A Química Orgânica recebeu inicialmente essa denominação porque ela estudava compostos que eram encontrados somente em organismos vivos

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A Química Orgânica recebeu inicialmente essa denominação porque ela estudava compostos que eram encontrados somente em organismos vivos, como animais e vegetais. Porém, essa definição ficou ultrapassada e precisou ser substituída porque, em 1825, o médico alemão Friedrich Wöhler (1800-1882) conseguiu sintetizar em laboratório a ureia ((NH2)2CO), que é um composto orgânico de origem animal. Com isso, ficou comprovado que as substâncias orgânicas não eram exclusivamente de origem vegetal ou animal, mas também poderiam ser artificiais.
Além disso, ao realizar essa façanha, Wöhler também observou que existia outra substância, o cianato de amônio, que possuía a mesma fórmula molecular que a ureia. Isso possibilitou a introdução de outra parte estudada pela Química Orgânica, a Isomeria, que é um fenômeno que ocorre quando duas ou mais substâncias possuem a mesma fórmula molecular, mas se diferenciam por algum aspecto em sua estrutura ou no arranjo espacial de seus átomos.
Assim, podemos dizer que a Química Orgânica, tal qual a conhecemos hoje, começou com a síntese da ureia, e a sua definição moderna é a seguinte:
“ Química Orgânica é um ramo da Química que estuda os compostos do carbono.”
Os átomos de carbono conseguem ligar-se de diferentes maneiras, formando cadeias carbônicas muito diversificadas. Por essa razão, foi necessário separar uma área específica de estudo somente para seus compostos.
Esta seção irá ajudá-lo a ver como a Química Orgânica pode ser fascinante, tendo em vista que ela está intimamente relacionada com as nossas vidas. Para você ter uma ideia, em nosso organismo há mais de 60% em massa de compostos orgânicos, que formam lipídios, proteínas e carboidratos. Os compostos do carbono compõem também os combustíveis que utilizamos — como a gasolina e o etanol —, os plásticos, o isopor, muitos produtos de limpeza, explosivos e remédios.
Compostos orgânicos naturais – são aqueles produzidos pelos seres vivos, como, por exemplo, carboidratos, proteínas, lipídios, ácidos nucleicos (DNA e RNA), vitaminas, petróleo, gás natural, metano, entre outros.
Compostos orgânicos sintéticos – são aqueles sintetizados artificialmente por indústrias químicas e laboratórios, como plástico, gasolina, medicamentos, fibras têxteis, corantes, borracha sintética, silicone, inseticidas, adoçantes artificiais, etc.
Desde o fim do século XIX até os dias atuais, a Química Orgânica tem evoluído de forma exponencial. Prova disso é o número de compostos orgânicos já conhecidos: entre naturais e sintéticos atualmente se conhece cerca de 18.000.000 dessas substâncias. Se compararmos esse número com a quantidade de compostos inorgânicos, teremos uma noção da rapidez dessa evolução: hoje são conhecidas menos de 200.000 substâncias inorgânicas.
Propriedades
Os compostos orgânicos são aqueles que possuem como elemento principal o carbono. Além do carbono, os principais elementos que também aparecem na maioria das moléculas orgânicas são hidrogênio, oxigênio, nitrogênio, halogênios (flúor, cloro, bromo e iodo) e enxofre.
A existência ou não desses elementos nas moléculas, o tipo de ligações que eles realizam e o arranjo espacial das moléculas (geometria molecular) ajudam a determinar algumas das propriedades físicas e químicas gerais dos compostos orgânicos. Veja algumas delas:
· Polaridade:
· As propriedades das substâncias são influenciadas em grande parte pelo tipo de ligação que seus átomos realizam e se elas são polares ou apolares. Por exemplo, o álcool (etanol), H3C — CH2 — OH, possui a propriedade de ser infinitamente solúvel em água e, ao mesmo tempo, ser solúvel na gasolina, sendo que ambas não se misturam. Isso ocorre porque a água é polar e o etanol também possui ligações polares em suas moléculas, mas, por outro lado, a gasolina é apolar, sendo que o etanol também possui ligações apolares em suas moléculas.
· Antes de verificarmos quais são as ligações apolares e as polares das moléculas do etanol, vejamos como determinar a polaridade das ligações iônicas e covalentes:
· 1. Ligações iônicas:
· As ligações iônicas são aquelas em que os átomos dos elementos transferem um ou mais elétrons definitivamente um para o outro, formando íons. O átomo do elemento que perdeu os elétrons é o cátion (fica com carga positiva) e o átomo do elemento que recebeu os elétrons é o ânion (fica com carga negativa).
· Assim, toda ligação iônica ocorre com diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos, visto que sempre envolve partículas de cargas opostas, formando-se polos, um negativo e um positivo. Portanto, podemos concluir que:
· Toda ligação iônica é polar.
Sempre que o carbono estiver ligado a um átomo de hidrogênio ou a outro carbono, a ligação será apolar, pois não há diferença de eletronegatividade, isto é, o par de elétrons compartilhado fica equidistante dos dois átomos e não é atraído com maior intensidade por nenhum deles.
A ligação iônica é formada pela atração eletrostática entre íons de cargas opostas, positivos (cátions) e negativos (ânions). Nesta ligação a transferência de elétrons é definitiva. 
A ligação iônica ocorre quando um elemento metálico reage com um ametálico. Os metais doam seus elétrons de última camada, esses serão recebidos pelos ametais. Vejamos como:
- Metais que possuem 1, 2, ou 3 elétrons na última camada se ligam com ametais que possuem 5, 6 ou 7 elétrons.
- Para formar a ligação iônica é necessário que um dos átomos possua uma tendência de ceder elétrons, enquanto outro tenha a tendência de receber elétrons. Os átomos com tendência a ceder elétrons são os metais das famílias IA, IIA, IIIA, e os átomos que recebem elétrons são os ametais que apresentam quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada de valência. 
Como se formam compostos iônicos?
- Arranjos entre compostos iônicos formam substâncias iônicas. Tudo começa quando os íons unem-se devido às forças de atração eletrostática. Se observarmos por um microscópio, perceberemos a formação de retículos cristalinos, que são aglomerados de íons de forma geométrica bem definida.
- Os sais e outros grupos de minerais possuem íons que formam compostos iônicos e, conseqüentemente, substâncias iônicas. A formação do sal de cozinha (cloreto de sódio) a partir de átomos de sódio (Na) e de cloro (Cl) é o exemplo que mais representa uma ligação iônica. O átomo de sódio consegue a estabilidade eletrônica quando perde um elétron, originando o íon Na+. O átomo de cloro atinge a estabilidade quando recebe um elétron, originando o íon Cl-. 
Os compostos constituídos pelos íons (Na+ e Cl-) são designados compostos iônicos, por serem eletronicamente estáveis, ou seja, ocorre uma interação eletrostática entre eles (cargas com sinal contrário se atraem): 
Na+ + Cl- → NaCl
Os compostos iônicos em geral apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares.
2.1. Ligação covalente apolar:
Quando a ligação ocorre entre dois átomos de um mesmo elemento químico, não há diferença de eletronegatividade entre eles e, por isso, a distribuição dos elétrons ao redor do núcleo de ambos os átomos é simétrica e não há formação de polos carregados positivamente ou negativamente na molécula.
