InteraAAes Intermoleculares e RepresentaAAo em QuA_mica OrgAnica

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Prof. Responsável: Cristiane Storck Schwalm
Interações Intermoleculares
Comparação molecular entre gases, líquidos e sólidos
Comparação molecular entre gases, líquidos e sólidos
• O estado de uma substância depende, em grande parte, do equilíbrio entre as
energias cinéticas das partículas (átomos, moléculas ou íons) e as energias de
atração interpartículas.
• As forças que mantém sólidos e líquidos unidos são chamadas de forças
intermoleculares.
• As intensidades das forças intermoleculares variam bastante, mas geralmente
são mais fracas que as forças intramoleculares — ligações iônicas, metálicas ou
covalentes.
• Assim, a energia necessária para fundir um sólido* ou vaporizar um líquido é
muito menor do que a energia necessária para quebrar ligações químicas.
• Ex: HCl
Forças Intermoleculares
Entalpia de vaporização: 16 kJ/mol
Entalpia de dissociação: 431 kJ/mol
• Muitas propriedades dos líquidos, incluindo pontos de fusão e ebulição,
dependem da intensidade das forças intermoleculares.
• Para refletir: os valores de p.e. e p.f. devem aumentar ou diminuir com o
aumento dessas forças?
• Existem três tipos de atrações intermoleculares entre moléculas
eletronicamente neutras:
• Forças de dispersão
• Atrações dipolo–dipolo
• Ligações de hidrogênio
• Mesmo que ocorram entre espécies neutras, todas essas forças tem natureza
eletrostática
• Um quarto tipo de força, chamada de atração íon–dipolo, é importante para
entendermos a química de soluções.
Forças Intermoleculares
Forças de van der Waals
• Posição dos elétrons: distribuição média vs instantânea
• O movimento dos elétrons em um átomo ou em uma molécula pode criar um
momento de dipolo instantâneo, ou momentâneo (Fritz London).
• O dipolo instantâneo pode induzir um dipolo no átomo ou molécula vizinha.
Forças de Dispersão (de London)
• A interação atrativa que se constitui entre dipolos instantâneos é chamada de
força de dispersão (ou força de dispersão de London, em alguns textos).
• Ela é significativa apenas quando as partículas (átomos ou moléculas) estão
muito próximas.
• A sua intensidade depende da facilidade com que a distribuição de carga em
uma molécula pode ser deformada para induzir um dipolo instantâneo.
• A facilidade com que a distribuição de carga é deformada chama-se
polarizabilidade do átomo ou molécula.
• Em geral, a polarizabilidade aumenta à medida que número de elétrons e o
tamanho do átomo ou molécula aumenta.
• Como o tamanho e a massa da molécula geralmente são proporcionais, as
forças de dispersão tendem a ter sua intensidade aumentada com o aumento
da massa molecular.
Forças de Dispersão (de London)
Forças de Dispersão (de London)
• Existem forças de dispersão entre todas as moléculas (polares ou apolares).
• As forças de dispersão também dependem da forma da molécula. O aumento
na área superficial leva a atrações mais fortes.
Forças de Dispersão
• A presença de um momento de dipolo permanente em moléculas polares
origina as forças dipolo–dipolo.
• Essas forças surgem de atrações e repulsões eletrostáticas entre extremidades
carregadas de uma molécula e de uma molécula vizinha.
• Para moléculas com mais ou menos a mesma massa e tamanhos iguais, as
atrações intermoleculares ficam mais intensas com o aumento da polaridade.
Forças Dipolo-Dipolo
• Visão submicroscópica das interações dipolo-dipolo da acetonitrila
• Assim como as forças de dispersão, as forças dipolo-dipolo só são significativas
quando as moléculas estão bastante próximas umas das outras.
Forças Dipolo-Dipolo
Apenas interações atrativas Interações atrativas e repulsivas
Atrativas são majoritárias
• Pontos de ebulição anomalamente altos para H2O, HF e NH3  forças
intermoleculares anomalamente intensas
Ligações de Hidrogênio
• Dados experimentais explicados invocando-se as ligações de hidrogênio: caso
especial da força dipolo-dipolo.
• Uma ligação de hidrogênio é a atração entre um átomo de hidrogênio ligado a
um átomo altamente eletronegativo (geralmente F, O ou N) e um átomo
pequeno eletronegativo em outra molécula ou grupo químico próximo.
• Hidrogênios em ligações H-F, H-O ou H-N podem formar ligações de hidrogênio
com um átomo de F, O ou N em outra molécula (igual ou diferente).
Ligações de Hidrogênio
• Nas ligações O-H, N-H e F-H o átomo de H está na extremidade positiva de um
dipolo muito forte.
• Como o H é pequeno, ele consegue se aproximar e interagir com o par de
elétrons não ligante em um heteroátomo de uma molécula próxima.
• As energias das ligações de hidrogênio variam aproximadamente entre 5 e 25
kJ/mol.
• As ligações de hidrogênio são geralmente mais fortes que as forças dipolo–
dipolo ou as forças de dispersão e desempenham papéis importantes em
muitos sistemas químicos, incluindo os de importância biológica.
• Por exemplo, ligações de hidrogênio ajudam a estabilizar as estruturas de
proteínas.
