cap_2

Prévia do material em texto

CAPÍTULO 2
COMPOSTOS DE CARBONO 
REPRESENTATIVOS: FORÇAS 
INTERMOLECULARES
Ligações Covalentes Carbono-Carbono
carbono-carbono ⇒ ligação covalentes fortes
novos compostos
carbono ⇒ ligação forte com H, O, N, S
Se organizam em famílias
de acordo com o agrupamento
Grupos funcionais
Responsáveis pelas propriedades físicas e químicas de cada família
GRUPOS FUNCIONAIS
Permitem classificar uma 
variedade de compostos 
orgânicos dentro de um número 
relativamente pequeno de 
famílias
� Hidrocarbonetos
� Haletos de alquila
� Álcoois
� Cetonas
� Ácido Carboxílico
� Amida
ALGUNS GRUPOS FUNCIONAIS
Álcoois
� Éteres
� Aminas
� Aldeídos
Amida
� Ésteres
� Nitrilas
HIDROCARBONETOS
� São compostos que contém apenas 
átomos de carbono e hidrogênio
� Alcanos - ligação simples C-C saturado� Alcanos - ligação simples C-C
� Alquenos – ligação dupla C=C
� Alquinos – ligação tripla C≡C
� Aromáticos – possuem um anel especial
saturado
insaturado
Benzeno: um hidrocarboneto aromático
� Benzeno 
Ligação C-C no benzeno = 1,39Å
Benzeno: um hidrocarboneto aromático
� Pela ressonância 
Pela Teoria do Orbital Molecula (TOM)� Pela Teoria do Orbital Molecula (TOM)
GRUPOS ALQUILA
� São grupos obtidos pela remoção de um 
átomo de hidrogênio de um alcano.
Alcano
CH4
Metano
H3C
Grupo metila
Me
Grupo alquila Abreviação
CH3CH3
etano Grupo etila
EtCH3CH2 C2H5ou
CH3CH2CH3
propano Grupo propila
PrCH3CH2CH2
CH3CH2CH3
propano Grupo isopropila
i-PrCH3CHCH3
O SÍMBOLO R
R é usado como um símbolo geral para 
representar qualquer grupo alquila
Metila
Etila
Todos estes grupos 
Etila
Propila
isopropila
Todos estes grupos 
(e outros) podem ser 
designados por R
ALCANO FÓRMULA GERAL R-H
GRUPOS FENILA E BENZILA
Grupo fenila = é o benzeno sem um hidrogênio
C6H5 Ph φ Ar
Grupo benzila = combinação do grupo fenila com 
um grupo –CH2 –
CH2 CH2
Bn BzC6H5CH2
Haletos de alquila ou haloalcanos
-São hidrocarbonetos que possuem um átomos de 
halogênio (F, Cl, Br, I)
-São classificados em primário, secundário e terciário
carbono 10 carbono 20 carbono 30
Cloreto de 
alquila 
primário
Cloreto de 
alquila 
secundário
Cloreto de 
alquila 
terciário
ÁLCOOL
Grupo hidroxila – OH ligado a um carbono saturado
Fórmula geral R-OH
R
O
H
1090
São classificados em primários, secundários e terciários
Álcool primário
Carbono primário
Álcool etílicoÁlcool etílico
Geraniol (odor de rosas)
Álcool benzílico
Álcool secundário
Carbono secundário
Álcool isopropílico
Mentol
(óleo de menta)
Álcool terciário
Carbono terciário
Álcool terc-butílico
noretindrona
(contraceptivo oral)
ÉTERES 
Fórmula geral R-O-R ou R-O-R’ 
Podem ser visto como derivados da água
O ângulo de ligação é levemente maior do que da água
H
O
H
1050
R
O
R
1100
O
éter dietílico
O
tetrahidrofurano (THF)
AMINAS 
Podem ser visto como derivados orgânicos da amônia
N
H H
H
Amônia
N
R H
H
Amônia R H
amina
N
H
H
Anfetamina
Estimulante
N
H
HN
H
H
 putrescina
(carne em decomposição)
Aminas 
• Dependendo do número de grupos orgânicos são 
classificadas em:
N
R H
N
R R
N
R H
N
H H
H
Amônia
R R
H
secundária
R R
R
terciária
R H
H
primária
108,70
sp3Geometria: piramidal triangular
Hibridação: sp3
ALDEÍDOS E CETONAS
Grupo funcional: carbonila C O
ALDEÍDOS CETONAS
RR
C O
R
R
C O
R
H
Geometria: plano triangular
Hibridação: sp2
ALDEÍDOS E CETONAS
Exemplos:
O
H
H
formaldeído
O
H
H3C
acetaldeído O
OH
trans-cinamaldeído OH
O
O H
formaldeído acetaldeído Otrans-cinamaldeído
 (canela)
OH
vanilina
(baunilha)
O
H3C
H3C
cetona
O
Carvona
(hortelã)
O
cicloexanona
