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    Propriedades fisicas dos comp. org. Propriedades fisicas dos comp. org. Presentation Transcript

    • 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
      • densidade
      • viscosidade .
    • 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.
    • 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 .
    • 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)
    • 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.
    • Exemplo de moléculas polares : HCl H 2 O NH 3 CH 2 Cl 2
    • 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 .
    • Exemplo de moléculas apolares :
      • CO 2 CH 4
      • BH 3
      • C 4 H 10 (gás butano)
      • Obs.: Todos os óleos e gorduras são apolares.
    • 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.
    • Forças Intermoleculares
      • Dipolo-dipolo (ou Dipolo permanente - Dipolo permanente)
      • Pontes de Hidrogênio ou Ligação de Hidrogênio
      • Forças de Van der Waals de London Dipolo-dipolo induzido (ou Dipolo induzido – Dipolo induzido)
    • 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.
    • 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.
    • “ Lagartixa de Van der Walls”
      • Lagartixa van der Waals
      • Uma dúvida cruel tem atormentado muitos cientistas: como, de fato, a lagartixa consegue caminhar pelas paredes, mesmo no teto? 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.
      • 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.
    • Forças Intermoleculares 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.
      • Ocorre quando existe um átomo de H deficiente em elétrons e um par eletrônico disponível (principalmente em grupos -OH e -NH ).
      • 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
      • 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.
      • Hierarquia das Forças Intermoleculares:
      • Ponte de Hidrogênio é uma força >
      • força dipolo-dipolo >
      • força dipolo-dipolo induzido
      • PH >> DD>> DDI
      Propriedades Físicas
    • 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.
      • 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 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
      • "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.
      • 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.
      • 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
      • 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 da sacarose (açúcar (C 12 H 22 O 11 ) e do sal (cloreto de sódio (NaCl) em água (H 2 )
    • Hidrocarbonetos
      • Quanto maior o n.º de C arbonos 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 )
    • 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 CHBr 3 é três vezes mais denso que a água.
    • Viscosidade
      • Quanto maior a polaridade de uma molécula, maior será sua viscosidade
      • Comparando a gasolina e a glicerina:
      • A glicerina apresenta : glicerina gasolina
      • Maior polaridade
      • Maior temperatura de ebulição
      • Maior solubilidade em água
      • Menor volatilidade
      • Maior viscosidade