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.: H2
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
HCl
H2O
NH3
CH2Cl2
polares:
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.: O2,
H2...)
 átomos ligados ao elemento central iguais,

independentemente da sua geometria
.
Exemplo de moléculas apolares:
CO2
CH4
BH3
C4H10(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.
CH 3
CH 3-CH2-CH2-CH2-CH3
CH 3-CH2-CH2-CH2-CH3
CH -CH -CH -CH -CH
CH 3-C-CH 3
CH 3
CH 3-C-CH3
CH 3
CH 3
CH 3
CH
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 ).
H
O
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
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
(C12H22O11) e do sal (cloreto de
sódio (NaCl) em água (H2)
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 )
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
correspondentes
PE dos aldeídos e cetonas
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.
Viscosidade

Quanto maior a polaridade de uma molécula,
maior será sua viscosidade
Comparando a gasolina e a glicerina:
A glicerina apresenta:
 Maior polaridade
 Maior temperatura de ebulição
 Maior solubilidade em água
 Menor volatilidade
 Maior viscosidade
glicerina
gasolina