Propriedades Físicas - Química Orgânica

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1 UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO DO SUL CAMPUS DE CHAPADÃO DO SUL - CPCS Curso: AGRONOMIA E ENG. FLORESTAL Disciplina: Química Orgânica 2o semestre / Química Orgânica Profa.: Matildes Blanco 1

2 dos Compostos Orgânicos - Forças Intermoleculares - Ponto de Fusão - Ponto de Ebulição - Polaridade - Solubilidade 2

3 Polaridade A polaridade de uma molécula refere-se às concentrações de cargas da nuvem eletrônica em volta da molécula. É possível uma divisão em duas classes distintas: moléculas polares e apolares. 3

4 Polaridade - Molécula Conceitos para Relembrar I: Molécula: é um conjunto eletricamente neutro de dois ou mais átomos unidos por pares de elétrons que se comportam como uma única partícula. 4

5 Polaridade Molécula e Átomo Conceito para Relembrar II: Molécula: Quando iniciou-se o estudo e formulação da teoria atômica, era dado o nome de átomo a qualquer entidade química que poderia ser considerada fundamental e indivisível. As observações no comportamento dos gases levaram ao conceito de átomo como unidade básica da matéria e relacionada ao elemento químico, desta forma, houve uma distinção da molécula como "porção fundamental de todo composto", obtida pela união de vários átomos por ligações de natureza diferente. Conceitos para Relembrar III: Basicamente, o átomo abriga em seu núcleo partículas elementares de carga elétrica positiva (prótons) e neutra (nêutrons), este núcleo atômico é rodeado por uma nuvem de elétrons em movimento contínuo (eletrosfera). A maioria dos elementos não são estáveis, por isso, quando dois átomos se aproximam, há uma interação das núvens eletrônicas entre si. Esta interação se dá também com os núcleos dos respectivos átomos, isto acaba por torná-los estáveis. Os átomos se ligam e formam agregados de moléculas. 5

6 Polaridade Molécula polar- A soma vetorial, dos vetores de polarização é diferente de zero. Moléculas polares possuem maior concentração de carga negativa numa parte da nuvem e maior concentração positiva noutro extremo. Molécula apolar- A soma vetorial, dos vetores de polarização é nula. Nas moléculas apolares, a carga eletrônica está uniformemente distribuída, ou seja, não há concentração. 6

7 Polaridade A concentração de cargas (em moléculas polares) ocorre quando os elementos ligantes possuem uma diferença de eletronegatividade. Esta diferença significa que um dos átomos (o de maior eletronegatividade) atrai os elétrons da nuvem com maior força, o que faz concentrar neste a maior parte das cargas negativas. Toda ligação de dois átomos diferentes resulta em polarização, já que os átomos possuirão eletronegatividades diferentes. Exemplo: HCl, CaO, NaCl. Ligação de dois átomos iguais resulta em moléculas apolares. Ex: O 2, N 2, Cl 2. Mas não é necessário serem dois átomos iguais para haver apolaridade, como por exemplo dos compostos alcanos. 7

8 Polaridade - Eletronegatividade Conceitos para Relembrar IV: A Eletronegatividade é uma propriedade periódica que mede a tendência relativa de um átomo ou molécula em atrair elétrons, quando combinado em uma ligação química. Com sentido oposto à eletronegatividade usa- se o termo eletropositividade. Os valores da eletronegatividade são determinados quando os átomos estão combinados. Por isso, para os gases nobres, que em condições normais são inertes, não apresentam valor de eletronegatividade. 8

9 Polaridade Eletronegatividade Conceitos para Relembrar V: A eletronegatividade de um átomo está intimamente relacionada com o seu raio atômico: Quanto menor o raio atômico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron que vai adquirir, portanto maior a sua eletronegatividade. Como conseqüência, esta propriedade tende a crescer na tabela periódica: Da esquerda para a direita e de e baixo para cima. Concluindo- se que o elemento mais eletronegativo da tabela é o flúor. 9

