Química Orgânica I
Formas de representação de moléculas
orgânicas e interações intermoleculares
Aula 3
Profa. Alceni Augusta Werle
Profa Tânia Márcia Sacramento Melo
2- Formas de representação de moléculas orgânicas
Fórmula química
• Maneira que os químicos possuem de representar a
constituição das moléculas.
2.1 - Fórmula empírica
• Indica o tipo de átomos que formam uma molécula e a
proporção em que se encontram.
Ex.:
CH2
CH3
C6H12O6
2
2.2 - Fórmula molecular
• Indica o tipo e a quantidade de átomos que formam uma
molécula. (Não indica a maneira pela qual os átomos estão
ligados, nem a disposição desses no espaço.)
Ex.:
C2H4
C2H6
CH2O
2.3 - Fórmula estrutural
• Fornece a ordem de ligação (conectividade) dos átomos.
• Existem várias maneiras de representar as fórmulas
estruturais de compostos orgânicos. Ex.: Para um
composto com fórmula molecular C3H8
3
H H H
H C C C H
H3CCH2CH3
H H H
Fórmula de traços
Fórmula condensada
Fórmula de linhas
• Considerando a fórmula molecular C4H10O, têm-se as
seguintes possibilidades de fórmula estrutural:
H H H H
H C C C C H
H H OH H
H3CCH2CH(OH)CH3
OH
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• Compostos cíclicos (fórmula de traços e fórmula de linhas)
CH2
CH2
Cl
CH CH
CH3
Cl
2.4 - Fórmulas tridimensionais
• Fornece informação sobre como os átomos de uma
molécula estão arranjados no espaço.
5
6
Isômeros: a importância das fórmulas estruturais
Isômeros: compostos diferentes que têm a mesma fórmula
molecular.
Exemplo: Dois compostos isoméricos com fórmula molecular C2H6O
Temperatura
de ebulição em °C
Temperatura de
fusão °C
Reação com Na0
C2H6O
C2H6O
78.5
–24.9
–117.3
–138
Libera H2
Não reage
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Dois compostos diferentes na conectividade de seus átomos
H
H
H
C
C
H
H
H
O
H
H
C
H
Álcool etílico
H
O
C
H
H
Éter dimetílico
São isômeros constitucionais
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Isômeros constitucionais
• Têm a mesma fórmula molecular, mas diferentes
conectividades dos átomos (diferentes fórmulas estruturais).
Para o composto de fórmula molecular
identificamos os seguintes compostos:
C4H8O,
OH
OH
O
O
O
O
OH
O
O
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3- Polaridade das ligações covalentes e das moléculas
Tipos de ligação covalente:
3.1 – Ligação covalente APOLAR
• Ocorre entre átomos que
eletronegatividade iguais.
apresentam
valores
de
10
3.2 – Ligação covalente POLAR
• Ocorre entre átomos de eletronegatividades diferentes.
• Quanto mais eletronegativo for o átomo mais fortemente
ele atrairá os elétrons.
Dipolo
gerando um
momento
dipolo (µ)
Extremidade
positiva
Extremidade
negativa
11
3.2.1 - Momento de dipolo da ligação
• Uma ligação polar possui uma extremidade positiva e uma
negativa.
•A magnitude dessa polarização é denominada de momento
dipolar ou momento de dipolo (µ), dado pela seguinte fórmula:
Momento de dipolo (D) = µ = e x d (µ em Debye)
(e): magnitude da carga no átomo, em Coulomb
(d): distância entre os polos, em metro
µ= momento de dipolo ( a unidade mais usada é Debye,
e seu valor no SI é de 3,33564 x 10-30 C/m)
12
13
3.2.2 – Momento de dipolo da molécula
•
Moléculas poliatômicas - o momento de dipolo será a resultante da
soma vetorial dos momentos de dipolo de todas as ligações.
• Moléculas POLARES ( µ ≠ 0 )
- Átomos de eletronegatividades diferentes, cujos momentos de dipolo
NÃO se anulam.
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• Moléculas APOLARES ( µ = 0 )
- Átomos de mesma eletronegatividade.
- Átomos de eletronegatividades diferentes, cujos momentos de dipolo se
anulam
GEOMETRIA da molécula.
Mapa de potencial eletrostático
Vermelho < alaranjado < amarelo < verde < azul
Mais negativo
Mais positivo
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Éter dimetílico
• Existem moléculas formadas por ligações polares, mas que são
apolares (possuem μ = 0).
Fórmula
µ(D)
Fórmula
µ(D)
H2
0
CH4
O
Cl2
0
CH3Cl
1,87
HF
1,91
CH2Cl2
1,55
HCl
1,08
CHCl3
1,02
HBr
0,42
CCl4
0
HI
0,42
NH3
1,47
BF3
0
NF3
0,24
CO2
0
H2O
1,85
Observar geometria
das moléculas
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4- Propriedades físicas e forças intermoleculares
O conhecimento das propriedades físicas como
temperatura de ebulição, temperatura de fusão, e
solubilidade em determinados solventes, são de suma
importância.
