Isômeros

Habilidade: Classificar substâncias como isômeras, dadas suas nomenclaturas ou fórmulas estruturais.

Isômeros são substâncias químicas diferentes que apresentam propriedades físicas e químicas diferentes, mas que possuem a mesma fórmula molecular, ou seja, a mesma quantidade de átomos de cada elemento químico.  

O propeno e o ciclopropano são exemplos de isômeros porque esses compostos apresentam a mesma quantidade de carbonos (3) e hidrogênios (6) e, portanto, possuem a mesma fórmula molecular: C3H6.  

A seguir, analisaremos os tipos de isômeros e mostraremos como identificá-los.  

Isômeros planos  

São todas as moléculas de compostos orgânicos que apresentam obrigatoriamente semelhanças e diferenças em suas fórmulas estruturais.  

Isômeros planos de função  

São isômeros que pertencem a diferentes funções químicas.  

As estruturas acima pertencem a dois isômeros de função. Apesar de a cadeia 1 referir-se à função aldeído e a cadeia 2 pertencer à função cetona, ambas apresentam a mesma fórmula molecular (C3H6).  

Isômeros planos de posição  

São isômeros de mesma função química e mesma classificação para a cadeia carbônica, mas que apresentam os seguintes itens em posições diferentes:  

- Grupos funcionais;  

- Ligações químicas;  

- Radicais substituintes.  

Essas estruturas são isômeros de posição porque pertencem à mesma função (álcool), possuem o mesmo tipo de cadeia (saturada, ramificada, homogênea), mas possuem o grupo OH em carbonos diferentes.  

Isômeros de cadeia  

São isômeros que apresentam a mesma função química, porém, possuem diferentes tipos de classificação para suas cadeias.  

As estruturas acima são de dois isômeros de cadeia, pois apresentam diferentes tipos de cadeia: uma é ramificada e outra não.  

Isômeros planos de metameria ou compensação  

São isômeros que apresentam a mesma função química, cadeias abertas e são obrigatoriamente heterogêneas.  

Essas estruturas são isômeras de metameria porque apresentam cadeia aberta heterogênea e pertencem à mesma função orgânica (éter).  

Isômeros planos de tautomeria  

Trata-se de um caso específico de isomeria plana de função que envolve as funções enol com um aldeído ou enol com uma cetona.  

Esse é um caso de um tautômero pelo fato de ser uma cetona transformando-se em um enol e vice-versa. A conversão do enol em cetona ocorre de forma espontânea.  

Isômeros espaciais  

Isômeros espaciais geométricos  

São moléculas da substância de mesma fórmula molecular, porém, apresentam posicionamento dos ligantes dos carbonos em planos diferentes do espaço. Esse posicionamento diferente faz com que as propriedades dos compostos também sejam diferentes.  

Isômeros cis e trans  

É um caso particular de isomeria espacial em que os isômeros são formados por estruturas abertas insaturadas (compostas por ligação dupla entre carbonos) ou fechadas saturadas (apenas ligações simples entre carbonos). Esses isômeros devem apresentar obrigatoriamente dois ligantes diferentes em dois carbonos (que são os da ligação dupla ou quaisquer da estrutura fechada).  

As estruturas acima representam um isômero cis, o qual apresenta ligantes iguais em cada um dos planos, e um isômero trans, que apresenta ligantes diferentes em ambos os planos. Podemos perceber a disposição dos átomos desses isômeros ao traçar uma linha sobre as moléculas e dividi-las em planos, como demonstrado na figura a seguir:  

Isômeros E e Z  

É um caso particular de isomeria espacial em que os isômeros formados por estruturas abertas insaturadas (com uma ligação dupla entre os carbonos) ou estruturas fechadas saturadas (apenas ligações simples entre carbonos) devem apresentar obrigatoriamente carbonos contendo dois ligantes com numeros atômicos diferentes.  

A diferença da isomeria E-Z para a cis-trans é de que, na E-Z, os ligantes dos dois carbonos não são iguais entre si, como podemos observar a seguir:  

As estruturas acima representam os isômeros E e Z porque, ao traçar uma linha sobre as moléculas para dividir os planos, podemos perceber a disposição diferente de seus átomos. No caso do isômero Z, os ligantes com átomos de maior número atômico (no exemplo, cloro e carbono) sempre estão em um mesmo plano. Já no isômero E, os ligantes de maior número atômico estão em planos opostos.  

Isômeros espaciais ópticos  

São moléculas de substâncias capazes de polarizar e desviar o plano da luz para a esquerda ou para a direita.  

Isômeros ativos ou antípodas ópticos  

São os isômeros de uma substância com carbono quiral que apresentam a capacidade de desviar o plano da luz polarizada para a esquerda ou para a direita.  

