Funções Orgânicas

Os compostos orgânicos se diferenciam dos inorgânicos por apresentarem átomos de carbono distribuídos em cadeias e/ou átomos de carbono ligados diretamente a hidrogênio. Assim, o metano (CH₄) é um composto orgânico, mas o ácido carbônico (H₂CO₃) não.
As moléculas orgânicas podem ser sintetizadas por organismos vivos (sendo assim, naturais) ou em laboratório (artificiais). Entretanto, a definição inicial da química orgânica baseava-se na condição de que apenas seres vivos podiam produzi-las: sendo essa teoria derrubada pelo químico Friedrich Wöhler através da síntese artificial de uréia (orgânica) a partir de cianato de amônio (inorgânico).
Os compostos orgânicos podem ser classificados conforme os átomos constituintes, radicais ligantes ou natureza das ligações. Portanto essas características agrupam os compostos por semelhança que formam, assim, as funções orgânicas:

Hidrocarbonetos

São compostos constituídos por, apenas, átomos de carbono e hidrogênio. Sendo essa função composta por uma ampla gama de combustíveis (metano, propano, acetileno).

Alcoóis

Os alcoóis são constituídos por radicais de hidrocarbonetos ligados a uma ou mais hidroxilas. Entretanto, nunca podem ser considerados bases de Arrhenius (pois não liberam essa hidroxila em meio aquoso).

Fenóis

São cadeias aromáticas (hidrocarbonetos) ligados a uma ou mais hidroxilas. Diferindo-se dos alcoóis, portanto, por apresentarem estrutura em anéis rodeados por grupos OH.

Éteres

São compostos por um átomo de oxigênio entre duas cadeias carbônicas. Sendo estas cadeias também de hidrocarbonetos (radicais alquila ou arila).

Ésteres

São semelhantes aos éteres por possuírem átomos de oxigênio entre as cadeias carbônicas (radicais). Porém, diferem-se destes por possuírem um grupo carbonilo (CO) também entre os carbonos. Assim, a molécula é estruturada por: radical –

Aldeídos

São formados por um radical orgânico (alifático ou aromático) ligado a um ou maisCetonas
São compostas por dois radicais orgânicos (alifáticos ou aromáticos) ligados entre si pelo grupo carbonilo (CO). É a essa função que pertence a acetona comercial (propanona - CH₃COCH₃).

Ácidos carboxílicos

São radicais alquila, alquenila, arila ou hidrogênio ligados a pelo menos um grupo carboxílico (COOH). E, geralmente, são ácidos fracos (liberam poucos íons H⁺ em

Aminas

São compostos nitrogenados onde até três radicais orgânicos (arila ou alquila) se ligam a um átomo de nitrogênio pela substituição de átomos de hidrogênio da molécula de amônia. De modo que um radical liga-se ao -NH₂, dois radicais a -NH e

Amidas

São bem parecidas com as aminas, exceto pela presença do grupo carbonilo. Assim, até três radicais acila (RCO) se ligam a um átomo de nitrogênio pela substituição de átomos de hidrogênio do amoníaco. Ou seja, as amidas possíveis são: RCONH₂, (RCO)₂NH, e (RCO)₃N.

Haletos orgânicos

São compostos formados por halogênios (com NOx -1) que substituem átomos de hidrogênio pela reação de halogenação. É nessa função orgânica que se encontram os CFC (clorofluorcarbonetos).

Geometria Molecular.

 Determinação da Geometria 

Molecular.

Para realizar a determinação da geometria molecular, é preciso escrever a fórmula da molécula, descobrir qual é o átomo central e ver quantas nuvens eletrônicas existem.

A disposição espacial dos átomos em uma molécula é a geometria molecular

Um dos modos mais utilizados teoricamente para realizar a determinação da geometria molecular, ou seja, para descobrir a forma com que os átomos estão dispostos especialmente em uma molécula, é pela teoria da repulsão dos pares eletrônicos, também conhecida como teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV).

