Reações Orgânicas

       As reações que envolvem os compostos orgânicos são denominadas de Reações Orgânicas. Existe na natureza vários compostos desse gênero, por esse motivo a quantidade de reações orgânicas existentes é enorme. As principais reações orgânicas são: adição, substituição, oxidação e eliminação.

Isomeria

1 – Definição

Isomeria é o fenômeno de dois ou mais compostos que apresentam a mesma fórmula molecular e fórmulas estruturais diferentes. Os compostos com estas características são chamados de isômeros (iso = igual; meros = partes). Existem dois casos de isomeria: a isomeria plana e a isomeria espacial.

O fenômeno ocorre principalmente em compostos de carbono, pois a tetravalência (poder de fazer 4 ligações) do carbono permite formar longas cadeias e com muitas combinações – Portanto, isomeria é o estudo das diferentes probabilidades de existência de compostos com mesma fórmula molecular.

Tipos de isomeria

Existem dois tipos de isomeria: a estrutural/plana e a espacial. A isomeria estrutural engloba isômeros que são identificados por meio de suas fórmulas estruturais, tendo como classificação a isomeria de posição, de cadeia, de função e de compensação. Já a isomeria espacial só pode ser identificada pelo desenvolvimento de sua fórmula espacial, dividida em isomeria ótica e geométrica (cis-trans).

Isômeros Estruturais

Nos isômeros estruturais, ocorre a diferenciação na ordem dos radicais do composto.

Exemplos:

1. Os três isômeros estruturais do alceno C₄H₈:

 2. Os dois isômeros estruturais do álcool com três carbonos C₃H₇OH:

Isomeria de Cadeia

     Os isômeros possuem a mesma função química, mas diferem quanto ao tipo de cadeia carbônica, podendo ser cadeia aberta ou fechada e normal ou ramifica, heterogênea ou homogênea.

Exemplos:

    I)  C₄H₁₀

  

     II)  C₃H₆
 

  

          III) C₃H₉N
  

Isomeria de Posição

Os isômeros têm a mesma cadeia carbônica, mas diferem pela posição de radicais, ligações duplas ou triplas.

Exemplos:

     I) C₃H₈O
 

  

II) C₄H₈

III) C₆H₆O₂

 Isomeria de função

A isomeria de função acontece quando os compostos de mesma fórmula química possuem grupos funcionais diferentes, pode ocorrer entre aldeídos e cetonas. 

Exemplos:

  

Isomeria de compensação (ou metameria)

Num caso particular da isomeria de posição, toma-se como referência a posição de um heteroátomo ou de uma insaturação da cadeia. Os compostos da cadeia heterogênea, como os éteres ou ésteres, apresentam esse tipo de isomeria.

Exemplos:

I) C₄H₁₀O

II) C₄H₁₁N

               

     III) C₄H₈O₂

Tautomeria

A tautomeria é um equilíbrio dinâmico entre dois isômeros. Pela migração de um átomo de hidrogênio na molécula um transforma-se no outro.

As quantidades de cada isômero, ao atingir o equilíbrio, se mantêm constante. Esse fenômeno de transformação de um tautômero recebe o nome de tautomerização, já a solução com as duas substâncias são chamadas de mistura aleótropa.
Além disso, pode ser denominada cetoenólica ou aldoenólica, pois ela acontece nas cetonas e enóis ou aldeídos e enóis.

Exemplos:

 I)  C₂H₄O

  

             II) C₃H₆O

Isomeria óptica

A isomeria é denominada óptica, quando compostos que têm a mesma fórmula estrutural e apresenta a capacidade de desviar do plano de luz polarizada diferente.

Os isômeros ópticos são pares de substâncias simétricas uma em relação à outra. Cada uma delas gira o plano da luz polarizada num sentido. Esse fenômeno é característico dos compostos que apresentam um átomo de carbono assimétrico. Os isômeros ópticos são diferenciados a partir da propriedade física chamada atividade óptica.

Exemplo:

                                                          

                

Isomeria geométrica

Conhecida como isomeria cis-trans, ocorre em compostos em que há uma rigidez na estrutura molecular. Essa rigidez está quase sempre associada à presença de uma dupla ligação ou de anéis de átomos na substância.