10 Polaridade Tabela de Eletronegatividade 10

11 Forças Intermoleculares Forças intermoleculares são as forças que ocorrem entre uma molécula e a molécula vizinha. Durante as mudanças de estado da matéria ocorre somente um afastamento ou uma aproximação das moléculas, ou seja, forças moleculares são rompidas ou formadas. Forças intermoleculares têm origem eletrônica: surgem de uma atração eletrostática entre nuvens de elétrons e núcleos atômicos. São fracas, se comparadas às ligações covalentes ou iônicas. 11

12 Ligações Intermoleculares As moléculas de uma substância sólida ou líquida se mantêm unidas através da atração existente entre elas. Quanto maior for a força de atração maior será a coesão entre as moléculas. Isso ocasionará um aumento nos pontos de fusão e ebulição da substância. As moléculas dos gases praticamente não exercem forças de atração entre si. Por isso os gases apresentam baixo ponto de ebulição e extrema facilidade de se expandir. As forças intermoleculares são classificadas em dois tipos: Força de Van der Waals e Ligação de hidrogênio. 12

13 Forças Intermoleculares Força ou atração de Van der Waals Podem surgir de 3 fontes: 1. Dipolo-dipolo (ou Dipolo permanente - Dipolo permanente) 2. Dipolo-dipolo induzido (ou Dipolo induzido Dipolo induzido) ou ainda Forças de dispersão ou Forças de London ** 3. Pontes de Hidrogênio ou Ligação de Hidrogênio ** reconhecida pelo físico polonês Fritz London 13

14 Força de Van der Walls Esta força é produzida pela correlação dos movimentos dos elétrons de um átomo com os movimentos dos elétrons de outro átomo tendendo a se aproximar para atingir a distância de energia mínima. Quanto maior o número de elétrons de que a molécula dispõe, mais polarizável será e portanto maior será a atração de Van der Waals. 14

15 Forças Intermoleculares 1. Dipolo- Dipolo São características de moléculas polares. As moléculas de alguns materiais, embora eletricamente neutras, podem possuir um dipolo elétrico permanente. Devido a alguma distorção na distribuição da carga elétrica, um lado da molécula e ligeiramente mais "positivo" e o outro é ligeiramente mais "negativo". A tendência é destas moléculas se alinharem, e interagirem umas com as outras, por atração eletrostática entre os dipolos opostos. 15

16 Forças Intermoleculares 1. Dipolo Dipolo Em algumas moléculas o centro das cargas positivas não coincide com o centro das cargas negativas, mesmo na ausência de campos elétricos externos. Estas moléculas são chamadas polares, e possuem momento** de dipolo permanente. 16

17 Forças Intermoleculares 1. Dipolo Dipolo δ O H 3 C CH 3 δ + δ Note que o oxigênio é mais eletronegativo que o carbono. Isto torna a ligação C- O polar. As moléculas do éter representado ao lado não podem realizar ligações de hidrogênio porque falta o H deficiente em elétrons (mas possuem o par eletrônico não ligante disponível para a formação da ligação de hidrogênio). 17

18 Forças Intermoleculares 2. Dipolo Dipolo Induzido Ocorre quando a molécula é apolar. A presença de moléculas que tem dipolos permanentes podem distorcer a distribuição de carga elétrica em outras moléculas vizinhas, mesmo as que não possuem dipolos (apolares), através de uma polarização induzida. 18

19 Forças Intermoleculares 2. Dipolo Dipolo Induzido O momento de dipolo de um átomo ou molécula apolar num campo elétrico externo é chamado de Dipolo Induzido. Se o campo elétrico for não uniforme, haverá uma força elétrica resultante não nula atuando sobre o dipolo: Esta é a força responsável pela conhecida atração de pequeninos pedaços de papel por um pente carregado. 19