Por exemplo, a molécula de etanol (H3C — CH2 — OH) possui uma ligação covalente entre dois átomos de carbono, sendo uma ligação apolar, como é mostrado abaixo. Além disso, a diferença de eletronegatividade entre o carbono e o hidrogênio é mínima, por isso a região H3C — CH2 da molécula do etanol é considerada apolar e é responsável pela sua propriedade de ser solúvel na gasolina.
Por exemplo, o gás butano é um composto orgânico e só possui ligações covalentes entre carbonos e hidrogênios. Visto que só possui ligações apolares, essa é uma molécula apolar:
Por outro lado, no caso de ligações do carbono (ou do hidrogênio) com outros elementos químicos mais eletronegativos, tais como o oxigênio, o enxofre ou os halogênios, então a ligação será polar e a molécula também será considerada polar.
Exemplo:O etanol possui uma região polar (OH) e uma região apolar (H3C — CH2 —), mas a sua molécula é classificada como polar: Explicação: A diferença de eletronegatividade entre esses elementos é muito pequena, por isso esse tipo de ligação também é considerado apolar.
 
· Solubilidade:
Os compostos orgânicos seguem a regra do “semelhante dissolve semelhante”, ou seja, os compostos polares dissolvem-se em outros compostos orgânicos polares, enquanto os apolares dissolvem-se nos apolares.
Por exemplo, a graxa é apolar e dissolve-se na gasolina, que também é apolar. É por isso que não conseguimos limpar a mão suja de graxa com água, que é um solvente polar. Além disso, é em virtude desse fato que a gasolina também não se mistura com a água.
Mãos sujas de graxa e gasolina em estrada não se misturando com a água
· Forças intermoleculares:
As forças intermoleculares existentes nos compostos orgânicos são fracas em comparação às forças dos compostos inorgânicos.
A força intermolecular mais intensa é a ligação de hidrogênio, seguida da força de dipolo permanente, e a mais fraca é a de dipolo induzido. Assim, quando comparamos os compostos orgânicos entre si, os que possuem o grupo OH, tais como os álcoois e os ácidos carboxílicos, realizam ligações de hidrogênio e, por isso, possuem as interações mais fortes entre suas moléculas.
· Estados físicos:
Em virtude dessa baixa intensidade das interações intermoleculares, existem compostos orgânicos nos três estados físicos em temperatura ambiente. Abaixo temos exemplos de três compostos orgânicos que estão em estados físicos distintos:
Compostos orgânicos nos três estados físicos
· Pontos de fusão e ebulição:
Se comparados às substâncias inorgânicas iônicas ou metálicas, os pontos de fusão e ebulição dos compostos orgânicos são menores. Isso acontece principalmente porque, conforme dito, as suas forças intermoleculares são menos intensas, assim é necessário fornecer menos energia para rompê-las e mudar de estado físico.
Ao compararmos os próprios compostos orgânicos, aqueles que realizam as ligações de hidrogênio, tendo o grupo hidroxila (OH) em sua molécula, possuem maiores pontos de fusão e ebulição. Por exemplo, o metanol possui ponto de ebulição igual a + 64,8ºC em condições normais de temperatura e pressão, já o ponto de ebulição do metano é de -161,5, um valor bem inferior. Isso acontece porque o metanol possui o grupo OH.
Por outro lado, compostos orgânicos pertencentes a um mesmo grupo funcional dependem da massa molecular. Quanto maior a massa molecular, maior será a cadeia carbônica. Por exemplo, o ponto de ebulição do ácido metanoico ao nível do mar é de 100,6 ºC, enquanto o do ácido etanoico é de 118,2ºC. Apesar de ambos serem ácidos carboxílicos, o ácido etanoico tem ponto de ebulição maior porque ele possui um carbono e dois hidrogênios a mais, tendo massa molecular maior.
· Combustibilidade:
A maior parte das substâncias orgânicas é combustível, ou seja, entra em combustão, reagindo com o oxigênio quando há uma ignição que inicia a reação que libera energia na forma de calor. Eles podem ser sólidos como a madeira, líquidos como a gasolina e o álcool ou gasosos como o butano.
Isso mostra que os compostos orgânicos são responsáveis por grande parte da energia que consumimos, desde o que mantém nossos fogões acesos (gás butano) até os combustíveis de nossos automóveis.
Os combustíveis usados nos automóveis são todos compostos orgânicos
Entretanto, existem algumas exceções, tais como o clorofórmio e o acetato de sódio, que não são compostos combustíveis.
Os compostos orgânicos são aqueles que possuem como elemento principal o carbono. Além do carbono, os principais elementos que também aparecem na maioria das moléculas orgânicas são hidrogênio, oxigênio, nitrogênio, halogênios (flúor, cloro, bromo e iodo) e enxofre.
A existência ou não desses elementos nas moléculas, o tipo de ligações que eles realizam e o arranjo espacial das moléculas (geometria molecular) ajudam a determinar algumas das propriedades físicas e químicas gerais dos compostos orgânicos. Veja algumas delas:
· Polaridade:
Sempre que o carbono estiver ligado a um átomo de hidrogênio ou a outro carbono, a ligação será apolar, pois não há diferença de eletronegatividade, isto é, o par de elétrons compartilhado fica equidistante dos dois átomos e não é atraído com maior intensidade por nenhum deles.
Por exemplo, o gás butano é um composto orgânico e só possui ligações covalentes entre carbonos e hidrogênios. Visto que só possui ligações apolares, essa é uma molécula apolar:
Por outro lado, no caso de ligações do carbono (ou do hidrogênio) com outros elementos químicos mais eletronegativos, tais como o oxigênio, o enxofre ou os halogênios, então a ligação será polar e a molécula também será considerada polar.
Exemplo: O etanol possui uma região polar (OH) e uma região apolar (H3C — CH2 —), mas a sua molécula é classificada como polar:
 
· Solubilidade:
Os compostos orgânicos seguem a regra do “semelhante dissolve semelhante”, ou seja, os compostos polares dissolvem-se em outros compostos orgânicos polares, enquanto os apolares dissolvem-se nos apolares.
Por exemplo, a graxa é apolar e dissolve-se na gasolina, que também é apolar. É por isso que não conseguimos limpar a mão suja de graxa com água, que é um solvente polar. Além disso, é em virtude desse fato que a gasolina também não se mistura com a água.
Mãos sujas de graxa e gasolina em estrada não se misturando com a água
· Forças intermoleculares:
As forças intermoleculares existentes nos compostos orgânicos são fracas em comparação às forças dos compostos inorgânicos.
A força intermolecular mais intensa é a ligação de hidrogênio, seguida da força de dipolo permanente, e a mais fraca é a de dipolo induzido. Assim, quando comparamos os compostos orgânicos entre si, os que possuem o grupo OH, tais como os álcoois e os ácidos carboxílicos, realizam ligações de hidrogênio e, por isso, possuem as interações mais fortes entre suas moléculas.
· Estados físicos:
Em virtude dessa baixa intensidade das interações intermoleculares, existem compostos orgânicos nos três estados físicos em temperatura ambiente. Abaixo temos exemplos de três compostos orgânicos que estão em estados físicos distintos:
Compostos orgânicos nos três estados físicos
· Pontos de fusão e ebulição:
Se comparados às substâncias inorgânicas iônicas ou metálicas, os pontos de fusão e ebulição dos compostos orgânicos são menores. Isso acontece principalmente porque, conforme dito, as suas forças intermoleculares são menos intensas, assim é necessário fornecer menos energia para rompê-las e mudar de estado físico.