O isômero que desvia a luz para a direita é denominada dextrogiro, e o isômero que desvia a luz para a esquerda é denominado levogiro. Para determinar o número de isômeros dextrogiros e levogiros, basta utilizar a seguinte expressão: 

Nessa expressão, n é o número de carbonos quirais, e IOA é o número de isômeros ativos formados pela substância, como no seguinte exemplo:  

Na estrutura acima em que ocorre a presença de um carbono quiral (marcado com asterisco vermelho), são dois isômeros ativos: um dextrogiro e um levogiro.  

Isômeros inativos ou misturas racêmicas  

Trata-se da mistura formada por um isômero dextrogiro e um levogiro em um composto que apresenta carbonos quirais. Essa mistura não tem a capacidade de desviar o plano da luz, mas apenas polarizá-la.  

Para determinar o número de misturas racêmicas formadas por um composto orgânico, basta utilizar a seguinte expressão: 

Exemplos de compostos considerados isômeros.

Fonte:

https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/isomeros.htm#:~:text=Is%C3%B4meros%20s%C3%A3o%20subst%C3%A2ncias%20qu%C3%ADmicas%20diferentes,%C3%A1tomos%20de%20cada%20elemento%20qu%C3%ADmico.

Reatividade de metais e íons metálicos

Habilidade: Reconhecer as evidências das transformações químicas que ocorrem entre metais e íons metálicos.

As reações de oxirredução estudadas principalmente em Físico-Química são aquelas em que ocorre transferência de elétrons. A espécie reagente (átomo, íon ou molécula) que perde um ou mais elétrons é a que sofre oxidação. Já a espécie química que recebe elétrons sofre redução.  

Geralmente, quando esse tipo de reação é estudado em Química Inorgânica, ele é chamado de reação de simples troca ou de deslocamento.  

Para que qualquer reação ocorra é necessário satisfazer determinadas condições. Uma delas é que deve haver afinidade química entre os reagentes, isto é, eles devem interagir de modo a possibilitar a formação de novas substâncias.  

No caso das reações de oxirredução, a afinidade quer dizer que um dos reagentes tem a tendência de ganhar elétrons e o outro tende a perder elétrons. Essa tendência corresponde à reatividade dos elementos químicos envolvidos. Vamos ver como é possível comparar a reatividade entre os metais.  

Considere que desejamos armazenar uma solução de sulfato de cobre II (CuSO4). Nós não poderíamos de forma alguma colocar essa solução num recipiente de alumínio, porque ocorreria a seguinte reação:  

2 Al(s) + 3 CuSO4(aq)→ 3 Cu(s) + Al2(SO4)3(aq)  

Observe que o alumínio se oxidou, perdendo 3 elétrons cada e se tornando cátion alumínio:  

Al(s) → Al³⁺(aq) + 3 e⁻  

Simultaneamente, o cátion cobre (Cu²⁺) que estava presente na solução recebeu os elétrons do alumínio e se reduziu, tornando-se cobre metálico. Cada cátion cobre recebe dois elétrons:  

Cu²⁺(aq) + 2 e⁻  → Cu(s)  

No entanto, se fosse o contrário e quiséssemos armazenar uma solução de sulfato de alumínio (Al2(SO4)3(aq)), não teria problema nenhum colocá-la num recipiente de cobre, pois esta reação não iria ocorrer:  

Cu(s) + Al2(SO4)3(aq) → não ocorre  

Esses fatos observados podem ser explicados pelo fato de o alumínio ser mais reativo que o cobre.  

Os metais têm a tendência de ceder elétrons, isto é, de se oxidar. Quando comparamos vários metais, o que possui maior tendência de doar elétrons é o mais reativo. Consequentemente, a reatividade dos metais está associada também à sua energia de ionização, isto é, a energia mínima necessária para remover um elétron do átomo gasoso em seu estado fundamental.  

Com base nisso, surgiu a fila de reatividade dos metais ou fila das tensões eletrolíticas, mostrada abaixo:  

O metal mais reativo reage com substâncias iônicas cujos cátions são menos reativos. Em outras palavras, o metal à esquerda reage com a substância formada por íons situados à sua direita. O contrário não ocorre.  

Lembrando-se do exemplo que foi dado, veja na fila de reatividade que o alumínio (Al) está à esquerda do cobre (Cu). Por isso, o alumínio reage com a solução formada pelos cátions do cobre; mas o cobre não reage com uma solução formada por cátions alumínio. Veja que o metal mais reativo é o lítio (Li) e o menos reativo é o ouro (Au).  

Esse é um dos motivos do ouro ser tão valioso, pois não reagindo, ele permanece intacto por muito tempo. 

