TABELA PERIÓDICA

 HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA


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

Classificação de Döbereiner – Lei das Tríades (1817)

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

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

Classificação de Chancourtois – Parafuso Telúrico (1862)

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

Classificação de Newlands – Lei das Oitavas (1864)

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

O Fracasso das classificações antigas e o modelo atual

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

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

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

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

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

REAÇÕES ORGÂNICAS

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

Classificações

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

Fundamentos

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

Reações orgânicas por mecanismos

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

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

1. Adição eletrofílica ou EA
2. Adição nucleofílica ou NA
3. Adição radical ou RA

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

• reações de substituição são divididas em:

1. Substituição nucleofílica alifática com mecanismos de reação S_N1, S_N2 e S_Ni
2. Substituição nucleofílica aromática ou NAS
3. Substituição nucleofílica acílica
4. Substituição eletrofílica ou ES
5. Substituição eletrofílica aromática ou EAS
6. Substituição radical ou RS

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

Adição eletrofílica

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

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

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

Y-Z + C=C → Y-C-C-Z

Adição nucleofílica

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

Reação de substituição

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

Substituição nucleofílica

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

Nu: + R-L → R-Nu + L:

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

R-Br + OH⁻ → R-OH + Br⁻

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

Substituições nucleófilas sobre carbonos saturados

Reações S_N2 e S_N1

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

Reações de substituições nucleófilas

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

• Reduções orgânicas com hidretos, por exemplo:

R-X → R-H usando LiAlH₄   (S_N2)

• Reações de hidrólises tais como:

R-Br + OH⁻ → R-OH + Br⁻   (S_N2) ou

R-Br + H₂O → R-OH + HBr   (S_N1)

• Síntese de éteres:

R-Br + ⁻OR' → R-OR' + Br⁻   (S_N2)

Substituições nucleófilas sobre carbonos insaturados

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

Substituição nucleofílica aromática

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

Substituição nucleofílica acílica

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

Substituição eletrofílica

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

Substituição eletrofílica aromática

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

Substituição eletrofílica alifática

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

Nitração

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

Características da nitração

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

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

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

Sulfonação aromática

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

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

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

Aplicações

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

Reação de Friedel-Crafts

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

Alquilação de Friedel-Crafts

Exemplo de alquilação de Friedel-Crafts.

Acilação de Friedel-Crafts

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

Oxidação

Oxidação de álcoois

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

Oxidação de álcoois primários

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

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

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

• Esquema Geral

Oxidação de álcoois secundários

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

Oxidação de álcoois terciários

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

Oxidação de Alcenos

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

Oxidação branda

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

Oxidação enérgica

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

• Observação:

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

 Ozonólise

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

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

 

 

ISOMERIA

Isomeria plana

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

Isomeria Plana de Função

Os isômeros pertencem à funções diferentes
Ex:

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

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

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

Isomeria Plana de Cadeias

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

CH2 = CH - CH3, o mesmo que C3H6

CH2
       /     \, o mesmo que C3H6
      CH2 - CH2

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

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

Isomeria Plana de Posição

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

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

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

H3C - CH = CH - CH3, o mesmo que C4H8

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

Isomeria de Compensação ou Metameria

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

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

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

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

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

Isomeria Dinâmica ou Tautomeria

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

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

Isomeria espacial

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

Isomeria geométrica

Isomeria cis-trans

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

Isomeria óptica

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

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

 

FUNÇÕES NITROGENADAS

Aminas

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

Propriedades

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

Geometria

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

Ponto de fusão e ponto de ebulição

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

Como bases

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

Solubilidade

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

Reações

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


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


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

Exemplos de aminas

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

Morfina

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

Amidas

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

Nomenclatura, classificação e exemplos

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

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

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

Propriedades físicas

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

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

Métodos de obtenção

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

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

Propriedades químicas

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

Aplicações das amidas

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

Nitrocomposto

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

Possuem apenas nomenclatura oficial.

Nomenclatura Oficial dos Nitrocompostos

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

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

    Veja nos exemplos abaixo:

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

Nitrila

 

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

Formador de Nitrilas: o HCN

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

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

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

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

    Veja os exemplos:

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

Nomenclatura Usual das Nitrilas

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

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