Esse modelo considera as ligações covalentes que o átomo central realiza com os demais átomos como uma nuvem eletrônica. Cada par de elétrons disponível, ou seja, os elétrons do átomo central que não estão envolvidos em nenhuma ligação, também forma uma nuvem eletrônica. As nuvens eletrônicas repelem-se, pois são formadas de elétrons que possuem carga negativa (cargas iguais repelem-se). Desse modo, os átomos afastam-se e é definida a geometria da molécula.

Uma analogia bastante simples para visualizar a repulsão entre as nuvens eletrônicas é considerar cada nuvem como se fosse um balão:

Possibilidades de correspondência de uma nuvem eletrônica

Imagine dois ou mais balões amarrados e que o nó no centro representa o átomo central. Ao fazer isso, você perceberá que os balões se afastarão o máximo possível, porque é como se um empurrasse o outro. O mesmo ocorre com as nuvens eletrônicas dos átomos, que os afastam para que adquiram a disposição espacial mais estável.

Analogia com balões para entender o espaçamento das nuvens eletrônicas

Assim, para que você consiga determinar a geometria de uma molécula, basta fazer o seguinte:

• Escreva a fórmula eletrônica de Lewis (mostrada no texto Ligação Covalente), na qual são escritos os símbolos dos elementos químicos e os elétrons da camada de valência ao seu redor (como “pontinhos”), e determine qual é o átomo central. Os pares de elétrons compartilhados e disponíveis devem ficar o mais distante possível uns dos outros;
• Verifique quantas nuvens eletrônicas a molécula possui e, com isso, qual é a geometria da molécula.

Essa determinação não é realizada para moléculas diatômicas, ou seja, aquelas formadas somente por dois átomos (HCl, HBr, H₂, O₂, CO, etc), porque toda molécula diatômica é linear (ângulo de 180º). Veja o exemplo do HCl:

Geometria linear do HCl

A geometria linear também ocorre no caso de moléculas que possuem três átomos e que o átomo central possui um de seus pares eletrônicos não compartilhado. É o caso do CS₂. Vamos seguir os passos descritos para determinar a sua geometria.

1- Primeiro escrevemos a sua fórmula eletrônica de Lewis:

Fórmula eletrônica do CS₂

2- Agora vamos determinar a quantidade de nuvens eletrônicas. Observe o carbono, que é o átomo central. Ele possui duas ligações duplas, então ele apresenta somente duas nuvens eletrônicas, cuja distância máxima possível forma um ângulo de 180ºC. Portanto, sua geometria é linear.

Geometria linear do CS₂

Mas existem casos de moléculas que possuem três átomos cuja geometria não é linear, mas sim angular. Isso acontece em moléculas que possuem um ou dois pares de elétrons desemparelhados. A água é um exemplo de molécula que possui geometria angular porque o átomo central (oxigênio) tem dois pares de elétrons não ligantes, conforme mostrado a seguir:

Geometria angular da água

As moléculas em que o átomo central apresenta dois pares de elétrons desemparelhados e que possuem a geometria angular ficam com o ângulo de 109'28º. A água é uma exceção em razão, provavelmente, de o raio atômico do oxigênio ser pequeno, o que resulta em uma distância menor entre os hidrogênios.

A seguir há um exemplo de geometria angular para uma molécula formada por três átomos, o dióxido de enxofre, em que o átomo central (o enxofre) possui somente um par de elétrons desemparelhado. Nesse caso, o ângulo é de 120º.

Geometria angular para molécula com três átomos e um par de elétrons desemparelhado

Veja outros casos principais de geometria molecular:

* Geometria trigonal plana ou triangular: Ocorre no caso de moléculas formadas por quatro átomos, em que o átomo central não possui elétrons desemparelhados (não ligantes).

Exemplo: SO₃ (trióxido de enxofre):

Geometria trigonal plana ou triangular para molécula com quatro átomos

* Geometria piramidal (ou pirâmide trigonal): Ocorre no caso de moléculas formadas por quatro átomos, em que o átomo central possui um par de elétrons desemparelhado:

Exemplo: NH₃ (Amônia):

Geometria piramidal ou pirâmide trigonal para molécula com quatro átomos e um par de elétrons desemparelhado

* Geometria tetraédrica: Ocorre no caso de moléculas formadas por cinco átomos, em que um átomo é o central.

