Propriedades Físicas de Compostos Orgânicos

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

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.

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.

Propriedades Físicas

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.

Polaridade
 Molécula polar - A soma

 Molécula apolar - 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.

vetorial, dos vetores de
polarização é nula.
 Nas moléculas apolares, a
carga eletrônica está
uniformemente distribuída,
ou seja, não há
concentração.


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: O2, N2, Cl2. Mas não é necessário serem dois
átomos iguais para haver apolaridade, como por exemplo
dos compostos alcanos.

Polaridade
 A distribuição espacial dos átomos que formam uma molécula

depende das propriedades químicas e do tamanho destes.
Quando muito eletronegativos os átomos formam ligações
geralmente covalentes, pois apresentam aspecto equilibrado e
simétrico.
 Se houver maior afinidade sobre os elétrons compartilhados, a
distribuição espacial é deformada e modificam-se os ângulos
da ligação, que passa a ser polar.
 No caso das substâncias iônicas, é nítida a diferença no que se
refere à força de atração entre os elétrons, estes se deslocam
de um átomo para outro. No caso do sal de cozinha, (cloreto de
sódio - NaCl), no estado sólido, consiste de íons positivos de
sódio e íons negativos de cloro. As forças elétricas existentes
entre esses íons formam os seus cristais.

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.


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.


Polaridade
Tabela de Eletronegatividade


Forças Intermoleculares
 Forças intermoleculares são as  Forças intermoleculares

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


 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


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.


“Lagartixa de Van der Walls”
 Lagartixa van der WaalsUma dúvida cruel tem

atormentado muitos cientistas: como, de fato, a lagartixa
consegue caminhar pelas paredes, mesmo no teto?
Alguns sugeriram que suas patas possuissem
microventosas. Entretanto, todas as tentativas de se provar
a existência de tais ventosas falharam: as lagartixas
possuem tal comportamento mesmo sob vácuo ou sobre
uma superfície muito lisa e molhada.
Em 1960, o alemão Uwe Hiller sugeriu que um tipo de
força atrativa, entre as moléculas da parede e as
moléculas da pata da lagartixa, fosse a responsável. Hiller
sugeriu que estas forças fossem as forças intermoleculares
de van der Waals. Tudo bem que elas mantenham
moléculas unidas, mas... uma lagartixa? Poucos deram
crédito à sugestão de Hiller. Até que, em um exemplar
recente da revista Nature, Autumn escreveu o artigo "Full,
Adhesive force of a single gecko foot-hair" (Autumn, K.
et al., Nature 405, 681-685 (2000)), trazendo evidências
de que, de fato, são forças intermoleculares as
responsáveis pela adesão da pata da lagartixa à parede.
Mais precisamente entre a superfície e as moléculas dos
"setae", pelos microscópicos que cobrem as patas das
lagartixas.

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.

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.

O

CH3
+
1.δDipolo – Dipolo

H 3C
+
δ

δ

 Note que o oxigênio é mais

-

O
CH 3
δ+

H3C
+
δ

δ

-

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).

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.


 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.


 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-CH2-CH2-CH2-CH3

CH 3-C-CH3
CH 3

CH3-CH2-CH2-CH2-CH3

CH 3

CH 3-C-CH3
CH 3

 Em um determinado instante, o centro

de carga negativa dos elétrons e de
carga positiva do núcleo atômico
poderia não coincidir. Esta flutuação
eletrônica poderia transformar as
moléculas apolares, tal como o
benzeno, em dipolos tempodependentes, mesmo que, após um
certo intervalo de tempo, a polarização
média seja zero. Estes dipolos
instantâneos não podem orientar-se
para um alinhamento de suas
moléculas, mas eles podem induzir a
polarização das moléculas adjacentes,
resultando em forças atrativas.


3. 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.


H

 Ocorre quando existe um

O

átomo de H deficiente
em elétrons e um par
eletrônico disponível
(principalmente em
grupos -OH e -NH ).

H

O

O
H

H

H

O
O
H


H

H

H

H

 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

Forças Intemoleculares
3. 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.


 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.


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.
 Este “desbalanço” de forças intermoleculares faz com que estas
moléculas, da superfície, sejam atraídas para o interior do líquido. Para se
remover estas moléculas da superfície é necessário uma certa quantidade
mínima de energia - a tensão superficial. Para a água, isto corresponde a
0,07275 joules/m2, a 20oC. Líquidos orgânicos, como o benzeno ou o
tolueno, tem valores menores de tensão superficial, já que suas interações
intermoleculares são mais fracas.

Tensão Superficial


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 permanente: dipolo permanente
III - 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 III.
 Quanto maior for o tamanho da molécula, mais fortes serão as
forças de dispersão de London.

Resumo
 Hierarquia das Forças Intermoleculares:

Ponte de Hidrogênio é uma força > força dipolodipolo > força dipolo-dipolo induzido
PH >> DD>> DDI


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.

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.


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 C!. 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!


Ponto de Ebulição
 Ao contrário da água, o sulfeto de

hidrogênio, bem como H2Se e o H2Te,
são incapazes de formar ligações
intermoleculares fortes. Ligações de
hidrogênio, de forma apreciável, 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.


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.

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. Porém, isômeros podem apresentar diferenças.
 "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”


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).

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.


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.


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.


Solubilidade


Vimos que a água é um ótimo solvente
polar e, para compostos orgânicos polares de
baixo peso molecular, também é um bom
solvente. As ligações estabelecidas entre a água
e o composto orgânico gera um fenômeno muito
interessante, o qual pode ser realizado sem
muitos equipamentos específicos de um
laboratório. 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.


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.
 Não são polares, não são solúveis em água ( ou são
pouco solúveis), são solúveis em solventes orgânicos.

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.

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).

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 ( maior FVW)
 Muito pouco solúveis em água (devido à força dipolo)
 PE (álcool) > PE (éter) > PE (Hidrocarboneto de PM
correspondente) ( pontes de H )
( FVW )

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)

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 )

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

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 CHBr3 é três
vezes mais denso que a água.

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