20 Forças Intermoleculares 3. Dipolo Induzido Dipolo Induzido Normalmente hidrocarbonetos (substâncias formadas apenas por Hidrogênio e Carbono) são consideradas apolares: apesar do átomo de carbono ser mais eletronegativo que o átomo de hidrogênio, esta diferença de eletronegatividade não é significativa. Nesta situação (interação dipolo induzido-dipolo induzido) o que importa é a área superficial. Quanto maior for esta área, maior será a interação. CH 3 CH 3 CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -CH 3 CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -CH 3 CH 3 -C-CH 3 CH 3 CH 3 -C-CH 3 CH 3 CH 20

21 Forças Intermoleculares 4. Pontes de Hidrogênio Ligação Hidrogênio: ocorre entre átomos de hidrogênio ligados a elementos como o oxigênio, flúor ou nitrogênio, com átomos de O, N ou F de outras moléculas. Esta interação é a mais intensa de todas as forças intermoleculares 21

22 Forças Intermoleculares 4. Pontes de Hidrogênio H Ocorre quando existe um átomo de H deficiente em elétrons e um par eletrônico disponível (principalmente em grupos - OH e - NH ). H O H H O H O H O H O H H H 22

23 Forças Intermoleculares 4. Pontes de Hidrogênio Quando um átomo de hidrogênio liga- se por covalência a um átomo mais eletronegativo mantém uma afinidade residual por outro átomo eletronegativo, apresentando uma tendência à carga positiva. Por exemplo, um átomo de hidrogênio (receptor de elétrons) pode atuar como uma ponte entre dois átomos de oxigênio (doador de elétrons), ligando- se a um deles por ligação covalente e ao outro por forças eletrostáticas. 23

24 Forças Intermoleculares 4. Pontes de Hidrogênio - Água Água A água, deve possuir um tipo de interação diferenciado. O que acontece é que os hidrogênios ligados ao oxigênio é que formam o lado "positivo" do dipolo permanente desta molécula. O átomo de hidrogênio é formado por apenas um próton e um elétron. Como o elétron é fortemente atraído pelo oxigênio, na água, este próton encontra-se desprotegido. A água possui, então, um dipolo bastante forte, com uma das cargas (positiva) bastante localizada. Este próton pode interagir com as regiões negativas (o oxigênio) de outras moléculas de água, resultando em uma forte rede de ligações intermoleculares. 24

25 2. Ligações Químicas A ligação de hidrogênio A ligação de hidrogênio pode ser de dois tipos: intramolecular- Nesse caso a configuração espacial da molécula é favorável à formação da ligação entre um grupo doador e um receptor de prótons dentro da própria molécula. Intermolecular- Envolve o grupo doador de prótons de uma molécula e o grupo receptor de prótons de outra molécula. 25

26 Forças Intermoleculares 4. Pontes de Hidrogênio Como conseqüência das fortes interações intermoleculares, a água apresenta algumas propriedades especiais. Alguns insetos, por exemplo, podem andar sobre ela. Uma lâmina de barbear, se colocada horizontalmente, também flutua na água. Isto deve- se à tensão superficial da água. 26

27 4. Pontes de Hidrogênio Conceitos para Relembrar V: Tensão Superficial da Água: uma propriedade que faz com o líquido se comporte como se tivesse uma membrana elástica em sua superfície. Este fenômeno pode ser observado em quase todos os líquidos, e é o responsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do líquido. A razão é que as moléculas de água interagem muito mais fortemente com suas vizinhas do que com as moléculas do ar, na interface. As moléculas que estão no interior da gota, por exemplo, interagem com outras moléculas em todas as direções; as moléculas da superfície, por outro lado, interagem somente com moléculas que estão nas suas laterais ou logo abaixo. 27