Ligações de Hidrogênio
• Quanto maior o número de ligações de hidrogênio possíveis, maior será a
interação entre as moléculas.
Ligações de Hidrogênio
• Uma força íon–dipolo existe entre um íon e uma molécula polar.
• Os cátions são atraídos para a extremidade negativa de um dipolo, e os ânions,
para a extremidade positiva.
• A magnitude da atração aumenta à medida que a carga iônica ou a magnitude
do momento de dipolo aumenta.
• É especialmente importante para explicar a solubilidade de substâncias iônicas
em solventes polares (como NaCl em água).
Forças Íon-dipolo
Comparação entre as forças intermoleculares (e ligações)
Comparação entre as forças intermoleculares
• Ao comparar as forças relativas das atrações intermoleculares em diferentes
compostos, considere os seguintes pontos:
• As forças de dispersão, apesar de serem as mais fracas, são usualmente as que
apresentam a maior contribuição para a atração intermolecular total, mesmo
em moléculas polares (sem ligações de hidrogênio).
• Exemplo: no HCl líquido, estima-se que mais de 80% da atração
intermolecular total é devida às forças de dispersão.
• Assim, quando as moléculas de duas substâncias têm massas moleculares e
formatos comparáveis, as forças de dispersão são aproximadamente iguais e são
as interações dipolo-dipolo ou ligações de hidrogênio que determinam qual
substância tem as atrações intermoleculares mais fortes.
• Quando as moléculas de duas substâncias são muito diferentes com relação às
suas massas moleculares e não há nenhuma ligação de hidrogênio, as forças de
dispersão tendem a determinar qual substância tem as atrações
intermoleculares mais fortes.
Comparação entre as forças intermoleculares (e ligações)
Fundamentos de Química Orgânica – Biologia – 2024.1
Prof. Responsável: Cristiane Storck Schwalm
Representações Moleculares em 
Quimica Orgânica
Representações Estruturais
 Isopropanol
 Limitações da fórmula molecular: conectividade Isômeros!
• Isômeros são compostos que tem a mesma formula molecular mas estruturas
diferentes.
• Diversos tipos de isomeria.
• Isômeros constitucionais são compostos com a mesma formula molecular, mas
que diferem ordem em que seus átomos estão ligados (ou seja, apresentam
conectividade diferente).
• Ex: C2H6O
• Isômeros constitucionais diferem nas suas propriedades físicas (ponto de
fusão e ebulição, densidade...) e químicas (reatividade).
Representações Estruturais e Isomeria
Relações entre diferentes Representações Estruturais
Representações viáveis apenas para moléculas simples e/ou pequenas
Estruturas em bastão
 Amoxicilina: Estrutura de Lewis vs
Estrutura em bastão
 Zigue-zague onde cada traço
representa uma ligação*
 Vértices e extremidades representam
átomos de Carbono
 Hidrogênios implícitos
Estruturas em bastão
 Hidrogênios implícitos!
 Carbonos como vértices/extremidades e ligações como linhas (simples, duplas
ou triplas)
6 carbonos em cada
4 carbonos em cada
Exemplo
 Determine a fórmula molecular do Diazepam (abaixo)
Exercício
 Represente todos os hidrogênios presentesem cada molécula abaixo, e indique
o número de átomos de carbono presente em cada estrutura.
Desenhando estruturas em bastão
 Átomos de carbono em uma cadeia linear devem ser representados em zigue-
zague*
 Em ligações duplas, os substituintes devem estar os mais afastados possível
Relacionado à hibridização e geometria!
Desenhando estruturas em bastão
 Todos os heteroátomos, bem como os hidrogênios ligados a eles, precisam ser
representados
 Nunca represente um carbono com mais de 4 ligações.
 Pares de elétrons não ligantes devem, na maioria dos casos, ser representados.*
 A direção em que ligações simples são representadas é irrelevante*
Exemplo
 Transforme a estrutura abaixo na representação em bastão
“Tire” H’s
Zigue-zague*
“Tire” C’s
Exercício
 Represente uma estrutura em bastão para cada uma das seguintes substâncias:
Representações Estruturais: Identificação de Grupos Funcionais
 Compare as representações abaixo para a mesma reação química:
Representações Estruturais: Cargas formais
 Relembrando determinação de carga formal:
 Carga formal em átomos de carbono
Tanto carbocátions como carbânions
tem um carbono com apenas 3 ligações
Representações Estruturais: Cargas formais
 Representações incompletas:
Pares isolados permitem calcular carga;
Carga permite saber número de pares isolados.
 Quantos pares de elétrons isolados existem na estrutura abaixo?
Representações Estruturais: Cargas formais
 Para átomos de Oxigênio
Representações Estruturais: Cargas formais
 Para átomos de Nitrogênio
 Represente todos os pares de elétrons isolados para as seguintes substâncias:
Representações Estruturais: Estruturas de Ressonância
 Inadequação de representação em bastão
Representações Estruturais: Estruturas de Ressonância
 Regras para desenho de estruturas de ressonância
1. Não quebrar ligações simples
2. Não exceder o octeto para nenhum átomo do 1º e 2º períodos
Representações Estruturais Tridimensionais
• Uma cunha tracejada representa uma ligação vai para trás do plano;
• Uma cunha cheia representa uma ligação que vai para a frente do plano;