Entende-se por propriedades físicas dos compostos orgânicos as constantes físicas como temperatura de fusão, temperatura de ebulição, densidade, solubilidade etc. Colégio Santo Antônio Belo Horizonte Propriedades As propriedades físicas dos compostos orgânicos estão relacionadas ou são determinadas pelas suas estruturas. Físicas e Químicas dos Compostos Orgânicos • • • • Massa molecular Interações intermoleculares Polarizabilidade Polaridade das moléculas Prof. Robson Araújo! Temperatura de ebulição de alcanos de cadeia normal MM 16 30 44 58 72 86 heptano 50,5 95 -50 etano -100 -40 -60 -150 metano -80 200 0 142 -20 170 250 50 propano 0 dodecano 100 hexano 20 156 150 octano butano 34 142 decano pentano 40 Temperatura de ebulição 128 undecano 60 CH3F ..MM = 34 u..... TE = -78,4 ºC CH3Cl..MM = 50,5 u ..TE = -23,8 ºC CH3Br .MM = 95 u .....TE = 3,6 ºC CH3I.....MM = 142 u ...TE = 42,5 ºC 114 nonano Temperatura de ebulição dos haloalcanos em função da massa molecular Exemplo 1: haloalcanos 100 Temperatura de ebulição • É um fator importante na determinação da TF e TE de uma substância (mas devemos tomar cuidado com interações intermoleculares relativamente muito fortes). • Regra geral: “Quanto maior a massa molecular, maior a TF e TE de uma substância”. • Relação com a energia cinética: Ec = 1/2. m. v2. -200 -100 Massa molecular Interações intermoleculares Em substâncias com massas moleculares próximas, a TF e TE será tanto maior quanto mais forte for a interação intermolecular. Geralmente, para massas moleculares próximas: dipolo induzido < dipolo-dipolo < ligações de hidrogênio Generalização: amida > ácido carboxílico > álcool > cetona > aldeído > amina > haleto > éter > hidrocarboneto H H H H H H O H C C C H H C C H H H H Propano CH3CH2CH3 MM = 44 u TE = -43 ºC dipolo induzido H Etanal CH3CHO MM = 44 u TE = 20 ºC dipolo-dipolo H C C OH H H Etanol CH3CH2OH MM = 46 u TE = 78 ºC ligações de hidrogênio de van der Waals ou dipolo induzido ou forças de London Moléculas apolares ou de gases nobres (hidrocarbonetos) Dipolo-dipolo Ligações de hidrogênio Moléculas polares (cetonas, aldeídos, éteres..) Moléculas polares hidrogenadas e que possuem F, O, N ligado ao hidrogênio - + + - + + - + + - + + - + + - + + - + + - + + 䚛 Essas interações são anomalamente mais fortes que as demais. 䚛 Encontramos essas ligações nos álcoois, ácidos carboxílicos, fenóis, aminas, amidas, etc. F O N Ligações de hidrogênio H Intermolecular H Intramolecular H C Intermolecular Intramolecular O H H O • Quanto maior a molécula, maior o número de elétrons e maior será a sua polarizabilidade. E quanto maior a polarizabilidade, maior a interação entre as moléculas, as forças de atração serão mais fortes, e a TF e a TE maiores. • Este fator é útil para análise de isômeros de cadeia por causa da ramificação. • Geralmente quanto maior o número de ramificações de uma cadeia carbônica, menor a TF e TE de uma substância Pentano 2-metil-butano 2,2-dimetil-propano H H C H H Aumenta a temperatura de fusão e de ebulição Diminui a temperatura de fusão e de ebulição Definição de polarizabilidade: “A suscetibilidade da nuvem eletrônica de uma molécula não carregada em se distorcer pela influência de uma carga elétrica” (Solomons, p. 697). Observe as temperaturas de ebulição entre os compostos