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<p>FUNDAMENTOS DE QUÍMICA</p><p>I-CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS DO CARBONO</p><p>a) Átomo de Carbono:</p><p>- O carbono é o elemento básico para o estudo da química orgânica.</p><p>- Localizado no grupo 14 (família IVA), o carbono possui seis elétrons, sendo quatro</p><p>destes localizados em sua camada de valência.</p><p>- Desta forma, o carbono, tetravalente, realiza quatro ligações covalentes para adquirir</p><p>sua estabilidade química.</p><p>- Pode-se ligar com outros átomos de carbono, encadeando-se, para formar tipos</p><p>inúmeros de cadeias.</p><p>- O átomo de carbono se liga a hidrogênio e, a outros elementos comuns em compostos</p><p>orgânicos como o oxigênio (O), nitrogênio (N), enxofre (S), halogênios (Cl, Br, F, I),</p><p>etc.</p><p>b) Estrutura</p><p>- O carbono forma estruturas tetraédricas.</p><p>- Nestas estruturas, o átomo de carbono localiza-se no centro de tetraedros regulares e</p><p>seus ligantes ocupam os vértices.</p><p>- As ligações formam, entre si, ângulos de 109,5º.</p><p>- Esta é a angulação mais estável para estruturas contendo carbono.</p><p>- Em cadeias cíclicas, as ligações entre carbonos apresentam ângulos inferiores a 109º5,</p><p>o que as tornam mais fracas.</p><p>c) Tipo de Ligação:</p><p>- O carbono realiza ligações do tipo covalente com ametais (C, O, S, Cl, Br, I, F, etc.) e</p><p>hidrogênio.</p><p>- Estas ligações podem ser do tipo σ ou π de acordo com o entrosamento de orbitais na</p><p>realização da ligação.</p><p>- Quando essas ligações forem realizadas por interpenetração de orbitais no mesmo eixo</p><p>de ligação, a ligação será do tipo σ; quando a ligação for realizada por interação de</p><p>orbitais p paralelos entre si, a ligação realizada será do tipo π.</p><p>- É importante prever quando dois átomos unidos por ligação covalente fazem ligação</p><p>do tipo σ ou π.</p><p>- Regra:</p><p>•Ligações simples são do tipo σ</p><p>• Em ligações duplas, uma das ligações é do tipo σ e a adicional é do tipo π</p><p>• No caso de ligação tripla, uma das ligações é do tipo σ e duas são do tipo π</p><p>Eteno: ligações σ e π</p><p>d) Hibridização:</p><p>- O átomo de carbono, a exemplo de B e Be, sofre hibridização ao se ligar para adquirir</p><p>a estabilidade química (configuração similar à de um gás nobre).</p><p>- As ligações covalentes normais são realizadas por emparelhamento de elétrons.</p><p>- Para isto, o elétron deve estar desemparelhado em seu orbital.</p><p>- Ao realizarmos a distribuição eletrônica por orbitais do carbono percebemos, no</p><p>subnível p, a presença de dois orbitais p com elétrons desemparelhados e um “vazio”</p><p>(sem chances de ligação por emparelhamento de elétrons).</p><p>- Para aumentar as possibilidades de ligação, o átomo de carbono sofre o processo de</p><p>hibridização, onde orbitais s, com dois elétrons e completo, e p se fundem para</p><p>aumentar as possibilidades de ligação com o aumento do número de elétrons</p><p>desemparelhados já que um dos elétrons do subnível s se deslocará para o novo orbital</p><p>formado.</p><p>- Para realizar quatro ligações simples, fundem-se um orbital s com três orbitais p,</p><p>originando quatro orbitais iguais sp3, cada um com um elétron desemparelhado em seu</p><p>orbital e passível de emparelhamento de elétrons (ligação).</p><p>- Ao realizar ligações duplas e triplas, a quantidade de orbitais hibridizados é igual ao</p><p>número de ligações σ realizadas pelo átomo.