Isso pode ser visto nos sarcófagos e esculturas egípcias revestidas de ouro que datam desde a mais remota antiguidade. 

Também visualizamos isso quando comparamos a durabilidade de uma joia de ouro puro com a de joias feitas de outros metais que são mais reativos que o ouro.  

Os metais prata, paládio, platina e ouro são os menos reativos e, por isso, são considerados nobres.

Fonte:
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/ordem-reatividade-dos-metais.htm

Massa Molecular

Habilidade: Calcular massas moleculares das substâncias a partir das massas atômicas dos elementos químicos constituintes.

Massa molecular é um termo usado exatamente para referir-se à massa de uma molécula, ou seja, de espécies químicas eletricamente neutras em que os átomos estão ligados por meio de ligações covalentes (com compartilhamento de elétrons). 

No entanto, esse termo muitas vezes é usado também para referir-se à massa de fórmulas unitárias de espécies formadas por meio de ligações iônicas (com transferência definitiva de elétrons). Nesses casos, porém, o mais correto é usar o termo “massa-fórmula” no lugar de “massa molecular”.  

Em ambos os casos, trata-se da soma das massas atômicas dos elementos que compõem a espécie química.  Por exemplo, a massa molecular da molécula de monóxido de carbono (CO) é obtida somando-se a massa atômica de um carbono com a massa atômica de um oxigênio.  

Mas o que é a massa atômica?  

Essa grandeza é determinada experimentalmente e ela corresponde à massa do átomo comparada com um doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono 12, e a unidade adotada é o “u” (unidade de massa atômica).  Convencionou-se que 1/12 da massa de 1 átomo de carbono doze é igual a 1 u (1,66 . 10⁻²⁴ g). Assim, quando dizemos que a massa atômica do oxigênio é 16 u, isso quer dizer que sua massa é 16 vezes maior que 1/12 da massa do ¹²C.  

Portanto, a massa molecular também indica quantas vezes a massa da espécie química é maior que 1/12 da massa do isótopo do carbono-12.  Visto que a massa atômica dos elementos é determinada experimentalmente, ela aparece na Tabela Periódica para cada elemento químico, como mostrado na figura ao lado.  

Assim, basta consultar a Tabela Periódica quando quisermos calcular a massa molecular de alguma substância.  Por exemplo, no caso da molécula de CO, sua massa molecular é igual a:  

MM (CO) = (massa atômica do C) + (massa atômica do O) 

MM (CO) = (12 + 16) u 

MM (CO) = 28 u  

Geralmente, para cálculos estequiométricos, utiliza-se a unidade em gramas. Assim, temos que a massa molecular do CO pode ser dada por 28 g/mol.  

Mas se a molécula possui mais de um átomo de cada elemento, é necessário multiplicar a massa atômica de tal elemento pela quantidade de átomos que aparecem na fórmula. Veja alguns exemplos:  

MM (H2O) = (2 . 1 u) + (16 u) 

M (H2O) = 18 u  

MM(H2SO4) = (2 . 1 u) (32 u) + (4 . 16 u) 

M (H2SO4) = 98 u  

MM (C2H6)= (2 . 12) + (6 . 1) 

MM (C2H6)= 30 u  

MM (C12H22O11)= (12 . 12) + (22 . 1) + (11 . 16) 

MM (C12H22O11)= 342 u  

Veja como isso é feito para uma fórmula que possui parênteses, lembrando que o índice vale para todos os elementos que estão dentro dos parênteses. Os elementos devem ser multiplicados pelos seus respectivos índices:  

MM (Al2(SO4)3) = Temos 2 Al, 3 S (porque o índice fora dos parênteses vale para ele também) e 12 O (porque multiplicamos os índices de fora dos parênteses pelo índice de dentro (4 . 3)) 

MM (Al2(SO4)3) = (2 . 27) + (3 . 32) + (12 .16) 

MM (Al2(SO4)3) = 54 +96 + 192 

MM (Al2(SO4)3) = 342 u  

No caso de moléculas hidratadas, calcula-se separadamente a massa molecular da molécula e da água para depois somá-las, levando em consideração a quantidade de moléculas de água. Veja como isso é feito:  

MM (CuSO4 . 5 H2O) = Cu              S             O4 .       5   H2O 

MM (CuSO4 . 5 H2O) = (1.63,5) + (1.32) + (4.16) + 5 (1.2 + 1.16) 

MM (CuSO4 . 5 H2O) = (63,5 + 32 + 64) + (5 . 18) 

MM (CuSO4 . 5 H2O) = 159,5 + 90 

MM (CuSO4 . 5 H2O) = 249,5 u

Fonte:

https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/massa-molecular.htm