domingo, 28 de julho de 2019

LIVR OS-Quimica Organica cap. 1-11

QUIMICA ORGANICA


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

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

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  1




http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Neutron.svgNeutrões

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.


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

Quando o electrão volta à sua órbita anterior, liberta a energia absorvida e volta ao 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

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  1




http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Neutron.svgNeutrões

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.


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



Quando o electrão volta à sua órbita anterior, liberta a energia absorvida e volta ao 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
Esta caracteristica é definida pelo numero quantico 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
São paradas por um ecran de alumínio.

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



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






 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




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





Os electrões representam-se como pontos

As ligações covalentes representam-se como dois pontos entre átomos



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


Os electrões representam-se como pontos
As ligações covalentes representam-se como dois pontos entre átomos



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

http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/bonds/faq/simple-lewis-structures.shtml


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:
                                     
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
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
                                                                      
                                                                       
                                                                                 
     …... CH2 – CH2 – CH2
              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

CH– CH3    etilo
CH2 = CH    etenilo
CH º C        etinilo (ou vinilo)

CH– CH3            etano
CH= 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
http://chemistry2.csudh.edu/rpendarvis/BenzStr.html

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

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.





Ciclopentano


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

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
Designaçãoálcool metílico


CH3OH
hidrocarboneto – metano
Sufixo – ol
Designaçãometanol







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




http://www.benbest.com/cryonics/vitrify.html




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.









Descrição: primary amine


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



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
Aniline
62-53-3


o-toluidine
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

2 CH3COOH + P4O10CH3C(O)OC(O)CH3 + "(HO)2P4O9"

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 –  CH

                                                              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





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

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


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.


http://mcat-review.org/covalent-bond.php

 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

Raio ordinário e raio extraordinário

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



 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







A natureza e intensidade do desvio são características moléculares. O desvio do plano de polarização indica a presença de um carbono assimétrico

Racémicos

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.
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

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.
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.


Condutividade térmica








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