Revisão de Conceitos e Vocabulário

A alta concentração de micelas resulta em uma solução que se assemelha muito ao leite, e

as ampolas de propofol são, às vezes, chamadas de “leite de amnésia”.

 

REVISÃO DE CONCEITOS E VOCABULÁRIO

SEÇÃO 1.1

• Substâncias orgânicas contêm átomos de carbono.

SEÇÃO 1.2

• Os isômeros constitucionais partilham a mesma fórmula molecular, mas a

conectividade dos átomos é diferente e as propriedades físicas também são diferentes.

• Cada elemento geralmente formará um número previsível de ligações. O carbono é

geralmente tetravalente, o nitrogênio é trivalente, o oxigênio é divalente e o hidrogênio e os halogêneos são monovalentes.

SEÇÃO 1.3

• Uma ligação covalente é formada quando dois átomos compartilham um par de

elétrons.

• As ligações covalentes são ilustradas usando-se estruturas de Lewis, em que elétrons

são representados por pontos.

• Elementos da segunda linha da tabela periódica geralmente obedecem a regra do

octeto, ligando-se para atingir a configuração eletrônica de um gás nobre.

• Um par de elétrons não compartilhados é chamado de par isolado.

SEÇÃO 1.4

• Uma carga formal ocorre quando os átomos não apresentam o número apropriado de

elétrons de valência; cargas formais têm que ser representadas nas estruturas de Lewis.

SEÇÃO 1.5

• As ligações são classificadas como (1) covalente, (2) covalente polar ou (3) iônica. • As ligações covalentes polares exibem indução, causando a formação de cargas

positivas parciais (δ+) e cargas negativas parciais (δ−). Mapas de potencial eletrostático apresentam uma ilustração visual de cargas parciais.

SEÇÃO 1.6

• A mecânica quântica descreve os elétrons em termos de suas propriedades

ondulatórias.

• Uma equação de onda descreve a energia total de um elétron quando ele está nas

proximidades de um próton. As soluções da equação de onda são chamadas funções de onda 2 ( ψ ), em que ψ representa a probabilidade de encontrar um elétron em uma determinada posição.

• Os orbitais atômicos são representados visualmente por meio de representações

gráficas tridimensionais de 2 ψ; os nós indicam que o valor de ψ é zero.

• Um orbital ocupado pode ser imaginado como uma nuvem de densidade eletrônica. • Os elétrons preenchem os orbitais seguindo três princípios: (1) o princípio de Aufbau,

(2) o princípio da exclusão de Pauli e (3) a regra de Hund. Orbitais com o mesmo nível de energia são chamados de orbitais degenerados.

SEÇÃO 1.7

• A teoria da ligação de valência trata cada ligação como o compartilhamento da

densidade eletrônica entre dois átomos em virtude da interferência construtiva de seus orbitais atômicos. As ligações sigma (σ) são formadas quando a densidade eletrônica está localizada principalmente no eixo de ligação.

SEÇÃO 1.8

• A teoria do orbital molecular usa um método matemático chamado combinação

linear de orbitais atômicos (CLOA) para formar orbitais moleculares. Cada orbital molecular está associado com a molécula inteira, em vez de apenas dois átomos.

• O OM ligante do hidrogênio molecular resulta da interferência construtiva entre seus

dois orbitais atômicos. O OM antiligante resulta da interferência destrutiva.

• Um orbital atómico é uma região do espaço associada a um átomo individual,

enquanto um orbital molecular está associado a uma molécula inteira.

• Dois orbitais moleculares são os mais importantes a se considerar: (1) o orbital

molecular ocupado de mais alta energia, ou HOMO, e (2) o orbital molecular desocupado de menor energia, ou LUMO.

SEÇÃO 1.9

• A geometria tetraédrica do metano pode ser explicada usando-se quatro orbitais

hibridizados 3 sp degenerados para realizar as suas quatro ligações simples.

• A geometria plana do etileno pode ser explicada através de três orbitais hibridizados

sp 2 degenerados. Os orbitais p restantes se sobrepõem formando uma ligação separada, chamada de ligação pi (π). Os átomos de carbono do etileno são conectados através de uma ligação σ, resultante da sobreposição dos orbitais atômicos hibridizados sp2, e através de uma ligação π resultante da sobreposição de orbitais p, ambas as ligações compreendem a ligação dupla do etileno.

• A geometria linear do acetileno é explicada através dos átomos de carbono com

hibridização sp, em que uma ligação tripla é criada a partir de uma ligação σ, resultante da sobreposição dos orbitais sp, e duas ligações p, resultantes da sobreposição de orbitais p.

• Ligações triplas são mais fortes e mais curtas do que ligações duplas, que são mais

fortes e mais curtas do que as ligações simples.

SEÇÃO 1.10

• A geometria de pequenas substâncias pode ser prevista usando-se a teoria da repulsão

de pares de elétrons da camada de valência (RPECV), que centraliza a atenção sobre o número de ligações σ e pares isolados exibidos por cada átomo. O total, chamado número estérico, indica o número de pares de elétrons que se repelem.

• 3 Um arranjo tetraédrico de orbitais indica hibridização sp (número estérico 4). A

geometria de uma substância depende do número de pares isolados e pode ser tetraédrica, piramidal triangular ou angular.

• 2 Um arranjo triangular plano de orbitais indica hibridização sp (número estérico 3); no

entanto, a geometria pode ser angular, dependendo do número de pares isolados.

• A geometria linear indica hibridização sp (número estérico 2).

SEÇÃO 1.11

• O momento de dipolo (μ) ocorre quando o centro de carga negativa e o centro da

carga positiva estão separados um do outro por uma certa distância, o momento de dipolo (medido em debyes) é usado como um indicador da polaridade.

• O caráter de porcentagem iônica de uma ligação é determinado medindo-se o seu

momento de dipolo. A soma vetorial de cada um dos momentos de dipolo em uma substância determina o momento de dipolo molecular.

SEÇÃO 1.12

• As propriedades físicas das substâncias são determinadas pelas forças

intermoleculares, as forças de atração entre as moléculas.

• As interações dipolo-dipolo ocorrem entre duas moléculas que possuem momentos

de dipolo permanentes. A ligação de hidrogênio, um tipo especial de interação dipolo-dipolo, ocorre quando os pares isolados de um átomo eletronegativo interagem com um átomo de hidrogênio pobre em elétrons. As substâncias que apresentam ligação de hidrogênio têm pontos de ebulição mais altos do que substâncias similares que não possuem ligações de hidrogênio.

• As forças de dispersão de London resultam da interação entre momentos de dipolo

induzidos (transientes) e são mais fortes para os alcanos maiores devido à sua maior área superficial e capacidade para acomodar mais interações.

SEÇÃO 1.13

• As substâncias polares são solúveis em solventes polares; substâncias apolares são

solúveis em solventes apolares.

• Os sabões são substâncias que contêm regiões hidrofílicas e regiões hidrofóbicas.

As caudas hidrofóbicas envolvem as substâncias apolares, formando uma micela solúvel em água.