Denominamos cis, quando dois átomos ou grupos idênticos estão do mesmo lado da dupla ligação, e trans, quando estão em lados opostos. Entretanto, em cada par o isômero cis difere do trans tanto física quanto quimicamente.

Por exemplo, no 2-buteno a presença dos dois grupamentos de metil (CH₃), ligados a carbonos diferentes podem estar do mesmo lado da dupla ligação. Dessa forma, o nome completo do isômero é cis-2-buteno, mas, quando o grupamento está em lados opostos, o isômero é chamado trans. Para cada dupla ligação, podem existir dois isômeros geométricos. Quando há n duplas ligações, o número de isômeros geométricos possíveis é 2n.

Podem apresentar isomeria do tipo cis-trans todos os compostos com duplas ligações do tipo C=C ou C=X, ou ainda X=X, tendo X número de oxidação superior a 2, como o nitrogênio, por exemplo. Em compostos cíclicos, pode-se considerar que o anel divide o espaço em dois planos. Assim, os radicais estão localizados no mesmo plano ou em planos opostos.

Exemplo:

 Exercícios de Vestibular

01.  (MED – POUSO ALEGRE) Indique qual dos seguintes compostos não apresenta isomerismo geométrico (cis-trans):

a) buteno 2
b) 1,2 dicloroeteno
c) penteno 2
d) hexeno 3
e) 2 metil buteno 2

Resposta: E

02.  (PUC) O ciclo butano e buteno 2 são isômeros:
 

a) geométricos

b) ópticos

c) posição

d) cadeia

e) compensação

Resposta: D

03. (FMU) São isômeros funcionais:

01. Butano e metil propano
02. Etanol e éter dimetílico
04. 1 cloro propano e 2 cloro propano
08. 1,2 dimetil benzeno e 1,4 dimetil benzeno
16. propanona e propanal
32. etanal e propanona

Resposta: 18

04. (CATANDUVA) Butanal e metil propanal são isômeros de:

a) função
b) cadeia
c) compensação
d) posição
e) n.d.a

Resposta: B

05. Duas substâncias orgânicas tem a mesma fórmula desenvolvida plana:
HOOC – CH = CH – COOH, mas têm algumas propriedades diferentes. Isto se explica mediante um caso de:

a) Isomeria Óptica
b) Isomeria Geométrica
c) Polimeria
d) Carbonos assimétricos

       Resposta: B

06.  Assinale a alternativa que indica um isômero funcional da propanona.

a) Propanal.                              

b) Metóxi-etano.                        

c) Ácido propanóico.

d) 1-propanamina.

e) Propano.

 

       Resposta: A

ESTUDO DOS GASES 

Gases são substâncias fluidas, presentes na natureza. Para se ter uma noção o ar atmosférico é uma composição de vários gases, como: nitrogênio (78%), oxigênio (21%) e outros gases (1%).

Os gases são influenciados pela temperatura, pressão entre outros,  esses que podem mudar a expansão e a contração, ou seja, o aumento e a diminuição do volume. Eles também podem se transformar do estado gasoso para o líquido.

Diferença entre vapor e gás

É possível diferenciar gás de vapor a partir da temperatura critica, isto é, a temperatura acima da qual um gás não pode ser liquefeito por um aumento de pressão, ou seja, o valor de temperatura acima da qual é impossível que um gás condense, por maior que seja a pressão.  Ele será vapor se com o aumento da pressão tornar-se liquefeito, já com o gás não acontece isso, pois é impossível que com o aumento da pressão ele seja liquefeito.

Comportamento dos gases

Existem os gases reais e os sindéticos. Os gases nobres apresentam características moleculares diferentes e particulares. No entanto, se submeterem esses gases a alta temperatura e a baixa pressão, eles apresentam comportamentos similares.

O gás perfeito, modelo teórico que não existe na pratica, afirmar que com aproximação dos gases reais é cada vez melhor quanto menor for à pressão e maior a temperatura, criando assim comportamentos iguais.  