Ao compararmos os próprios compostos orgânicos, aqueles que realizam as ligações de hidrogênio, tendo o grupo hidroxila (OH) em sua molécula, possuem maiores pontos de fusão e ebulição. Por exemplo, o metanol possui ponto de ebulição igual a + 64,8ºC em condições normais de temperatura e pressão, já o ponto de ebulição do metano é de -161,5, um valor bem inferior. Isso acontece porque o metanol possui o grupo OH.
Por outro lado, compostos orgânicos pertencentes a um mesmo grupo funcional dependem da massa molecular. Quanto maior a massa molecular, maior será a cadeia carbônica. Por exemplo, o ponto de ebulição do ácido metanoico ao nível do mar é de 100,6 ºC, enquanto o do ácido etanoico é de 118,2ºC. Apesar de ambos serem ácidos carboxílicos, o ácido etanoico tem ponto de ebulição maior porque ele possui um carbono e dois hidrogênios a mais, tendo massa molecular maior.
· Combustibilidade:
A maior parte das substâncias orgânicas é combustível, ou seja, entra em combustão, reagindo com o oxigênio quando há uma ignição que inicia a reação que libera energia na forma de calor. Eles podem ser sólidos como a madeira, líquidos como a gasolina e o álcool ou gasosos como o butano.
Isso mostra que os compostos orgânicos são responsáveis por grande parte da energia que consumimos, desde o que mantém nossos fogões acesos (gás butano) até os combustíveis de nossos automóveis.Os combustíveis usados nos automóveis são todos compostos orgânicos
Entretanto, existem algumas exceções, tais como o clorofórmio e o acetato de sódio, que não são compostos combustíveis.
A Química Orgânica recebeu inicialmente essa denominação porque ela estudava compostos que eram encontrados somente em organismos vivos, como animais e vegetais. Porém, essa definição ficou ultrapassada e precisou ser substituída porque, em 1825, o médico alemão Friedrich Wöhler (1800-1882) conseguiu sintetizar em laboratório a ureia ((NH2)2CO), que é um composto orgânico de origem animal. Com isso, ficou comprovado que as substâncias orgânicas não eram exclusivamente de origem vegetal ou animal, mas também poderiam ser artificiais.
Além disso, ao realizar essa façanha, Wöhler também observou que existia outra substância, o cianato de amônio, que possuía a mesma fórmula molecular que a ureia. Isso possibilitou a introdução de outra parte estudada pela Química Orgânica, a Isomeria, que é um fenômeno que ocorre quando duas ou mais substâncias possuem a mesma fórmula molecular, mas se diferenciam por algum aspecto em sua estrutura ou no arranjo espacial de seus átomos.
Assim, podemos dizer que a Química Orgânica, tal qual a conhecemos hoje, começou com a síntese da ureia, e a sua definição moderna é a seguinte:
“ Química Orgânica é um ramo da Química que estuda os compostos do carbono.”
Os átomos de carbono conseguem ligar-se de diferentes maneiras, formando cadeias carbônicas muito diversificadas. Por essa razão, foi necessário separar uma área específica de estudo somente para seus compostos.
Esta seção irá ajudá-lo a ver como a Química Orgânica pode ser fascinante, tendo em vista que ela está intimamente relacionada com as nossas vidas. Para você ter uma ideia, em nosso organismo há mais de 60% em massa de compostos orgânicos, que formam lipídios, proteínas e carboidratos. Os compostos do carbono compõem também os combustíveis que utilizamos — como a gasolina e o etanol —, os plásticos, o isopor, muitos produtos de limpeza, explosivos e remédios.
Para facilitar o estudo da Química Orgânica, esta seção foi dividida em subseções: Introdução à Química Orgânica, Grupos Funcionais, Isomeria, Polímeros e Reações Orgânicas. Acesse essas subseções para encontrar artigos que irão direcioná-lo nos seus estudos sobre essa área tão importante.
Existem milhões de compostos orgânicos cujas estruturas formadas principalmente por átomos de carbono são chamadas de cadeias carbônicas.
Essas cadeias carbônicas podem ser classificadas de acordo com quatro critérios principais, conforme mostra o esquema abaixo:
Classificação das cadeias carbônicas
Vejamos cada uma dessas classificações:
1. De acordo com o fechamento da cadeia:
1.1. Abertas: São também chamadas de acíclicas e de alifáticas. Esse tipo de cadeia tem duas extremidades ou mais e não possui ciclo nem anel aromático. Exemplos:
1.2. Fechadas: Também são chamadas de cíclicas, porque seus átomos de carbono ligam-se, formando um ou mais ciclos ou anéis aromáticos, não possuindo nenhuma extremidade livre. Exemplos:
Exemplos de cadeias carbônicas fechadas
As cadeias fechadas, por sua vez, subdividem-se em dois grupos:
1.2.1. Aromáticas: são aquelas que possuem pelo menos um anel benzênico, mostrado abaixo:
Estrutura do anel benzênico
1.2.2. Não aromáticas: não possuem anel benzênico.
1.3. Mistas: Possuem uma parte aberta com pelo menos uma extremidade e também possuem uma parte cíclica. Exemplos:
Exemplos de cadeias carbônicas mistas
2. De acordo com a disposição dos átomos na cadeia:
2.1. Normal: Também chamada de cadeia reta ou linear, esse tipo de cadeia apresenta apenas duas extremidades. Exemplos:
2.2. Ramificada: Possui mais de duas extremidades. Exemplos:
3. De acordo com os tipos de ligações entre os carbonos:
3.1. Saturadas: Quando as ligações entre os carbonos são apenas ligações simples. Exemplos:
3.2. Insaturadas: Quando possui pelo menos uma dupla ou tripla ligação entre carbono. Exemplos:
4. De acordo com a natureza dos átomos que existem na cadeia.
4.1 – Homogênea: se na cadeia carbônica não houver nenhum outro tipo de átomo entre os carbonos. Exemplos:
4.2. Heterogênea: Se houver pelo menos um átomo de outro elemento entre dois carbonos da cadeia, isto é, um heteroátomo.
Praticando o que foi aprendido:
Agora observe as cadeias carbônicas abaixo e como elas podem ser classificadas:
Exemplos de classificação de cadeias carbônicas
A Química estuda a maioria dos compostos, principalmente do elemento carbono. Esse elemento tem uma característica bastante importante: ele é tetravalente, ou seja, é capaz de realizar quatro ligações covalentes (em que há compartilhamento de elétrons), de diferentes formas e com diferentes tipos de átomos, inclusive com outros átomos de carbono, formando as chamadas cadeias carbônicas.
Tais cadeias podem conter milhares de átomos de carbono. É por essa razão que atualmente são conhecidos mais de 19 milhões de compostos orgânicos. Além disso, as propriedades e comportamento de cada uma dessas substâncias dependem em grande parte da forma com que seus átomos de carbono se ligam.
Portanto, torna-se imprescindível saber classificar os átomos de carbono dentro das cadeias carbônicas. Essa classificação pode ser feita principalmente de duas formas: (1) de acordo com a quantidade de carbonos ligados e (2) de acordo com os tipos de ligações que realizam.