denominados trimetil-benzeno: TE = 176 oC MM = 72 u TE = 36 ºC MM = 72 u TE = 28 ºC MM = 72 u TE = 10 ºC Nas moléculas polares, que apresentam interações dipolodipolo, quanto maior a polaridade da molécula, maior a TF e TE da substância. TE = 165 oC TE = 169 oC O último composto possui menor polarizabilidade (por causa da menor aproximação entre as moléculas), diminuindo a intensidade da interação intermolecular de van der Waals. Dos compostos abaixo quais são solúveis em água? Regra geral: “Semelhante dissolve semelhante”. (?) Solubilidade em água: É necessária a formação de ligações de hidrogênio entre a água e o composto orgânico. Solúveis em água são as moléculas polares e pequenas, que realizam com a água ligações de hidrogênio como os álcoois, os ácidos carboxílicos, as aminas, as amidas, etc. Grupos funcionais que realizam ligações de hidrogênio com a água: hidroxila (-OH), carboxila (-COOH), carbonila (-CO-), amina (-NH2), amida (-CONH2), etc OH O C! O NH2 N HO OH COOH OH 2- Influência da cadeia carbônica Quanto maior a cadeia carbônica da substância orgânica, menor a solubilidade em água. Exemplo A Exemplo B Exemplos de ácidos orgânicos Ácido metanóico Ácido etanóico ou acético De um modo geral, podemos dizer que a ordem decrescente de acidez dos compostos orgânicos é a seguinte: ácidos carboxílicos > fenóis > álcoois > alquinos verdadeiros ka ҫ 10-5 ka ҫ 10-10 ka ҫ 10-18 ka ҫ 10-25 Estrutura e acidez Os álcoois são substâncias quase neutras, enquanto os ácidos carboxílicos são ácidos fracos. Portanto, o caráter de um grupo OH é influenciado pela estrutura circundante. A maior força do ácido é determinada pela maior polarização do H+. Ácidos carboxílicos Ácido láctico Ácido benzóico H H C O Elétron-atraente (A) O C GRUPOS H H O H -C!, -F, -Br, -I, -NO2, -CN, -COOH, -COCH3, fenil, etc. Tornam o ácido mais forte Elétron-repelente (B) -CH3, -C2H5, -NH2, -OH, -OCH3, etc. Tornam o ácido mais fraco Exemplo 1 Nota: Fenol ou ácido fênico O fenol apresenta a hidroxila polarizada, por se ligar diretamente a um grupo elétron-atraente (fenil). ka = 17,5x10-5 ka = 1,75x10-5 ka = 134x10-5 O grupo -CH3 torna o ácido mais fraco, enquanto o cloro torna-o mais forte. Exemplo 4 Exemplo 2 k1 Exemplo 3 k2 k3 k4 k4 > k3 > k2 > k1 Estrutura e basicidade As bases orgânicas mais importantes são as aminas, tendo as aminas não-aromáticas um caráter básico mais acentuado do que a amônia; o contrário ocorre com as aminas aromáticas. H+ Base kb NH3 2x10-5 CH3NH2 4x10-4 CH3CH2NH2 5x10-4 CH3NHCH3 6x10-4 .. Quanto maior o kb, maior a basicidade do composto Consideração importante para as aminas terciárias: amina primária amina secundária amina terciária metilamina dimetilamina trimetilamina pkb = 3,4 pkb = 3,2 pkb = 4,2 A trimetilamina é a base mais fraca que a metilamina, apesar de ter 3 grupos -CH3 elétron-repelentes, devido a um impedimento espacial (efeito estérico). Os três grupos -CH3 impedem o ataque do próton ao par eletrônico do nitrogênio. NH3 + H+ NH4+ As aminas alifáticas são mais fortes que a amônia, pois a afinidade do N por próton aumenta devido ao efeito elétron-repelente dos grupos alquila. As aminas aromáticas são mais fracas que a amônia. O anel benzênico é elétronatraente, diminuindo a densidade eletrônica do N. O próton será atraído mais fracamente.