No século XVII e XIX, os cientistas Jacques Charles, Louis J. Gay-Lussac e Paul E. Clayperon, depois de estudarem o comportamento dos gases, criaram leis que regem o procedimento dos gases perfeitos. Essas leis determinavam regras do comportamento externo dos gases perfeitos, levando em conta apenas a temperatura, o volume e a pressão.  

As leis

Lei de Boyle (transformação isotérmica):

"Sob temperatura constante (condições isotermas), o produto da pressão e do volume de uma   massa gasosa é constante, sendo, portanto,inversamente proporcionais. Qualquer aumento de pressão produz uma diminuição de volume e qualquer aumento de volume produz uma diminuição de pressão."

Em um gráfico pressão x volume, sob uma temperatura constante, o produto entre pressão e volume deveria ser constante, se o gás fosse perfeito. Existe uma temperatura em que o gás real aparentemente obedece à lei de Boyle-Mariotte. Esta temperatura é chamada de temperatura de Mariotte. Isso é representado na equação:

Lei de Charles (transformação isovolumétrica), sob volume constante:

Esta é a lei que rege as transformações de um gás perfeito a volume constante. Essas transformações são chamadas de transformações isocóricas ou isométricas.

Segundo essa lei, quando uma massa de gás perfeito sofre transformação isocórica, a sua pressão é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta.

Se a pressão for constante então

V=constante.T

Logo, qualquer variação de temperatura acarreta uma mudança no volume de maneira que o quociente v/t continue constante.Ou seja,numa mudança de T1 até T2,o volume varia de forma que V1/T1=V2/T2

Lei de Gay-Lussac (transformação isobárica), sob pressão constante:

Sob volume constante, a pressão de uma quantidade constante de gás aumenta proporcionalmente com a temperatura. A fórmula que permite calcular este princípio é a seguinte: 

Lei geral dos gases perfeitos:

Relacionado às leis de Boyle e Mariotte, Gay-Lussac e lei de Charles, chegamos a uma equação que relaciona as três variáveis consideradas no estudo dos gases (pressão, volume e temperatura). Por tanto esta equação é foi nomeada “Lei dos Gases Perfeitos”.

Este valor obtido é chamado de “constante universal dos gases perfeitos” e é simbolizado por R.

E se a amostra do gás tiver n mols, então:

Onde po, Vo e To são respectivamente a pressão inicial, volume inicial e temperatura inicial. Essa é uma expressão que é utilizada para quando as variáveis de um gás apresentarem variações.

Concluindo

Os gases são importantes para os seres humanos, pois são aplicados em diversas atividades, tais como: uso doméstico (gás de cozinha), hospitais, meios de transporte, medicina e indústria.

 

Por outro lado, existem os gases poluentes derivados da queima de combustíveis fósseis. Estes gases (dióxido de carbono, gás metano, perfluorcarbonetos, óxido nitroso e hidrofluorcarbonetos) prejudicam o meio ambiente, colaborando para o processo de aquecimento global.

Fontes:

http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/gas_page2.html 

http://www.brasilescola.com/fisica/estudo-dos-gases.htm

http://www.suapesquisa.com/o_que_e/gases.htm 

CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

O Cálculo Estequiométrico é cálculo das quantidades de reagentes e produtos que participam de uma reação. Podemos calcular essas quantidades em mols; em massa; em número de partículas (moléculas ou átomos) e em volume. A proporção é constante entre as quantidades de reagentes e produtos, permitindo a utilização da regra de proporcionalidade, mais conhecida por regra de três.

EXEMPLO:

No Cálculo Estequiométrico temos presente a lei de Lavoisierv “Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”, ou seja, a soma da massa dos reagentes é igual à massa do produto, como apresentado anteriormente nos experimentos 1 e 2.

Os passos para realizar o cálculo encontra-se a seguir:

1.° passo – Montar e balancear a equação química. 

1º. Neste caso a equação ainda não se encontra  balanceada, visto que a quantidade de nitrogenio e  hidrogenio nos reagentes e no produto são diferentes.