</p><p>- As ligações π são realizadas entre orbitais p e não entre orbitais hibridizados.</p><p>Hibridização sp2 do carbono</p><p>Relação entre ligações do carbono e seu tipo de hibridização</p><p>Ligações no carbono Hibridização</p><p>4 σ sp3</p><p>3 σ e 1 π sp2</p><p>2 σ e 2 π sp</p><p>e) Classificações do Carbono:</p><p>• Carbono primário: liga-se a um átomo de carbono</p><p>• Carbono secundário: liga-se a dois átomos de carbono</p><p>• Carbono terciário: liga-se a três átomos de carbono</p><p>• Carbono quaternário: se liga a quatro átomos de carbono</p><p>- O carbono primário, em geral carbonos terminais.</p><p>- Os carbonos secundário, terciário e quaternário ligam-se a 2, 3 e 4 átomos de carbono,</p><p>respectivamente.</p><p>II – TEORIAS ÁCIDO-BASE</p><p>1 - Teorias ácido-base de Arrhenius, de Brönsted-Lowry e de Lewis:</p><p>a) Teoria de Arrhenius: ácido libera somente o hidrogênio como cátion na água e a</p><p>base libera a hidroxila como ânion.</p><p>b) Teoria de Brönsted-Lowry: ácido é toda substância que doa prótons e a base</p><p>recebe prótons.</p><p>c) Teoria de Lewis: ácido recebe elétrons e a base doa próton.</p><p>*Teoria de Arrhenius:</p><p>- Baseado em seus experimentos com condutividade elétrica em meio aquoso, o</p><p>químico, físico e matemático sueco Svante August Arrhenius (1859-1927) propôs, em</p><p>1884, os seguintes conceitos para definir ácidos e bases:</p><p>H+ + H2O → H3O+</p><p>Exemplos:</p><p>HCl + H2O → H3O++ Cl-</p><p>HNO3+ H2O → H3O+ + NO3</p><p>-</p><p>H2SO4+ 2H2O → 2H3O+ + SO4</p><p>2-</p><p>Exemplos:</p><p>NaOH → Na + + OH-</p><p>Ca(OH)2 →Ca2</p><p>+ + 2 OH-</p><p>*Teoria de Brönsted-Lowry:</p><p>- O dinamarquês Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947) e o inglês Thomas Martin</p><p>Lowry (1874-1936), propuseram no mesmo ano outra teoria ácido-base conhecida como</p><p>Teoria Brönsted-Lowry:</p><p>-Neste caso, considera-se como próton o íon hidrogênio.</p><p>- Isto é visto na reação a seguir, onde o ácido cianídrico doa um próton para a água, que</p><p>atua, portanto, como base:</p><p>HCN + H2O → CN- + H3O+</p><p>- Essa reação é reversível, sendo que o íon hidrônio (H3O+) pode doar um próton para o</p><p>íon CN-. Desta forma, o íon hidrônio (H3O+) atua como ácido e o CN- como base.</p><p>CN- + H3O+→ HCN + H2O</p><p>*Teoria de Lewis:</p><p>- Esta teoria foi criada pelo químico americano Gilbert Newton Lewis (1875-1946):</p><p>- Essa teoria introduz um conceito novo, é mais abrangente, mas não invalida a teoria de</p><p>Brönsted-Lowry.</p><p>- Todo ácido de Lewis é um ácido de Brönsted, e conseqüentemente toda base de Lewis</p><p>é uma base de Brönsted.</p><p>- Isto ocorre porque um próton recebe elétrons, ou seja, um ácido de Lewis pode unir-se</p><p>a um par solitário de elétrons em uma base de Lewis.</p><p>- Para Lewis, uma reação ácido-base consiste na formação de uma ligação covalente</p><p>coordenada e estável.</p><p>- Quando uma base de Lewis doa um par de elétrons para uma base de Lewis, ambos</p><p>formam uma ligação covalente coordenada, em que ambos os elétrons provém de um</p><p>dos átomos:</p><p>- A amônia atua como a base de Lewis e de Brönsted, pois ela doa os seus dois elétrons</p><p>para o próton, sendo, portanto, a receptora do próton.</p><p>- Formou-se uma ligação covalente entre o hidrogênio (o próton) e a amônia.</p><p>- A água é o ácido de Lewis e de Brönsted, pois ele doa o próton e recebe os elétrons (o</p><p>oxigênio do hidróxido formado a partir da água ficou com um par de elétrons a mais).</p>