sua escala de grandeza obriga a utilizar unidades de medida apropriadas.
Espaço
As unidades de medida mais utilizadas são o Angstrom (Aº) correspondendo a 10-10 metros ou 0,1 nanometros (nm) e os micrómetros (m) correspondendo a 104 Aº.
Em princípio, usa-se o Aº para valores inferiores a 100 Aº e o um para dimensões maiores.
Algumas dimensões
Exemplo
|
Dimensão em Aº
|
Ligação C-C
Hemoglobina
Ribosomas
Vírus
Eritrocitos
|
1,5
65
300
100-1000
7 x 104
|
O limite de resolução do microscópio óptico é de 2000 Aº, o que corresponde às dimensões da maioria dos organelos intracelulares.
Tempo
Tempo de alguns fenómenos biológicos
A associação das moléculas de água faz-se por ligações ponte de hidrogénio. O núcleo positivo do átomo de hidrogénio atrai os electrões não compartilhados de uma molécula de oxigénio vizinha. A molécula de água tem dois grupos electropositivos e dois electronegativos, o que lhes permite fazer ligações ponte de hidrogénio com quatro moléculas de água vizinhas.
Calor específico
Condutividade térmica
As estruturas moleculares estão abaixo deste limite de resolução, sendo utilizados para o seu estudo a microscopia electrónica e a cristalografia de raios X.
Tempo
O tempo em que se passam os fenómeno biológicos é extremamente curto.
As unidades de tempo utilizadas são o milisegundo(ms) correspondendo a l0 –3 segundos e o microsegundo(us) correspondendo a 10 –6. Numa escala menor temos ainda o nanosegundo (ns) correspondendo a 10 –6 e o picosegundo (ps) correspondendo a 1o –9.
Tempo de alguns fenómenos biológicos
Fenómeno
|
Tempo
|
Reacções enzimáticas
Despregueamento da dupla cadeia do DNA
Interacções covalentes
Rotação de um domínio proteico sobre outro
Absorção de um fotão na visão
|
ms a us
1 us
« 1 us
ns
ps
|
CAPITULO 13
ESTRUTURA DA AGUA
Ligações covalentes
A molécula de água está constituída pela ligação de dois átomos de hidrogénio a um de oxigénio por uma ligação covalente.
O hidrogénio pode formar ligações covalentes com outros átomos como seja com o carbono (CH4), azoto (NH3) e flúor (FH). Também se pode unir com um átomo do mesmo grupo da tabela periódica, o enxofre, para formar ácido sulfídrico (SH3). Uma característica peculiar da água é de à temperatura ambiente se encontrar no estado líquido, ao contrário das moléculas atrás citadas formadas pela ligação covalente com outros átomos.
A explicação destas características diferentes deve-se à natureza das ligações entre o carbono e o oxigénio, que iremos estudar a seguir.
Água, molécula polar
A agua é um dipolo porque a água não se dispõe linearmente mas sim de um modo angular
Cortesia de Martin Chaplin
London South Bank University
Disposição angular da agua
A água é portanto uma molécula assimétrica ao contrário das outras hidrogenadas citadas, que são simétricas.
Devido a esta disposição espacial, os centros de gravidade das cargas eléctricas positiva e negativa não coincidem e a água torna-se um dipolo.
Ligações ponte de hidrogénio
A água tem capacidade de formar ligações ponte de hidrogénio com outras moléculas de água e com outras moléculas
Cortesia de Martin Chaplin
London South Bank University
Ligações ponte de hidrogenio na agua
A ligação ponte de hidrogénio é o resultado de um equilíbrio de forças. A ligação será fraca se a ligação covalente não estiver suficientemente polarizada para formar um dipolo ou se a carga negativa não for forte. A geometria da molécula de água está magnificamente apropriada para este tipo de ligação.
Associação das moléculas de agua
Só no estado de vapor existem moléculas de água isoladas. Nos estados líquido e sólidos existem polímeros da água correspondendo à fórmula geral (H2O)n
Cortesia de Martin Chaplin
London South Bank University
Associação de moleculas de agua
No caso da água a formação destas ligações é de natureza cooperativa pois que a formação de uma ligação facilita a formação das seguintes. Por outro lado, quando uma ligação se desfaz, as outras desfazem-se mais facilmente.