2º. Neste caso a equação está balanceada, a quantidade de nitrogênio e hidrogênio são as mesmas tanto nos reagentes quanto no produto.

 

2.° passo – Escrever a proporção em mols (coeficientes da equação balanceada).

Para sabermos a quantidade de mols que há, devemos olhar nos coeficientes estequiométricos. 

3.° passo – Adaptar a proporção em mols às unidades usadas no enunciado do exercício (massa, volume nas CNTP, n.° de moléculas etc).

4.° passo – Efetuar a regra de três com os dados do exercício.

EXERCÍCIOS ESTEQUIOMETRIA

1.   (FUVEST-SP) Quando 96g de ozônio se transformam completamente, amassa de oxigênio comum produzida é igual a:

a)  32g

b)  48g

c)  644g

d)  80g

e)  96g

Resposta: E

2.   O açúcar comum, quando submetido a aquecimento, pode se transformar em carvão. Foram realizados dois experimentos cujos dados constam da tabela a seguir:

	Açúcar          carvão          água
1ª experiência	342g               144g                 a g
2ª experiência	b g                   c g                   99g

Determine os valores de a, b e c.

Resposta: a = 198g; b= 171g; c= 72g.

3.   A queima do carvão pode ser representada pela equação:

Carvão + oxigênio -->  gás carbônico

Sabendo-se que 12g de carvão reagem exatamente com 32 g de oxigênio, pergunta-se;

a)  Qual a massa de gás carbônico produzida na reação?

b)  Qual a razão entre a massa de carvão e a de oxigênio que reagiram?

c)  Se reagirmos 20g de carvão com 32 g de oxigênio, qula será a quantidade de gás carbônico produzida?

Respostas: a) 44g; b) 0,375 e c) 44g.

4.   (Acafe-SC) A combustão completa do metano (CH₄) produz dióxido de carbono (CO₂) e água. A alternativa que representa o número de mol de CO_2­produzido na combustão de 0,3 mol de CH₄ é:

CH₄ + 2 O_{2   -->}  CO₂ + H₂O

a)  1,2

b)  0,6

c)  09

d)  0,3

e)  1,5

Resposta: D

5.   (UFSC - Adaptada) Dada a reação não-balanceada:

Zn + 2 HCl --->  ZnCl₂ + H₂

Calcule o número de mol de átomos de zinco que reagem completamente com 20 mol de moléculas de ácido clorídrico.

Resposta: 10mol.

6.   (UCDB-MT) Dada a equação química não-balanceada:

Na₂CO₃ + HCl --->  NaCl + Co₂ + H₂O

A massa de carbonato de sódio que reage completamente com 0,25 mol de ácido clorídrico é: (Dado: Na₂CO₃ = 106g . mol^-1)

a)  6,62g

b)  26,50g

c)  13,25g

d)  10,37g

e)  20,75g

Resposta: C

7.   (UECE) Uma vela de parafina queima-se, no ar ambiente, para formar água e dióxido de carbono. A parafina é composta por moléculas de vários tamanhos, mas utilizaremos para ela a fórmula c₂₅H₅₂. Tal reação representa-se pela equação:

c₂₅H₅₂ + O_{2  --->}  H₂O + CO₂

a)  Equilibre a reação.

b)  Quantos mol de oxigênio são necessários para queimar um mol de parafina?

c)  Quanto pesa esse oxigênio?

(massas molares: H = 1g/mol; C = 12g/mol; O = 16g/mol)

Respostas:

a) c₂₅H₅₂ + 38 O₂  --- >  26 H₂O + 25 CO₂

b) 38 mol

c) 1216g

 Referências

USBERCO, João e SALVADOR, Edgard. Química – Volume único. 5ª edição reformulada, 2002. Editora Saraiva.

 http://www.colegioweb.com.br/quimica/calculo-estequiometrico.html

Acessado dia 07.08.11 às 11h05min

http://www.passeiweb.com/na_ponta_lingua/sala_de_aula/quimica/quimica_geral/calculo_estequiometrico/calculo_estequiometrico_1_1_definicao

Acessado dia 07.08.11 às 11h16min.