Nessas duas classificações, analisamos cada átomo de carbono da cadeia separadamente. Segundo o primeiro critério, são observados quantos átomos de carbono estão ligados diretamente ao carbono analisado, podendo haver quatro possibilidades:
Classificação dos carbonos em primários, secundários, terciários e quaternários
Veja o exemplo da fenilalanina abaixo, em que a classificação de cada carbono é simbolizada apenas pela inicial, ou seja, se for primário, terá a letra “p”, se for secundário, aparecerá a letra “s”, e assim por diante:
Classificação dos átomos de carbono na molécula da fenilalanina
Observação: O carbono do metano (CH4) não pode ser classificado segundo esse critério porque ele não está ligado a nenhum outro átomo de carbono.
O segundo tipo de classificação dos carbonos é de acordo com o tipo de ligação que eles realizam. Dentro desse critério, podemos ter dois tipos de carbono:
* Saturado: Realiza apenas ligações simples (sigma “σ”).
Exemplos:
* Insaturado: Realiza pelo menos uma ligação dupla (=) ou tripla (≡).
Exemplos:
Conforme mostrado no texto Polaridade das ligações, essa propriedade depende da eletronegatividade dos átomos envolvidos na ligação, ou seja, da capacidade que o átomo tem de atrair para si o par de elétrons que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente.
No caso das moléculas orgânicas, todas as ligações entre seus átomos são covalentes, por isso, precisamos analisar a diferença de eletronegatividade entre os átomos das ligações para determinar se as moléculas são polares ou apolares.
Os compostos orgânicos são aqueles de origem vegetal e animal e que também podem ser sintetizados em laboratório. Eles possuem como principal constituinte o carbono. Visto que o carbono é tetravalente (realiza quatro ligações covalentes), ele pode ligar-se de diferentes maneiras com diferentes átomos.
O carbono pode até mesmo se ligar com outros átomos de carbono, formando cadeias carbônicas. Nesse tipo de ligação, não há diferença de eletronegatividade, afinal de contas, são dois átomos de carbono ligados entre si. Assim, essas ligações são apolares, independente se as ligações são simples, duplas ou triplas:
A maioria dos compostos orgânicos possui também ligações entre átomos de carbono e átomos de hidrogênio. A diferença de eletronegatividade entre esses elementos é muito pequena, por isso esse tipo de ligação também é considerado apolar.
Portanto, temos o seguinte: no caso de hidrocarbonetos (compostos formados somente por átomos de carbono e hidrogênio), quer sejam alcanos, alcenos ou alcinos, esses compostos orgânicos serão apolares.
Alguns exemplossão dados a seguir:
Exemplos de moléculas apolares
No entanto, o carbono também se liga com outros átomos, como o oxigênio, o nitrogênio, o enxofre e os halogênios, que são elementos mais eletronegativos que o carbono e que o hidrogênio. Desse modo, sempre que a molécula orgânica possuir algum elemento químico que não seja o carbono e o hidrogênio, temos um composto polar.
Isso inclui os compostos pertencentes às demais funções orgânicas, tais como os álcoois, os aldeídos, os ácidos carboxílicos, as cetonas, os éteres, os fenóis, os ésteres, as aminas, as amidas, os tiocompostos, os haletos orgânicos, entre outros.
Veja alguns exemplos a seguir:
As propriedades das substâncias são influenciadas em grande parte pelo tipo de ligação que seus átomos realizam e se elas são polares ou apolares. Por exemplo, o álcool (etanol), H3C — CH2 — OH, possui a propriedade de ser infinitamente solúvel em água e, ao mesmo tempo, ser solúvel na gasolina, sendo que ambas não se misturam. Isso ocorre porque a água é polar e o etanol também possui ligações polares em suas moléculas, mas, por outro lado, a gasolina é apolar, sendo que o etanol também possui ligações apolares em suas moléculas.
Antes de verificarmos quais são as ligações apolares e as polares das moléculas do etanol, vejamos como determinar a polaridade das ligações iônicas e covalentes:
1. Ligações iônicas:
As ligações iônicas são aquelas em que os átomos dos elementos transferem um ou mais elétrons definitivamente um para o outro, formando íons. O átomo do elemento que perdeu os elétrons é o cátion (fica com carga positiva) e o átomo do elemento que recebeu os elétrons é o ânion (fica com carga negativa).
Assim, toda ligação iônica ocorre com diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos, visto que sempre envolve partículas de cargas opostas, formando-se polos, um negativo e um positivo. Portanto, podemos concluir que:
Toda ligação iônica é polar.
2. Ligações covalentes:
As ligações covalentes são aquelas em que ocorre compartilhamento de pares de elétrons entre os átomos. Assim, dependendo do tipo de elemento que está envolvido na ligação, ela pode ser polar ou apolar. O etanol realiza somente ligações covalentes, de modo que em sua molécula ocorre os dois tipos de ligações (ligação covalente apolar e ligação covalente polar).
Veja:
2.1. Ligação covalente apolar:
Quando a ligação ocorre entre dois átomos de um mesmo elemento químico, não há diferença de eletronegatividade entre eles e, por isso, a distribuição dos elétrons ao redor do núcleo de ambos os átomos é simétrica e não há formação de polos carregados positivamente ou negativamente na molécula.
Por exemplo, a molécula de etanol (H3C — CH2 — OH) possui uma ligação covalente entre dois átomos de carbono, sendo uma ligação apolar, como é mostrado abaixo. Além disso, a diferença de eletronegatividade entre o carbono e o hidrogênio é mínima, por isso a região H3C — CH2 da molécula do etanol é considerada apolar e é responsável pela sua propriedade de ser solúvel na gasolina.
Ligação covalente apolar entre átomos de carbono do etanol
2.2. Ligação covalente polar:
Quando a ligação covalente ocorre entre átomos de elementos que possuem diferentes eletronegatividades, um dos átomos – o mais eletronegativo – atrai com maior força os elétrons da ligação, criando uma diferença de distribuição da nuvem eletrônica. Com isso, forma-se uma região com maior densidade de elétrons, que fica com carga parcial negativa (δ-), e uma região com menor densidade de elétrons, que fica com carga parcial positiva (δ+). Visto que há compartilhamento de elétrons e não transferência, no caso das ligações covalentes, não se pode representar o polo negativo pelo sinal - e nem o polo positivo pelo sinal +. Isso é feito somente nas ligações iônicas que são constituídas de íons. Por isso, aqui usamos “carga parcial”, simbolizada por “δ”.
Um dos elementos mais eletronegativos é o oxigênio. Por isso, as ligações que ele realiza com o carbono e com o hidrogênio são polares, tendo em vista que ele atrai mais fortemente os elétrons da ligação. O oxigênio fica com carga parcial negativa (δ-), enquanto o carbono e o hidrogênio ficam com carga parcial positiva (δ+):
Ligação covalente polar entre átomos de carbono e oxigênio
Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os elementos da ligação, maior será a polaridade da ligação. O cientista Linus Pauling criou uma escala de eletronegatividade para os elementos da Tabela Periódica, sendo que, considerando os elementos principais, temos:
Escala de eletronegatividade de Pauling
Isso significa que a ligação do fluoreto de hidrogênio (H— F) é a mais eletronegativa. Existe uma frase que nos ajuda a lembrar tal escala de eletronegatividade. Veja abaixo que as iniciais das palavras correspondem ao símbolo de cada elemento da escala:
“Fui Ontem No Clube, Briguei I Sai Correndo Para o Hospital.”
