Un 3 - Propriedades Físicas dos Compostos Orgânicos

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UNIDADE 3 - Propriedades Físicas dos Compostos Orgânicos 
 
3.1. Ligações Covalentes 
3.1.1. Ligação Covalente Polar 
 Ligação entre átomos de elementos diferentes, com grande diferença de 
eletronegatividade. 
3.1.2. Ligação Covalente Apolar 
Ligação entre átomos do mesmo elemento químico ou elementos com 
eletronegatividade semelhante. 
 
3.2. Moléculas polares e apolares 
 Para que uma molécula seja polar, deve conter ligações polares, ou seja, átomos 
com diferença de eletronegatividade. Mas essa não é a única condição: Além de possuir 
ligações polares, a geometria molecular deve ser tal que o Momento de Dipolo 
resultante seja diferente de zero (µ ≠ 0). Ex. 
 
 
Observe: O momento de dipolo resultante é o somatório dos 
momentos de cada ligação (grandeza vetorial) 
 
 
 
O CO2 possui ligações polares, mas o µ resultante é igual a zero, 
pois as forças são em direções opostas. 
 
 
 
3.3. Forças Intermoleculares 
 Quando falamos em moléculas (compostos químicos), estes nunca estão 
isolados, mas sim rodeados de outras moléculas da mesma substância (1 mol = 6,02 x 
1023 moléculas). Então sempre haverá interação forte ou fraca entre essas moléculas. 
Chamamos essa interação de “Forças Intermoleculares”. Como não existe uma 
ligação química formal entre elas, o principal fator presente é a atração eletrostática, ou 
seja, ou seja, atração entre forças opostas. 
 As propriedades físicas dos compostos orgânicos (ponto de fusão, ebulição, 
densidade, etc.) relacionam-se diretamente às forças intermoleculares. Quanto maior for 
a força de atração intermolecular, maior será o ponto de fusão, ebulição, etc. 
3.3.1. Interações de van der Waals 
 Em sistemas apolares, quando duas moléculas se aproximam, ocorre a formação 
de dipolos temporários. Com isso haverá uma atração entre elas. Esse tipo de força de 
atração é muito fraco, e facilmente quebrado. 
3.3.2. Interações dipolo-dipolo 
 Em moléculas polares, onde temos ligações entre átomos de diferentes 
eletronegatividades, com dipolos permanentes, haverá uma força de atração entre esses 
dipolos, mantendo as moléculas unidas. Esse tipo de interação tem intensidade 
moderada. 
3.3.3. Ligações de Hidrogênio 
 Em uma molécula polar, se tivermos o átomo de hidrogênio ligado a um 
heteroátomo mais eletronegativo, como por exemplo N ou O, com pares de elétrons 
livres, teremos a formação de ligações fracas entre o H de uma molécula e o 
heteroátomo de outra. Chamamos essa interação de Ligação de H, ou Ponte de H. É 
uma interação forte. 
3.3.4. Interações Iônicas 
 Forças de atração entre íons. 
 
 
 
 
 
 
3.4 Propriedades físicas dos alcanos e cicloalcanos 
3.4.1. Ponto de Ebulição 
Pontos de ebulição de alguns alcanos 
 
 
Ponto de ebulição 
 
 Os alcanos possuem apenas interações apolares, fracas, por isso, os pontos de 
ebulição são muito baixos. Os mais baixos entre os compostos orgânicos. 
 O ponto de ebulição aumenta com o tamanho do alcano (aumento do número de 
carbonos), em uma série linear, porque as forças intermoleculares atrativas (forças de 
van der Waals) são mais efetivas quanto maior for a superfície da molécula. 
 Comparando alcanos de cadeia linear com outros de cadeia ramificada, os de 
cadeia linear tem ponto de ebulição mais alto. Isso se deve ao fato da área superficial ser 
menor em alcanos ramificados, e consequentemente, ocorre menor interação entre as 
moléculas. 
 
3.4.2. Ponto de Fusão 
 
Ponto de fusão 
 
O ponto de fusão também aumenta com o tamanho do alcano pelo mesmo 
motivo. Os alcanos com número de carbonos ímpar se empacotam pior na estrutura 
cristalina e possuem pontos de fusão menores do que o esperado. 
 
Densidade no estado líquido 
 
 
 
Quanto maior o número de carbonos, as forças intermoleculares são maiores e a 
coesão intermolecular aumenta, resultando em um aumento da proximidade molecular 
e, portanto, da densidade. Note que em todos os casos é inferior a um. 
 
3.5. Outros compostos orgânicos 
 Quanto maior a polaridade do composto, maior será seu ponto de fusão, 
ebulição, etc. 
Forças de van der Waals < Dipolo-Dipolo < Ligação de H 
Ex.: 
CH3CH2OH > CH3OCH3 
CH3CH2OH > CH3CH2NH2