Agua liquida e gelo
A água é o único líquido em que a sua forma sólida é menos densa que a líquida. Esta diferença explica-se pela diferente geometria molecular da água e do gelo.
Estrutura do gelo
O gelo tem uma estrutura cristalina regular em que foram feitas todas as ligações ponte de hidrogénio possíveis.
No gelo cada molécula de água está rodeada por quatro moléculas de água ligadas por ligações ponte de hidrogénio formando uma estrutura hexagonal
Esta estrutura aberta permite a sua expansão em vez da condensação.
Embora na fusão do gelo algumas ligações ponte de hidrogénio sejam destruídas muitas ligações permanecem na água líquida. O calor de sublimação do gelo a 0º é de 46,9kJ/mol dos quais apenas 6 são atribuídos à energia cinética das moléculas gasosas. As outras 41 representam a energia requerida para desfazer as pontes de hidrogénio.
O calor de fusão do gelo (6kJ/mol) é 15% da energia necessária para romper a estrutura do gelo, o que significa que a água líquida tem menos 15% de ligações ponte de hidrogénio que o gelo.
Estrutura da água
Na água líquida, as ligações ponte de hidrogénio estão distorcidas de modo que as moléculas formam uma rede variada e irregular. Cada molécula de água faz ligações ponte de hidrogénio com quatro vizinhas ao contrário da água que faz apenas 3,1. Os anéis de moléculas de água ligada são constituídos de 4 a 7 moléculas ao contrário das 6 do gelo o que lhe dá uma configuração hexagonal. Na água esta rede está-se continuamente destruindo e reformulando pois que cada molécula de água reorienta a sua estrutura cada 10–12 seg. Podemos concluir que as moléculas de água consistem numa rede ligada por pontes de hidrogénio em constante reorientação com uma estrutura que de quando em quando é semelhante à do gelo.
Quer dizer, enquanto o gelo tem uma estrutura altamente ordenada, a da água é irregular estando os agregados de moléculas ligados por pontes de hidrogénio a se cindirem e a se reformularem constantemente
Consequências da densidade baixa do gelo
O facto de o gelo ser menos denso que a água cria condições para tornar a vida possível. Se o gelo fosse mais denso, este mergulharia até ao fundo dos oceanos e lagos e impediria a vida nos mares pois que com o gelo a flutuar, é possível a vida nas camadas de água que existem debaixo do gelo. Por outro lado, o gelo não derreteria com o calor o que, associado aos efeitos da reflexão da luz do sol sobre estas superfícies geladas, implicaria que a terra tivesse temperaturas muito mais frias, vivendo-se numa idade do gelo permanente.
Capitulo 14
PROPRIEDADES FISICOQUIMICAS DA AGUA
Densidade
À pressão atmosférica a densidade da água aumenta à medida que a temperatura desce, a densidade sobe até atingir os 4º, temperatura a que a densidade tem o seu valor mais alto (1,000) e a partir daí começa a descer
Tensão superficial
A água tem uma tensão superficial mais elevada que a dos outros líquidos, o que se explica pela forte união das moléculas devido às pontes de hidrogénio.
Propriedades termicas
Estas propriedades conferem-lhe um papel fundamental na regulação da temperatura na terra e nos organismos vivos.
Calor específico
É a quantidade de calor necessária para subir de 1º uma substância sem que esta mude de estado. O calor específico da água é de 1.
O calor especifico da água é o mais elevado dos sólidos e líquidos conhecidos, exceptuando o amoníaco. Por consequência, comparando com outro líquido, é necessário mais calor para aumentar a sua temperatura e esta quando arrefece liberta menos calor. Esta propriedade explica-se por grande parte da energia administrada ser gasta a destruir as ligações ponte de hidrogénio.
Consequências do calor especifico elevado
Durante as horas de muito calor a água do mar e o vapor de água ambiente absorvem grande quantidade de calor que devolverão quando a temperatura ambiente descer. É esta razão da maior constância e benignidade do clima marítimo em relação ao continental.
O calor especifico da água também protegem o organismo do calor formado no organismo no decorrer das suas actividades metabólicas. O homem produz cerca de 3000 calorias por dia. Se não fosse este papel protector da água, a temperatura do corpo atingiria os 100-150º.
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