Assim, sobre os tipos de ligações covalentes, resumindo, temos:
Resumo da polaridade das ligações
Como o carbono é tetravalente, ele realiza quatro ligações, que podem ser simples, duplas ou triplas. Essas ligações químicas podem estabelecer-se entre átomos de carbono ou entre o carbono e outros átomos, como o hidrogênio, oxigênio, nitrogênio e enxofre. Assim, o carbono origina os mais diversos compostos orgânicos, que atualmente totalizam mais de 19 milhões.
Assim, para facilitar o estudo de tantos compostos do carbono, eles foram divididos em grupos funcionais ou funções orgânicas. Cada um desses grupos é formado por uma série de compostos que possui comportamento químico semelhante. Esse comportamento é resultado de agrupamentos de átomos que se repetem na estrutura de todos os compostos de um mesmo grupo funcional.
Todos os compostos orgânicos do grupo dos ácidos carboxílicos, por exemplo, possuem o seguinte grupo funcional em sua estrutura: -COOH. Já os álcoois possuem o -OH ligado a um carbono saturado (que realiza somente ligações simples), e assim por diante.
Todas as funções orgânicas estão listadas nas subseções abaixo. Os dois grupos funcionais citados (ácidos carboxílicos e álcoois), por exemplo, poderão ser encontrados na subseção de funções oxigenadas. Além da definição dos grupos funcionais, você encontrará também as propriedades desses compostos, suas origens, formas de obtenção e aplicações no cotidiano.
Esta seção de Grupos Funcionais ajudará na identificação das funções presentes em todos os compostos orgânicos, um assunto bastante cobrado em exames e vestibulares.
s compostos orgânicos se diferenciam dos demais através de certas propriedades, como: Solubilidade, Temperatura de fusão e ebulição e Combustibilidade. Vejamos do que se trata cada uma delas.
Solubilidade 
Sabe-se que, para uma substância ser solúvel em outra, ambas precisam apresentar a mesma polaridade. É assim que dita a regra: semelhante dissolve semelhante. A maioria dos compostos orgânicos é apolar e se o solvente em questão for a água (polar), já se pode imaginar o resultado: compostos orgânicos não se misturam com água.
Um clássico exemplo do apresentado é a mistura de água e óleo, já reparou que por mais que você misture estes dois ingredientes eles nunca apresentam uma única fase. A água presente sempre fica na parte inferior e o óleo se mantém na parte superior.
Temperatura de fusão e ebulição 
Pelo fato de podermos encontrar compostos orgânicos em três estados físicos na natureza já é uma prova que possuem temperatura de fusão menor do que compostos inorgânicos. Já reparou como substâncias inorgânicas como os minerais, por exemplo, só existem à temperatura ambiente no estado sólido? Mas por que isso acontece?
As interações intermoleculares presentes em compostos orgânicos são fracas, sendo assim as moléculas se afastam e podem existir no estado líquido ou gasoso. Já em compostos inorgânicos, as interações entre as moléculas são muito fortes (moléculas bem próximas), o estado sólido, portanto, é a forma que adquirem.
Combustibilidade 
Quanto à capacidade de sofrer combustão,pode-se dizer que os compostos orgânicos são responsáveis por grande parte da energia que consumimos. Por exemplo, o que mantêm nossos fogões acesos é o gás butano (composto orgânico).
Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
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Polaridade dos Compostos Orgânicos
Química Orgânica - Química - Brasil Escola
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olubilidade 
Os compostos orgânicos apolares são praticamente insolúveis em água e tendem a se dissolver em outros compostos orgânicos, sejam eles polares ou apolares. Há algumas exceções de compostos orgânicos que são polares e podem dissolver na água: ácido acético, açúcar, álcool comum, acetona, etc. O ácido acético é componente do vinagre.
Combustibilidade 
A maior parte da energia consumida atualmente é proveniente da combustão (queima) de compostos orgânicos. Exemplos: gás utilizado em fogões, álcool dos automóveis. Sendo assim, pode-se dizer que os compostos que são bons combustíveis são de origem orgânica.
Polaridade
As ligações mais freqüentes envolvendo compostos orgânicos acontecem entre átomos de carbono ou entre átomos de carbono e hidrogênio. Todas as ligações dos compostos orgânicos formados somente por carbono e hidrogênio são apolares, pois os átomos unidos demonstram uma pequena desigualdade de eletronegatividade. Quando na molécula de um composto orgânico, houver outro elemento químico além de carbono e hidrogênio, suas moléculas passarão a apresentar certa polaridade.
Temperatura de fusão e de ebulição 
Os fatores que influenciam a temperatura de ebulição e fusão de uma substância são o tamanho e a geometria da molécula. Quanto maior o tamanho de um composto, maior sua massa molecular e conseqüentemente, maior será seu ponto de ebulição. A geometria de uma molécula interfere em sua força intermolecular, quanto mais forte a ligação, mais elevado se tornará o ponto de ebulição.
Geralmente as temperaturas de fusão e de ebulição dos compostos orgânicos são menores que dos compostos inorgânicos, pois os compostos orgânicos apresentam interações intermoleculares mais fracas.
Os compostos orgânicos em sua maioria são formados pela ligação entre átomos de carbono e hidrogênio. Sendo assim, a atração entre elétrons das moléculas orgânicas é praticamente a mesma, essa propriedade nos leva a abordar uma característica dos compostos orgânicos: a polaridade.
Polaridade 
Todas as ligações dos compostos orgânicos formadas somente por carbono e hidrogênio são apolares, pois os átomos unidos demonstram uma pequena desigualdade de eletronegatividade. Quando na molécula de um composto orgânico houver outro elemento químico, além de carbono e hidrogênio, suas moléculas passarão a apresentar certa polaridade. 
Solubilidade 
Compostos orgânicos são praticamente insolúveis em água, mas por outro lado, tendem a se dissolver em outros compostos orgânicos, sejam eles polares ou apolares. Toda regra tem exceção e alguns compostos orgânicos que são polares podem se dissolver na água, como o ácido acético, açúcar, álcool comum, acetona, etc.
Combustibilidade 
A maioria dos compostos que são bons combustíveis, ou seja, se queimam com facilidade, são de origem orgânica.
Exemplos: gás utilizado em fogões, álcool dos automóveis.
Temperatura de fusão e de ebulição
Em geral as temperaturas de fusão e de ebulição dos compostos orgânicos são baixas. A baixa solubilidade dos compostos orgânicos apolares é responsável por pontos de fusão e ebulição menores comparados aos dos compostos inorgânicos, ou seja, as interações intermoleculares são mais fracas.
Outros fatores que influenciam a temperatura de ebulição e fusão de uma substância são o tamanho e a geometria da molécula. A geometria de uma molécula interfere em sua força intermolecular, quanto mais forte a ligação, mais elevado se tornará o ponto de ebulição. O tamanho também julga, quanto maior um composto, maior sua massa molecular e conseqüentemente, maior será seu ponto de ebulição.
Por Líria Alves
nterações intermoleculares são as forças de atração, de natureza eletrostática, que mantêm as moléculas unidas nos estados sólido, líquido e gasoso. No estado gasoso as moléculas estão em constante movimento e a força de atração entre elas é muito fraca, por isso não nos referimos a esse estado quando tratamos de interações intermoleculares. Para moléculas neutras as interações intermoleculares a serem consideradas são: dispersão de London(dipolo induzido) , interações dipolo - dipolo, e ligação de hidrogênio.