28 4. Pontes de Hidrogênio Tensão Superficial 28

29 Resumo Ligações Intermoleculares ou Ligações de Van der Waals, ou Forças de Van der Waals : I - atração dipolo induzido: dipolo induzido ou forças de dispersão de London II- atração dipolo induzido: dipolo permanente III - atração dipolo permanente: dipolo permanente IV - ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio -> Substâncias apolares estabelecem somente ligações intermoleculares I. -> Substâncias polares sem ligações H - F, O - H e N - H estabelecem ligações intermoleculares I e II. -> Substâncias polares com ligações H - F, O - H e N - H estabelecem ligações intermoleculares I e IV. Quanto maior for o tamanho da molécula, mais fortes serão as forças de dispersão de London. 29

30 Resumo Hierarquia das Forças Intermoleculares: Ponte de Hidrogênio > força dipolo-dipolo > força dipolo-dipolo induzido > força dip.induz.-dipolo induzido PH >> DD>> DDI > DIDI 30

31 Resumo Os valores da eletronegatividade são determinados quando os átomos estão combinados. Por isso, para os gases nobres, que em condições normais são inertes, não apresentam valor de eletronegatividade. 31

32 Ponto de Ebulição Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, mais elevada será a temperatura de ebulição. Quanto mais esférica for a molécula, menor será seu ponto de ebulição, já que as forças de Van der Waals são mais eficientes quanto maior for a superfície de contato. 32

33 Ponto de Ebulição A água tem comportamento excepcional quando comparado aos pontos de ebulição de substâncias moleculares semelhantes. Podemos notar que, caso a água mantivesse a linearidade do gráfico, sendo essa linearidade ditada pela massa molecular dos compostos da mesma família, teria um ponto de ebulição próximo de -100 oc. Caso isso fosse verdade, a Terra não teria lagos, rios ou oceanos, e a água existiria na Terra somente no estado gasoso, mesmo nos pólos do Norte e Sul! 33

34 Ponto de Ebulição Ao contrário da água, o sulfeto de hidrogênio, bem como H 2 Se e o H 2 Te, são incapazes de formar ligações intermoleculares fortes. Ligações de hidrogênio só são encontradas nas moléculas que contêm os elementos mais eletronegativos, como o flúor, o oxigênio e o nitrogênio. As propriedades das substancias com ligação H-X de polaridade elevada, semelhante à da água, como a amônia e o fluoreto de hidrogênio, são também influenciadas pelas ligações de hidrogênio, e muitas de suas propriedades, nos estados sólidos e líquidos, resultam das interações dipolo-dipolo entre suas moléculas. 34

35 Ponto de Fusão As substâncias iônicas tem P.F, P.E elevados e são geralmente sólidas porque os cátions e os ânions se atraem fortemente e a dificuldade de afastar os cátions e os ânions se traduz na dificuldade de fundir e de ferver as substâncias iônicas. Pelo contrário, as substâncias orgânicas são em geral covalentes e freqüentemente apolares; em conseqüência tem P.F e P.E. baixos e são geralmente líquidos ou gases. 35

36 Solubilidade A solubilidade é largamente afetada pela estrutura química dos compostos, sendo que o grau de solubilidade em água dos éteres glicólicos varia de acordo com o comprimento da cadeia do grupo alquila e o número de átomos de oxigênio presentes na molécula. "O semelhante dissolve o semelhante. Substância polar dissolve substância polar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de substância apolar. Substância apolar dissolve substância apolar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de substância polar. Água água/ solvente solvente 36

37 Solubilidade Um cubo de açúcar contém muitas moléculas e elas são mantidas unidas pelas pontes de hidrogênio (imagem a esquerda). Quando um cubo de açúcar dissolve, cada molécula permanece intacta. A molécula estabelece pontes com as moléculas de água e desfaz as pontes com as outras moléculas de açúcar. Por outro lado, o sal em solução transforma-se em íons (imagem a direita), como o cátion Na+ e o ânion Cl-. A solubilidade dessas substâncias só é possível devido a afinidade eletrônica existente entre o soluto (açúcar e o sal) e o solvente (a água). 37