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
Fórmula Geral:
C O
R
HO
RCO2H RCOOHO
R
HO
Grupo funcional:
Carboxila = carbonila + hidroxila
C O
HO
CO2H COOH
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
Exemplos:
O
H
HO
HCO2H HCOOH
ácido fórmico ( dor da picada da formiga)
O
H3C
CH CO H CH COOHO
HO
CH3CO2H CH3COOH
ácido acético (vinagre)
O
OH
C6H5CO2H C6H5COOH
ácido benzóico (antioxidante)
AMIDAS
Grupo funcional:
Fórmula geral e classificação:
N
O
O O
Primária secundária terciária
NH2
O
NH
O
R
N
O
R
R
AMIDAS
Exemplos:
NH2
O
H3C
NH
O
H3C CH3
N
O
H3C
CH3
CH3
acetamida N-metilacetamida N,N-dimetilacetamida
HOOC N
OCH3
O
O
NH2 H
aspartame (adoçante)
H
N
O
HO
paracetamol (analgésico)
ÉSTERES
Fórmula geral:
C O
R
RO
RCO2R RCOORO
R
RO
Grupo funcional:
RO RO
C O
RO
CO2R COOR
Exemplo:
O
O
acetato de isopentila
 (banana)
O
O
propionato de isobutila
 (rum)
O
O
valerato de isopentila
 (maça)
NITRILAS
Grupo funcional:
Fórmula geral:
C N CN
R C N CNR
Exemplo:
CN
H3C C N
acetonitrila
HO
HO
O
OH
O CN
Ph
OH
laetrila (anticancerígeno)
OUTRAS GRUPOS FUNCIONAIS
Grupo nitro N+
O–
O
NO2
CH3
NO2
NO2
O2N
TNT
O
O
Acetal
ORRO HO O
H
H
HO
H
HO
OHH
H
OH
glicose
acila
X
COX
X = Cl, Br, I
H3C Cl
O
cloreto de acetila
TIPOS DE LIGAÇÕES
Ligação iônica
Ligação covalente
LIGAÇÃO IÔNICA
formada pela transferência de um ou mais
elétrons de um átomo para outro para criar
íons. Ocorre entre átomos cujos valores deíons. Ocorre entre átomos cujos valores de
eletronegatividade são bastante distintos
Ex.: NaCl: Na+(0,9), Cl- (3,0)
LiF: Li+ (1,0), F- (4,0)
LIGAÇÃO COVALENTE
Ligação covalente: resulta quando os
átomos partilham elétrons. Normalmente a
diferença de eletronegatividade dosdiferença de eletronegatividade dos
átomos não é muito grande.
H2; Cl2, CH4, NH4+
Ligações Covalentes Polares
� Ocorre em átomos de eletronegatividades 
diferentes.
� Quando mais eletronegativo for o átomo 
mais fortemente ele atrairá os elétrons
H Cl
Dipolo 
gerando um 
momento 
dipolo (µ)
Extremidade 
positiva
Extremidade 
negativa
µ=exd
e=carga
d=distância
Quanto maior µ maior a 
polaridade da molécula
Moléculas Polares e Apolares
� Existem moléculas que possuem ligações 
polares mas não possuem µ
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
Molécula de CCl4
Molécula de CH3Cl
Molécula de H2O e NH3
Pares de elétrons não ligantes fazem grandes 
contribuição para o µ
Momento dipolo em alquenos
Isômeros cis-trans apresentam diferença no µ
Composto Estrutura Pf(0C
)
pe 
(0C)
µ
cis-1,2-dicloroeteno -80 60 1,90H
Cl
H
Cl
trans-1,2-dicloroeteno -50 48 0
cis-1,2-dibromoeteno -53 112,5 1,35
trans-1,2-dibromoeteno -6 108 0
ClCl
Cl
H
H
Cl
Br
H
H
Br
H
Br
H
Br
PROPRIEDADES FÍSICAS E 
ESTRUTURA MOLECULAR
PONTO DE FUSÃO
PONTO DE EBULIÇÃO
SOLUBILIDADE
PROPRIEDADES FÍSICAS
� Estão diretamente relacionadas com as 
forças intermoleculares 
-Íon-íon
-Íon-dipolo
-Dipolo-dipolo
-Ligações de hidrogênio
-Van der Waals
FORÇAS ÍON-ÍON
� Mantém os íon unidos no estado cristalino
� São forças eletrostáticas intensas de rede
� É necessário grande energia térmica para 
separar os íon
� Ponto de fusão e ebulição altos
fusão
FORÇAS ÍON-DIPOLO
� Atração entre íons e moléculas polares
�Presentes em solução contendo íon e 
solvente polar
composto iônico ⇒ águacomposto iônico ⇒ água
FORÇAS DIPOLO-DIPOLO
� Aparece em moléculas que possuem 
momento dipolo diferente de zero
� Resulta da atração da extremidade 
positiva de uma molécula com a positiva de uma molécula com a 
extremidade negativa de outra
� Quanto maior o dipolo maior interação 
maior pf e peb.