As primeiras, são mais fracas, pois ocorrem em moléculas apolares, nas quais não existe um dipolo permanente – é a distorção da nuvem eletrônica devida à aproximação de uma outra molécula que leva à formação de um dipolo temporário. Em moléculas polares as interações são mais fortes, pois nestas os dipolos são permanentes.
As ligações de hidrogênio são as interações mais fortes das três, podendo ser considerada como um caso extremo das interações dipolo – dipolo, devido a diferença de eletronegatividade entre o hidrogênio e oxigênio, nitrogênio e flúor. É esse tipo de interação que explica porque o papel absorve água mas não uma sacola plástica feita de polietileno.
Outro tipo de interação que também deve ser considerado é a interação íons- dipolo, importante para soluções iônicas. É essa interação a responsável pela solvatação dos íons quando uma substância iônica se dissolve em água, por exemplo. E é também essa interação que permite que uma fralda descartável absorva água, uma vez que o polímero superabsorvente contém íons de sódio e carboxilato.
Interações intermoleculares e sua “atuação” nas lagartixas
Durante muito tempo elaborou-se várias hipóteses para explicar o fato das lagartixas conseguirem subir por superfícies com baixíssima rugosidade, como porcelanas e vidros. Uma das mais interessantes explicações foi a de que as lagartixas possuíam miniventosas em suas patas. Mas em um experimento para comprovar essa hipótese, em que se fazia vácuo durante o deslocamento da lagartixa por uma parede, observou-se que ela não perdia sua capacidade de adesão à parede mesmo sob o vácuo, o que levou ao descarte dessa hipótese.
Com o avanço das técnicas de microscopia em escala manométrica descobriu-se que as lagartixas possuíam em suas patas uma quantidade muito grande de fios, muito pequenos. Como a superfície desses fios é de substâncias apolares, a soma das forças de baixo poder de atração contidas na enorme área superficial dos pelinhos de suas patas é suficiente para suportar o peso da lagartixa e aderi-la à qualquer superfície, seja lisa ou rugosa. Entretanto, as forças de baixo poder não são tão intensas o suficiente para mantê-la grudada na parede, permitindo que a força de seus músculos puxe a pata e a grude novamente mais adiante.
Interações intermoleculares e solubilidade
Substâncias polares dissolvem substâncias polares e substâncias apolares dissolvem substâncias apolares. Isso se observa quando um mecânico de automóveis lava a mão com gasolina para tirar a graxa, pois ambas são substâncias apolares.
Quando misturamos duas substâncias covalentes pode ocorrer liberação ou absorção de calor. A liberação de calor (processo conhecido como exotérmico) acontece quando há um aumento das interações intermoleculares entre as substâncias que se misturaram, diminuindo suas mobilidades e estados de vibração. A energia da mobilidade e das vibrações que não são mais permitidas é então liberada do sistema, aquecendo o ambiente ao seu redor.
Já na absorção de calor em uma dissolução (processo conhecido como endotérmico) ocorre o oposto, ou seja, há um menor número de interações entre os componentes da mistura do que antes da mistura. Devido a isso, há mais mobilidade das moléculas e essa liberdade de movimento requer energia, que acaba sendo retirada do seu redor. Quanto maior for a força de atração intermolecular, maior será a energia liberada.
Exemplificando: Se tivermos uma substância com atração intermolecular muito forte, como a água, e misturarmos a ela uma substânciacom atração intermolecular bem menor, como o óleo de cozinha, as moléculas de água irão interagir fortemente não deixando espaço para que o óleo, com polos menos intensos, possa interagir com a água. É mais ou menos como se quisessemos misturar areia com pedacinhos de ímã. Se colocarmos pedacinhos de ímãs em um vidro, espaçados entre si por areia, fecharmos o vidro e chacoalharmos, notaremos que os pedacinhos de ímã, ao se encontrarem, grudarão uns aos outros devido à forte atração entre os seus polos opostos. Ao fim do chacoalho teremos um grumo de pedacinhos de ímã separados da areia. A atração entre os pedaços de imã é mais forte do que a capacidade da areia de entrar entre os pedaços do ímã.
Processo semelhante acontece com a água e o óleo: a água interage fortemente entre si, deixando pouco espaço para interação com o óleo, que tem menor força atrativa do que a água. Se for o etanol no lugar do óleo, haverá uma mudança no processo, pois o etanol possui força de atração intermolecular próxima à força de atração intermolecular da água
Interações intermoleculares e sistemas biológicos
As interações intermoleculares e seu entendimento ganham sua expressão máxima em sistemas biológicos. As moléculas da vida(DNA, RNA, proteínas, etc.) são mantidos em suas estruturas tridimensionais através de interações intra e intermoleculares.
Uma vez que a estrutura tridimensional molecular é responsável pela atividade biológica específica destas moléculas, percebe-se então a importância do entendimento de tais interações. Todos processos orgânicos vitais estão relacionados com o reconhecimento molecular específico inter e intramolecular.
Interações intermoleculares e viscosidade
A viscosidade de um líquido surge das forças entre as moléculas: quando as interações moleculares são fortes, elas mantêm as moléculas unidas e restringem seus movimentos. As fortes ligações de hidrogênio da água dão–lhe viscosidade maior do que a do benzeno. Isso significa que as moléculas de benzeno se deslocam mais facilmente, umas em relação às outras, mas para que as moléculas de água se movam é preciso quebrar as ligações hidrogênio.
O ácido fosfórico e o glicerol são muito viscosos em temperatura normal devido às numerosas ligações hidrogênio que suas moléculas podem formar. A viscosidade usualmente diminui quando a temperatura aumenta. As moléculas têm mais energia em temperaturas mais altas e podem mover-se mais facilmente.
Interações intermoleculares e Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição
Quanto mais fortes forem as forças de atração entre as moléculas, maiores serão os pontos de fusão e os pontos de ebulição, pois será necessário maior quantidade de energia para separar as moléculas.
Moléculas mais polarizadas terão forças de atração, entre suas moléculas, mais intensas que as moléculas de baixa polaridade ou entre moléculas apolares. Como consequência, podemos concluir que moléculas ligadas por pontes de hidrogênio, terão ponto de fusão e ponto de ebulição mais elevados que as moléculas com ligação do tipo dipolo - dipolo permanente, sendo menores os pontos de fusão e ponto de ebulição das substâncias apolares, com ligação do tipo forças de London ou dipolo instantâneo.
Interações intermoleculares e tensão superficial
A superfície de um líquido é lisa porque as forças intermoleculares tendem a manter juntas as moléculas, puxando-as para o corpo do líquido. A tensão superficial é a resposta ao empuxo em direção ao corpo do líquido. Mais uma vez, espera-se que os líquidos formados por moléculas em que interações intermoleculares são fortes tenham tensão superficial elevada, porque o empuxo para o corpo do líquido, na superfície, deve ser forte. A tensão superficial da água, por exemplo, é aproximadamente três vezes maior do que a da maior parte dos líquidos comuns, devido às ligações de hidrogênio fortes. A tensão superficial no mercúrio é ainda maior, indicando que existem ligações muito forte entre os átomos de mercúrio do líquido.
