PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS

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1 PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS As propriedades físicas dos compostos orgânicos podem ser interpretadas, e muitas vezes até previstas, a partir do conhecimento das ligações químicas que unem os átomos de suas moléculas e das forças que agem entre elas, chamadas de forças intermoleculares. Elas também permitem identificar as substâncias e determinar suas aplicabilidades. ponto de fusão ponto de ebulição solubilidade

2 SOLUBILIDADE DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS Líquidos miscíveis e imiscíveis: dois ou mais líquidos são miscíveis quando um se dissolve completamente no outro, exemplo: água e álcool, gasolina e querosene. A solubilidade depende da polaridade. Substância polar dissolve substância polar. Exemplo: água e álcool etílico. Substância apolar dissolve em substância apolar. Exemplo: gasolina e querosene. Substância polar não dissolve substância apolar. Exemplo: água e gasolina. Lembram da regra: SEMELHANTE DISSOLVE SEMELHANTE??? Obs.: Essa regra não abrange rigorosamente todos os casos.

3 Polaridade das ligações e das moléculas As moléculas podem apresentam pólos + e -. Essa característica depende da diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados, e da geometria molecular.

4 Vetor momento dipolar Quando existe diferença de eletronegatividade entre dois átomos que estabelecem ligação covalente, a ligação é polar porque ocorre a formação de uma carga elétrica negativa δ (próxima ao átomo mais eletronegativo) e de uma carga elétrica positiva δ + (próxima ao átomo menos eletronegativo). Ex.: H 2 H H (átomos iguais = eletronegatividade _ molécula apolar) Ex.: HCl H Cl (átomos diferentes eletronegatividade molécula polar)

5 MOLÉCULAS POLARES São moléculas com distribuição assimétrica de suas cargas ao redor do átomo central apresentando a formação de pólos. Seu momento dipolar é diferente de zero, sendo solúveis na água. Uma molécula será POLAR se apresentar : Átomos diferentes (moléculas com 2 átomos) átomos ligados ao elemento central diferentes, independentemente da sua geometria. caso os átomos ligados ao elemento central forem iguais, a geometria deve ser angular ou trigonal piramidal.

6 Exemplo de moléculas polares: HCl H 2 O NH 3 CH 2 Cl 2

7 Moléculas Apolares São moléculas com distribuição simétrica de suas cargas ao redor do átomo central, sem a formação de pólos. Apresenta momento dipolar igual a zero (μ = 0). Uma molécula será apolar quando apresentar : Átomos iguais ( formadas por 2 átomos; ex.: O 2, H 2...) átomos ligados ao elemento central iguais, independentemente da sua geometria.

8 Exemplo de moléculas apolares: CO 2 CH 4 BH 3 C 4 H 10 (gás butano) Obs.: Todos os óleos e gorduras são apolares.

9 Forças Intermoleculares Forças de Van der Waals Moléculas polares: Dipolo permanente - Dipolo permanente ou dipolo - dipolo Moléculas apolares: dipolo induzido dipolo induzido ou Forças de London Pontes de Hidrogênio ou Ligação de Hidrogênio Moléculas com as ligações H F, H O ou H - N

10 Moléculas polares: Forças Intermoleculares Forças de Van Der Waals Dipolo permanente dipolo permanente Dipolo - dipolo

11 Forças Intermoleculares Forças de Van Der Waals Moléculas apolares: Dipolo induzido dipolo induzido (dipolo temporário dipolo temporário) (dipolo instantâneo dipolo instantâneo) Forças de London

12 Hidrocarbonetos são APOLARES. Nesta situação (interação dipolo induzido-dipolo induzido) o que importa é a área superficial. Quanto maior for esta área, maior será a interação (para um mesmo números de átomos de carbono) 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 3 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -CH 3 CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -CH 3 CH 3 CH 3 -C-CH 3 CH 3 CH 3 -C-CH 3

13 Forças Intermoleculares Pontes de Hidrogênio Ocorre quando há ligação do hidrogênio com um átomo altamente eletronegativo: H F H O H - N

14 Ocorre quando existe um átomo de H deficiente em elétrons e um par eletrônico disponível (principalmente em grupos -OH e -NH ). H H O O O H H H H O H O H H H

15 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

16 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.

17 Hierarquia das Forças Intermoleculares: Ligação de Hidrogênio > força dipolo-dipolo > força dipolo-dipolo induzido PH >> DD>> DDI Propriedades Físicas

18 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.

19 A água tem comportamento excepcional quando comparado aos pontos de ebulição de substâncias moleculares semelhantes.

20 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 frequentemente apolares; em consequência tem P.F e P.E. baixos e são geralmente líquidos ou gases.

21 Solubilidade "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.

22 Vimos que a água é um ótimo solvente polar e, para compostos orgânicos polares de baixo peso molecular, também é um bom solvente. Podemos notar que tanto o etanol como o ácido propanóico possuem no mínimo uma ligação acentuadamente polar em suas moléculas, de forma a potencializar uma solubilidade em meio aquoso. No caso do álcool, a parte apolar não possui influência negativa na solubilidade em meio polar, já o ácido propanóico, com sua parte da molécula apolar, compromete a solubilidade total de composto em água. Mesmo assim, perceba que o número de pólos no ácido é maior do que no etanol.

23 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.

24 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).

25 Solubilidade da sacarose (açúcar (C 12 H 22 O 11 ) e do sal (cloreto de sódio (NaCl) em água (H 2 O)

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

27 Hidrocarbonetos São menos densos 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.

28 Nome do alcano Fórmula do Alcano Grupo alcoil Fórmula do grupo alcoil P.F. ( C) P.E. ( C) metano CH 4 metil(a) CH etano C 2 H 6 etil(a) C 2 H propano C 3 H 8 propil(a) C 3 H butano C 4 H 10 butil(a) C 4 H ,6 pentano C 5 H 12 pentil(a) C 5 H hexano C 6 H 14 hexil(a) C 6 H heptano C 7 H 16 heptil(a) C 7 H octano C 8 H 18 octil(a) C 8 H

29 Álcoois Formam pontes de Hidrogênio entre si (tem - OH) Quanto maior o PM maior o PE ( maior a FVW). 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).

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32 Éter São polares, tem força dipolo-dipolo). ( R - O - R ) por isso tem baixo PE e PF. Quanto maior o PM, maior PE ( maior FVW) Muito pouco solúveis em água (devido à força dipolo) PE (álcool) > PE (éter) > PE (Hidrocarboneto de PM correspondente) ( pontes de H )

33 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)

34 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 ) ( FVW )

35 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.

36 Substância Fórmula Massa molar Temperatura de Ebulição (ºC) Propano CH 3 CH 2 CH ºC Metoximetano CH 3 O CH ºC Etanal CH 3 CHO ºC Etanol CH 3 CH 2 OH ºC