Exemplo: CH₄ (Metano):

Geometria tetraédrica para molécula de metano

* Geometria bipirâmide trigonal (ou bipirâmide triangular): Ocorre no caso de moléculas formadas por seis átomos, em que um átomo é o central.

Exemplo: PCl₅ (pentacloreto de fósforo):

Geometria bipirâmide trigonal ou bipirâmide triangular para molécula com seis átomos

* Geometria octaédrica: Ocorre no caso de moléculas formadas por sete átomos, em que um átomo é o central.

Exemplo: SF₆ (hexafluoreto de enxofre):

Funções Inorgânicas. (BASES)

BASES

 Base é toda substância que em água produz o ânion OH- (hidroxila). Quando uma base entra em contato com água, ela se dissocia e libera OH-.

Exemplos:
NaOH + H₂O ↔ Na+ + OH-
Mg(OH)₂ + H₂O ↔ Mg²⁺ + 2OH^-
Al(OH)₃ + H₂O ↔ Al³⁺ + 3OH^-

Identifica-se uma base pela presença de OH^- no lado direito da fórmula.
As principais características das bases são:
- sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que “prende” a língua);
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);
- mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base;
-reagem com ácidos formando sal e água.

Utilidade 

- Hidróxido de sódio (NaOH) – conhecida também como soda cáustica. É tóxico e corrosivo. Usado para desentupir pias. É muito usado na indústria química para preparar sabão e outros compostos orgânicos.

- Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)₂) – usado como antiácido estomacal. É também chamado de leite de magnésia.

- Hidróxido de cálcio – (Ca(OH)₂) – chamado de cal hidratada, cal apagada ou cal extinta. Usada na construção civil para preparar argamassa e usado em pinturas. O hidróxido de cálcio em água é chamado de leite de cal ou água de cal.

- Hidróxido de amônio (NH₄OH) em solução aquosa é conhecido como amoníaco ou amônia. Usado em limpeza doméstica, saponificações de gorduras e óleos. É tóxico e irritante aos olhos.

Funções Inorgânicas. ( ÁCIDOS)

ÁCIDOS

 Ácido é toda substância que em água produz o cátion H+. 
Quando um ácido entra em contato com a água, ele se ioniza e libera H+. 
Exemplos:

HCl  + H₂O  →  H⁺  +  Cl^-
HF  +   H₂O  →  H⁺  +  F^-
H₂SO₄  →  H⁺ +  SO^2-

Identifica-se um ácido com a presença de um H+ no lado esquerdo da fórmula.

As principais características dos ácidos são:
- sabor azedo (em  geral tóxicos e corrosivos);
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);
- mudam a cor de certas substâncias (indicadores ácido-base, que são substâncias orgânicas);
- reagem com base formando sal e água.

Utilidade

- Ácido sulfúrico (H₂SO₄) – produto químico mais utilizado na indústria, por isso o consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país. É corrosivo e muito solúvel em água. É usado em baterias de automóveis, na produção de fertilizantes, compostos orgânicos, na limpeza de metais e ligas metálicas (aço).

- Ácido clorídrico (HCl) – é um dos componentes do suco gástrico do nosso estômago. O HCl puro é um gás muito corrosivo e tóxico. O HCl em solução aquosa é sufocante e corrosivo. É usado na limpeza de pisos e paredes de pedra ou azulejo. O ácido muriático é o ácido clorídrico impuro.

- Ácido fluorídrico (HF) – é utilizado para a produção de alumínio, corrosão de vidros (em automóveis), decoração em objetos de vidro. É altamente corrosivo para a pele.

- Ácido nítrico (HNO₃) – ácido tóxico e corrosivo. Utilizado na produção de fertilizantes e de compostos orgânicos.