A tensão superficial explica vários fenômenos rotineiros. Por exemplo, uma gota de líquido suspensa no ar ou em uma superfície encerrada é esférica, porque a tensão superficial faz com que as moléculas assumam a forma mais compacta possível, a esfera. As forças atrativas entre moléculas de água são maiores do que entre a água e a cera, que é feita essencialmente de hidrocarbonetos.
Introdução:
A forma como os átomos estão ligados, assim como as forças que os mantém unidos na formação de estruturas metálicas, covalentes, iônicas ou moleculares são de extrema importância para compreendermos a natureza da matéria e também a disposição da sua estrutura. As propriedades físicas de uma matéria está diretamente ligada à força de intermolecular que interage nela.
Interações intermoleculares e a cola
As colas são produzidas especialmente para que tenham alta afinidade com os materiais que se destinam a aderir. Elas provocam um “contato íntimo” entre as moléculas desses materiais e das moléculas do material de que ela é formada; com isso, eles ficam presos por uma força de atração física. 
Quando passamos cola em dois objetos a fim de uni-los, as moléculas da cola interagem fortemente( por meio de Interações intermoleculares ) com as moléculas de ambos os objetos, mantendo unidos dessa forma. Essas interações entre moléculas permanecem fixas após a secagem. Para entender essa propriedade melhor, um exemplo simples: para duas pessoas formarem um casal, é preciso, inicialmente, uma atração física, para depois formarem um casal. É a mesma coisa com a cola.
Interações intermoleculares e a ação dos detergentes
Detergentes são substâncias que desempenham a função de remover impurezas de superfícies sólidas por meios químicos. Detergência é o conjunto de teoria e prática dessa ação. Espera-se que os detergentes tenham as seguintes características:
I – Sejam capazes de remover a sujeira de uma superfície deslocando-a para o interior de um líquido (água);
II – Sejam capazes de solubilizar ou dispersar a sujeira para impedir que ela volte a se depositar sobre a superfície sólida limpa;
III – Sejam constituídos de moléculas grandes dotadas de uma parte polar e de outra apolar. O grupo polar da molécula dos detergentes interage com a água, enquanto a camada apolar da molécula do detergente interage com a sujeira.
Ele pode agir sobre diferentes tipos de sujeira em uma superfície sólida: partículas de pó, fuligem, óleo ou gorduras pouco polares ou apolares. As moléculas de detergente são polares numa extremidade e apolares na outra. A parte polar é hidrófila e interage com a água. A parte apolar é hidrófoba e deposita-se na superfície sólida em torno da sujeira.
A sujeira é mantida dispersa no meio da água e a superfície sólida é coberta por moléculas do detergente, o que impede que a sujeira volte a se depositar sobre a superfície limpa.
Interações intermoleculares e a silicose
Os operários das indústrias de cerâmica, vidro e aço(siderurgia), principalmente os que operam com broqueamento, detonação e trituração de minérios ou com moagem e peneiramento de matérias- primas ou ainda com o desbaste polimento de peças, estão em constantemente sujeitos à inalação de poeiras, podendo provocar sérios danos ao organismo, particularmente ao pulmão, induzindo doenças crônicas, denominadas pneumoconioses.
Há dois tipos principais de pneumoconioses: as não colágenas e as colágenas. As pneumoconioses não colágenas são provocadas por poeiras de matérias não fibrosos, no entanto, os danos causados ao organismo podem ser revertidos. As pneumoconioses colágenas são provocadas por poeiras de materiais fibrosos como as de sílica(silicose) e de asbesto(asbestose) e causam danos irreversíveis, como a destruição da estrutura alveolar, endurecimento das fibras colágenas do estroma pulmonar e cicatrização permanente do pulmão.
No caso específico da silicose, foram elaboradas muitas teorias para tentar explicar como a sílica produz suas lesões nodulares características do tecido pulmonar. A teoria aceita atualmente é a seguinte:
O pulmão contémcélulas denominadas macrófagos(células de defesa do organismo) , cuja função é capturar e digerir corpos estranhos no organismo, como bactérias e partículas de poeira, por exemplo. O volume, o aspecto e a função dos macrófagos fazem- nos parecidos com os leucócitos.
Os macrófagos movimentam- se por meio de pseudópodos. Localizam, englobam e destroem os corpos estranhos por ação lisossômica, liberando substâncias(enzimas) que literalmente digerem o invasor.
Este processo é denominado fagocitose, e o que os pesquisadores descobriram foi basicamente o seguinte:
A sílica(na sua forma cristalina) teria um efeito tóxico seletivo sobre os macrófagos, que se auto digerem após terem fagocitado partículas de poeira dessa substância. A lise(quebra) dos macrófagos pelo quartzo ocorreria em função da formação de pontes de hidrogênio entre os grupos SiOH formados pela dissolução da sílica na superfície do quartzo e átomos de oxigênio e nitrogênio que compõem a estrutura lipoprotéica da membrana celular.
A formação de pontes de hidrogênio produz alteração dessa membrana, com modificação da sua permeabilidade. Essas alterações são iniciadas tão logo as partículas de quartzo entram em contato com a membrana celular externa do macrófago. E quando a partícula é englobada pelo macrófago, a situação torna- se ainda pior, pois as alterações da membrana interna provocam a liberação de enzimas que se espalham pelo citoplasma celular, levando à auto digestão do macrófago.
Essa auto digestão do macrófago, induzida pelo quartzo, inicia uma série de reações biológicas que levam à formação de uma lesão nodular característica, isto é, os macrófagos lesados ou destruídos liberam um “fator fibrogênico” que endurece as fibras colágenas, enrijecendo o tecido pulmonar, o que estimula outros macrófagos a ocuparem o lugar em que havia o depósito de sílica.
Assim, tem início o processo cíclico destrutivo: os acúmulos de poeira de sílica no pulmão levam à formação de nódulos provenientes de macrófagos que se auto digerem sob a ação das partículas fagocitadas, o que induz a ocupação de outros macrófagos no local. Logo, as áreas de acúmulo de poeira de sílica são também áreas de acúmulo de macrófagos e, consequentemente, de formação de nódulos silicóticos de aspecto amorfo, eosinofílico e vítreo.
Interações intermoleculares e o estado físico da água
A molécula de água é composta de um átomo de oxigênio e dois átomos de hidrogênio, formando um ‘V’ em um ângulo de 104,45º, com o oxigênio no vértice. Apesar de a molécula ser eletricamente neutra, suas cargas se distribuem de maneira desigual, com carga parcial negativa junto ao oxigênio e carga parcial positiva junto às pontas do ‘V’, onde estão os hidrogênios.
O oxigênio de uma molécula atrai hidrogênios de outras moléculas de água – pois o negativo atrai o positivo –, estabelecendo uma ligação extremamente importante entre moléculas de água, chamada ponte de hidrogênio. Essa interação, criada pelas pontes de hidrogênio, é a responsável pela grande maioria das propriedades da água e, em particular, pelo fato de a água ser líquida à temperatura ambiente, enquanto, em geral, outras moléculas de tamanho semelhante são gases.
Para que a molécula de água possa se comportar como uma molécula de gás (vapor), ela deve quebrar essas pontes de hidrogênio que a unem a moléculas vizinhas e isso custa muita energia. Apesar de ser bem mais fraca que as ligações iônicas (transferência completa de elétrons) e covalentes (compartilhamento de um par de elétrons), essa ligação é mais forte que a maioria das outras ligações entre moléculas.