Ligação de hidrogênio
� Tipo especial de dipolo-dipolo
� Ocorre entre:
� Átomos de hidrogênio ligados a átomos 
pequenos e fortemente eletronegativos (FON) 
e pares de elétrons não ligantese pares de elétrons não ligantes
� Ligações de hidrogênio fortes:
� F-H--F; O-H--N; O-H--O; F-H--N
� Ligações de hidrogênio fracas:
� N-H--O; O-H—elétron pi; S-H--S; S-H--O
Ligação de hidrogênio
� Dois tipos
� Intramolecular (ocorre na mesma molécula)
� Intermolecular (ocorre entre duas moléculas)
� Intramolecular com formação de anéis de 
5 ou 6 membros são mais intensas e 5 ou 6 membros são mais intensas e 
diminuem o pf e peb do composto.
peb:188oC
H
OO
H
HO OH
peb:238oC2,3-pentanodiol
1,5-pentanodiol
N+
O–O
O
H
peb: 279oC
pf: 113oC
N+
O–O
peb: 214oC
pf: 45oC OH
FORÇAS DE VAN DER WAALS
� Afetam todos os tipos de átomos e 
moléculas
� São as únicas que ocorrem entre 
moléculas apolares
� São extremamente fracas
� Ocorrem devido ao constante movimento 
dos elétrons
FORÇAS DE VAN DER WAALS
� Quando maior a polarizabilidade de um 
átomo maior a força de van der Waals 
� Polarizabilidade: capacidade dos elétrons 
responderem a uma mudança de campo 
elétrico (Deformação da nuvem eletrônica)elétrico (Deformação da nuvem eletrônica)
�F<Cl<Br<I
Molécula µ Van der Waals Pf (oC)
HCl 1,08 17 kJ/mol -115
HBr 0,80 22 kJ/mol -88
HI 0,42 28 kJ/mol -51
Outros fatores que influencia o pf
� SIMETRIA
� Moléculas simétricas tem ponto de fusão 
anormalmente elevados 
OH
OH
OH
OH
álcool butílico álcool iso-butílicoálcool terc-butílico
�RIGIDEZ
�Quando rígido o composto maior ponto de fusão
ciclopropano
pf -126,6oC
 propano
pf -187oC
álcool butílico
pf -900C
pe 117,70C
álcool iso-butílico
pf -1080C
pe 1080C
álcool sec-butílico
pf -1140C
pe 99,50C
álcool terc-butílico
pf 250C
pe 82,50C
Outros fatores que influencia o peb
�SUPERFÍCIE DE CONTATO
�Quando maior a superfície de contato maior força de van 
der Walls
�MASSA MOLARMASSA MOLAR
�Moléculas maiores precisam de maior energia térmica 
para escaparem da superfície do líquido.
CH4
CH3CH3
metano peb -1620C
etano peb -88,20C
decano peb +1740C
SOLUBILIDADE
� A estrutura cristalina organizada do sólido
é destruída ⇒ arranjo mais desordenado
das moléculas ou íon na solução
Quebra interação íon-íon e se forma interação dipolo-íon
composto iônico ⇒ água
� Quebra interação íon-íon e se forma interação dipolo-íon
SOLUBILIDADE
� “semelhante dissolve semelhante” (CUIDADO!)
� Sólidos apolares ⇒ solventes apolares
� Líquidos apolares ⇒ líquidos apolares
H H
OH
H
O
H
ligação de hidrogênio
OH
parte hidrofóbica
parte hidrofílica
Insolúvel em H2O
FORÇAS ELÉTRICAS ATRATIVAS
Força elétrica Força relativa exemplo
Cátion-ânion (em 
um cristal)
Muito forte Rede cristalina 
NaCl
Ligações 
covalentes
Forte H-H
CH -CHcovalentes CH3-CH3
Íon-dipolo Moderada Na+ em H2O
Ligação de 
hidrogênio
Moderada H2O
Dipolo-dipolo Moderada a fraca CH3Cl
Van der Waals Variável CH4