Funções Inorgânicas. (SAIS)

SAIS

Sal é toda substância que em água produz um cátion diferente do H⁺ e um ânion diferente do OH^-.
Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é a reação de neutralização, formando também água.

Exemplos:
             HCl  +  NaOH  →  NaCl  + H₂O

             ácido     base          sal       água

As principais características são:
- conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução aquosa, porque nestes casos há elétrons livres;
- geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm).

 

Utilidade

- Cloreto de sódio (NaCl) – é obtido da água do mar e utilizado na alimentação como sal de cozinha e na conservação de carnes. Na indústria, é usado para a produção de soda cáustica e gás cloro.

- Carbonato de sódio (Na₂CO₃) – também chamado de soda ou barrilha. Usado para a fabricação de vidro, sabão, corantes e no tratamento de água de piscina.

- Carbonato de cálcio (CaCO₃) – na natureza, é encontrado na forma de mármore, calcário e calcita. Forma as estalactites e as estalagmites das cavernas. Usado na produção de cimento e de cal virgem. Reduz a acidez do solo.

As Leis Ponderais.

Leis Ponderais

Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa) 

Numa reação química em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. A partir disso, lembra-se da célebre frase dita por Lavoisier: “Nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.







Portanto, temos:




Exemplo:
Quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; do mesmo modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.

Lei de Proust (Lei das proporções constantes, definidas ou fixas) 

Quando, em várias experiências, duas substâncias se reúnem para formar um composto, sempre o fazem numa mesma proporção. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados.





Exemplo:
Para a reação entre, por exemplo, hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:



Observe que, para cada reação, a massa do produto é igual à soma da massa dos reagentes, o que concorda com a Lei de Lavoisier. As massas dos reagentes e dos produtos que participam de uma reação podem ser diferentes, mas as relações entre elas são sempre constantes.
No exemplo da água:



Obs.: Consequências da Lei de Proust:
a) composição centesimal e,
b) cálculos estequiométricos.

Lei de Dalton (Lei das proporções múltiplas) 

Se uma massa fixa de um elemento se combina com massas diferentes de um segundo elemento, para formar compostos diferentes, estas massas (diferentes) estão entre si numa relação de números inteiros pequenos.

O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentes óxidos:


Verifica-se que, permanecendo constante a massa do nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si, numa relação simples de números inteiros e pequenos, ou seja, 1:2: 3:4: 5.

Exemplo:
Para duas razões conhecidas, temos:
1C + 1O → 1CO razão 1/1 = 1
1C + 1O2 → CO2 razão 1/2

Na primeira reação ocorre a formação do monóxido de carbono, cuja proporção de carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros de resultado igual a 1. Na segunda reação, temos a formação do dióxido de carbono (CO2), cuja relação carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros 1/2.

Lei de Gay Lussac (Só vale para reações entre gases)

Numa reação onde só participam gases e nas mesmas condições de temperatura e pressão, existe uma proporção de números inteiros e pequenos entre volumes dos gases participantes da reação.
Comprovação da Lei:


Através da comprovação da Lei você poderá notar que o volume do gás produto (2 C(g)) não é necessariamente igual ao dos reagentes.
Retome o exemplo da comprovação da Lei:
Reagentes: 1V + 3V = 4V
Produtos: 2V

Exemplo:

Em determinadas condições de presão e temperatura, verificou-se que 0,70 L de monóxido de nitrogênio reage com 0,35 L de oxigênio para formar 0,70 L de dióxido de nitrogênio. Mostrar que esses dados estão de acordo com a Lei Volumétrica de Gay-Lussac.
A proporção montada a partir dos volumes fornecidos é:
O,70 : 0,35 : 0,70
Dividindo-a pelo menor termo da proporção, temos:
0,70/0,35 : 0,35/0,35 : 0,70/0,35
Ou seja: 2 : 1 : 2 (uma proporção de números inteiros e pequenos).
É bom lembrar que numa reação química “o volume dos gases pode não se conservar, a massa sempre se conserva (Lei de Lavoisier)”.