38 Solubilidade Existem basicamente dois meios de substância no que diz respeito a polaridade: polares e apolares. O termo "polar" nos dá a idéia de opostos, onde um dado ponto é negativo e o outro é positivo. Isso é resultado da diferença de contribuição na ligação entre elementos químicos diferentes. O mais eletronegativo atrai para perto de si o par de elétrons que estabelece a ligação com o outro átomo. Um exemplo de substância polar é água, considerada um solvente universal. 38

39 Solubilidade A água é um excelente solvente polar para compostos orgânicos polares de baixo peso molecular, como o metanol, etanol, ácido fórmico, ácido acético, dentre outros. Possuindo um dipolo bastante acentuado, atrai por eletrostática o dipolo da outra molécula, de forma a potencializar a solubilização. Porém, essas moléculas orgânicas possuem uma parte polar, solúvel em água e uma parte apolar, insolúvel em água. 39

40 Solubilidade A medida que aumenta-se o número de carbonos no grupo dos álcoois e ácidos carboxílicos por exemplo, a solubilidade, em meio aquoso vai diminuindo. É por isso que quando misturamos água com, por exemplo, butanol, constituído de 4 carbonos, a solubilidade em água diminui bastante, aparecendo claramente duas fases distintas indicando que as substâncias não são completamente miscíveis, mas sim parcialmente. 40

41 Hidrocarbonetos Quanto maior o n.º de Carbonos maior o PM (peso molecular), maior o PF (ponto de fusão) e PE (ponto de ebulição) Dois hidrocarbonetos de mesmo nº de C, quanto menos ramificada, maior a superfície de contato, maior PF e PE. Não são polares, não são solúveis em água ( ou são pouco solúveis), são solúveis em solventes orgânicos. 41

42 Hidrocarbonetos São menos denso que a água. PF e PE dos compostos cíclicos são maiores que dos não cíclicos. PE e PF dos alcenos são maiores que dos alcanos correspondentes. 42

43 Álcoois Formam pontes de Hidrogênio entre si (tem - OH) Quanto maior o PM maior o PE. PE (álcool) > PE (Hidrocarboneto correspondente) ( devido às pontes de Hidrogênio ) Quanto maior o PM, menor a solubilidade em água (os primeiros álcoois são solúveis em água pois são polares e formam pontes de Hidrogênio c/ a água). 43

44 Éter Não formam pontes de Hidrogênio entre si (só tem força dipolo-dipolo). ( R - O - R ) por isso tem baixo PE e PF. Quanto maior o PM, maior PE Muito pouco solúveis em água (devido à força dipolo) PE (álcool) > PE (éter) > PE (Hidrocarboneto de PM correspondente) 44

45 Ácidos Carboxílicos ( - COOH ) são polares (tem FVW, força dipolo e pontes de H entre si e com a água) Os 4 primeiros ácidos são solúveis em água devido à polaridade e às pontes de H PE (ácidos) > PE (álcoois) > PE (aldeídos e cetonas) > PE (éter) > PE (Hidrocarboneto Correspondente) 45

46 Aldeídos e Cetonas (C = O) são polares (força dipolo-dipolo) Aldeídos e Cetonas de baixo PM são solúveis em água (os outros são insolúveis) PE (álcoois) > PE (aldeídos e cetonas) > PE (Hidrocarboneto Correspondente) ( pontes de H ) ( força dipolo ) 46

47 Éster e Cloretos de Ácidos São compostos polares (força dipolo) Tem PE próximos ao PE dos aldeídos e cetonas correspondentes Amidas e Aminas São polares pois formam pontes de H ( entre o N e o H ), são solúveis em água 47

48 Densidade As substâncias Orgânicas são, em geral pouco densas (tem densidade menor que da água) por este motivo quando insolúveis em água essas substâncias formam uma camada que flutua sobre a água, como acontece com a gasolina, o éter comum, o benzeno, etc. Substâncias orgânicas contendo um ou mais átomos de massas atômicas elevadas podem ser mais densas que a água, exemplo CHBr 3 é três vezes mais denso que a água. 48

49 e Químicas dos Compostos Orgânicos 49

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