Todas essas propriedades dependem diretamente de
forças intermoleculares tais como: interação dipolo-dipolo
permanente e dispersões de London (forças de Van der
Waals).
Essas forças são indiscutivelmente
comparadas às ligações covalentes.
mais
fracas
17
Tipos de forças intermoleculares:
- Íon-íon
- Íon-dipolo
- Dipolo-dipolo permanente
- Ligação de hidrogênio
- Dispersão de London (forças de Van der Waals)
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4.1 - Força íon-íon
• Mantém os íons unidos no estado cristalino.
• São forças eletrostáticas de rede fortes.
• É necessário grande energia térmica para separar os
íons.
fusão
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4.2 - Força íon-dipolo
• Atração entre íons e moléculas polares.
• Presentes em solução contendo íon e solvente polar
prótico (água e álcoois). Exs.: Solução aquosa de NaCl
e acetato de sódio.
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4.3 - Força dipolo-dipolo
Moléculas POLARES (μ ≠ 0)
↓
Distribuição não-uniforme dos elétrons na molécula.
Orientação das extremidades atrativas
21
4.4 - Ligação de hidrogênio
• As ligações de hidrogênio aparecem em muitos sistemas
químicos e biológicos e exercem neles uma grande
influência estrutural. Devido a isso seu estudo passou a
ser muito importante no entendimento e racionalização
da pesquisa dentro desses sistemas.
• Uma definição é dada por Desiraju, que diz que uma
ligação de hidrogênio, X-H....A é uma interação onde um
átomo de hidrogênio é atraído por dois átomos, X e A, e
que o átomo de hidrogênio atua como ponte entre esses
dois.
• Outra definição: Uma interação X-H.....A é chamada de
ligação de hidrogênio: i) se isso constitui uma ligação local;
e ii) se X-H atua como próton doador para A.
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Ligação de Hidrogênio: energias x força
23
• A ligação de hidrogênio é representada por uma linha
pontilhada, e sua força tem intensidade da ordem de 4 a 40
kJ/mol, como pode ser observado nos exemplos a seguir:
Os éteres, apesar de possuírem átomo de
oxigênio, não têm hidrogênios ligados
covalentemente ligados a ele, portanto, duas
moléculas de éteres não são capazes de unir
através de ligação de hidrogênio, como ocorre
nos álcoois.
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• Dois tipos de ligação de hidrogênio:
– Intramolecular (ocorre na mesma molécula);
– Intermolecular (ocorre entre duas moléculas).
• Intramolecular com formação de anéis de 5 ou 6 membros.
O–
O
N+
H
O–
O
N+
O
peb: 279oC
pf: 113oC
peb: 214oC
pf: 45oC
OH
O
HO
O
H
2,3-pentanodiol
peb:188oC
H
OH
1,5-pentanodiol
peb:238oC
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4.5-Dispersão de London
Moléculas APOLARES (µ = 0)
↓
Movimento de elétrons
↓
Dipolo TEMPORÁRIO
Dipolos INDUZIDOS (atrativos) nas moléculas vizinhas
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Influência da superfície na dispersão de London
• A dispersão de London (força de Van der Waals) atua
somente a distâncias muito pequenas. Ela será maior
quanto maior for a área de contato entre as moléculas.
• Para alcanos de mesmo nº de átomos de carbono, a
temperatura de ebulição diminui com o aumento da
ramificação da cadeia. Ex.:
36oC
28 oC
9,5 o
27
Interações intermoleculares: propriedades físicas
Composto
Massa molar
Pe. (ºC)
58
0
Força intermolecular
predominante
Van der Waals
H3COCH2CH3
60
8
Dipolo-dipolo
H3CCOCH3
58
54
Dipolo-dipolo
H3CCH2CH2CH2OH
60
98
Ligação de hidrogênio
60
118
Ligação de hidrogênio
H3CCH2CH2CH3
H3CCO2H
28
4.6 - Solubilidade
• Depende da interação entre as moléculas do solvente e do
soluto.
Solúvel em H2O
H
H
O
OH
ligação de hidrogênio
Insolúvel em H2O
No processo de dissolver, as moléculas ou
íons devem ser separados uns dos outros, e
energia deve ser fornecida para ambas as
mudanças. A energia requerida para romper
o
retículo
cristalino
ou
atrações
intermoleculares ou interiônicas vem da
formação de novas forças atrativas entre o
soluto e o solvente.
OH
parte hidrofílica
parte hidrofóbica
•Hidrofóbico: quer dizer incompatível com a água (hidro = água e fóbico =
fobia);
• Hidrofílico: quer dizer compatível como a água (fílico = busca).
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