As moléculas de oxigênio (O 2 ) e de hidrogênio (H 2 ), por exemplo, são apolares, ou seja, não apresentam desigualdade na distribuição de cargas em seu interior. A interação entre essas moléculas é, portanto, muito mais fraca que a causada pelas pontes de hidrogênio nas moléculas de água.
À temperatura e pressão ambientes, já existe energia suficiente na agitação molecular para que as interações entre moléculas de O 2 ou H 2 sejam quebradas e o oxigênio e o hidrogênio se comportem como gases. Nessas condições de pressão (1 atm), o oxigênio só se tornará líquido à temperatura de -183ºC e o hidrogênio à temperatura de - 252,8ºC.
Interações intermoleculares e bioluminescência
De vaga-lumes a bactérias, uma grande variedade de espécies desenvolveu a capacidade de reproduzir luz própria a partir de processos químicos. Os motivos para esse comportamento vão desde a defesa contra predadores até a necessidade de atrair pares para acasalamento.
Muitos mistérios ainda envolvem as funções da bioluminescência e as consequências relacionadas a ela. Na tentativa de tornar a questão menos obscura, Edith Widder, pesquisadora da Associação de Pesquisa e Conservação de Oceanos Fort Pierce, nos Estados Unidos, publicou esta um artigo na Science no qual revê os principais estudos e conclusões sobre esse fenômeno.
O foco das análises da pesquisadora foi nos animais marinhos, já que dos 700 gêneros bioluminescentes registrados, 80% são encontrados no oceano. Mas o processo básico que envolve a geração de luz é o mesmo em quase todos os animais. Trata-se de uma função exercida pela enzima luciferase, que, ao oxidar a proteína luciferina, emite fótons de luz.
A bioluminescência é comparada à fotossíntese, pois os fótons são absorvidos e sua energia é estocada na forma de ligações químicas de compostos orgânicos, enquanto na bioluminescência as ligações químicas desses compostos são quebradas (por oxidações semelhantes às que ocorrem na combustão), com emissão de fótons.
Interações intermoleculares e densidade
A densidade de um líquido reflete o grau de empacotamento de suas moléculas, o que é decorrência da intensidade das interações intermoleculares. Assim, interações intermoleculares mais intensas tendem a relacionar-se com densidades maiores, já que o volume e a densidade são inversamente proporcionais. Conclui se então que quanto mais forte a ligação, mais empacotadas estão as moléculas, portanto o volume será menor e a densidade maior.
Um exemplo desta relação é a observação de que, de maneira geral, a densidade de hidrocarbonetos aumenta com a presença de insaturações (duplas e triplas ligações). Isto ocorre porque as ligações insaturadas são mais polarizáveis do que as ligações simples. Logo, compostos insaturados apresentam interações do tipo dipolo induzido entre suas moléculas, o que as torna mais empacotadas em relação às moléculas dos hidrocarbonetos saturados. Se compararmos os hidrocarbonetos insaturados com a água, veremos que a água é ainda mais densa. A água apresenta interações intermoleculares do tipo ponte de hidrogênio, que são cerca de 10 vezes mais intensas do que as interações do tipo dipolo induzido. Além disso, as moléculas de água são bem menores do que as moléculas de hidrocarbonetos, o que intensifica ainda mais o empacotamento da água em relação aos hidrocarbonetos.
As cadeias carbônicas, ou seja, as moléculas de qualquer composto orgânico que são formadas pelo conjunto de todos os átomos de carbono e heteroátomos, podem ser classificadas de acordo com vários critérios. A seguir essa classificação e os critérios adotados serão mais bem explanados:
1- Quanto ao fechamento da cadeia:
1.1- Cadeia aberta, acíclica ou alifática: uma cadeia aberta é aquela que possui pelo menos duas extremidades ou pontas, não há nenhum encadeamento, fechamento, ciclo ou anel nela. Exemplos:
1.2- Cadeia fechada ou cíclica: não possui nenhuma extremidade ou ponta, seus átomos são unidos, fechando a cadeia e formando um encadeamento, ciclo, núcleo ou anel. Exemplos:
1.3- Cadeia mista: apresenta tanto uma parte da cadeia fechada quanto uma parte da aberta. Exemplos:
2 – Quanto à disposição dos átomos de carbono na cadeia carbônica:
2.1- Cadeia normal, reta ou linear: ocorre quando só existem carbonos primários e secundários na cadeia. Estando em uma única sequência, geram apenas duas extremidades ou pontas. Exemplos:
2.2- Cadeia ramificada: são aquelas que possuem três ou mais extremidades,com carbonos terciários ou quaternários. Exemplos:
3 – Quanto ao tipo de ligação entre os átomos de carbono:
3.1- Cadeia saturada: classificação dada para aquelas cadeias que possuem somente ligações simples entre os carbonos. Exemplos:
3.2- Cadeia insaturada: cadeias que possuem pelo menos uma ligação dupla ou tripla entre os carbonos. Exemplos:
4 – Quanto à natureza dos átomos que compõem a cadeia carbônica:
4.1- Cadeia homogênea: são aquelas que não possuem nenhum heteroátomo entre os carbonos, ou seja, essas cadeias são constituídas somente por carbonos. Exemplos:
4.2- Cadeia heterogênea: nesse caso há algum heteroátomo entre os carbonos, que normalmente são o oxigênio (O), o nitrogênio (N), o fósforo (P) e o enxofre (S). Exemplos:
5 – Quanto ao aparecimento de um anel aromático na cadeia carbônica:
5.1- Cadeia aromática: são as que apresentam em sua estrutura pelo menos um anel benzênico, também denominado anel aromático (C6H6). Exemplos:
5.2- Cadeia não aromática ou alicíclicas: são as cadeias fechadas que não apresentam um anel benzênico em sua estrutura. Exemplos:
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
Ligação Covalente pelo Modelo do Orbital Molecular
Uma ligação A = B forma-se pela interpenetração (mistura) de um orbital semi-cheio do átomo A com um orbital semi-cheio do átomo A com um orbital semi-cheio do átomo B, que possuem elétrons de Spins contrários. Desta interpenetração resulta um orbital molecular contendo um par eletrônico compartilhado.
Ligação Sigma (σ) e Pi (π)
A interpenetração entre dois orbitais atômicos, resultando num obital molecular pode se dar de forma linear, quando eles pertencem a um mesmo eixo (ligação sigma) ou pode se dar de forma paralela, quando eles pertencem a eixos paralelos (ligação pi) quando no mesmo eixo chamamos de interpenetração em paralelo.
A ligação sigma se estabelece quando dois átomos se liga por uma ligação simples, uma ligação dupla ou uma ligação tripla. 
A ligação pi se estabelece quando dois átomos se ligam por uma ligação dupla ou uma tripla. 
As ligações pi são dependentes das ligações sigma. Isto quer dizer que uma ou duas ligações pi sempre estão acompanhadas de uma ligação sigma. 
Veja que tipo de ligação há em:
Ligação Simples = uma ligação sigma
Ligação Dupla = uma ligação sigma e uma ligação pi
Ligação Tripla = duas ligações pi e uma sigma
Exemplo:
A – B     uma ligação σ
A = B    uma ligação σ e uma ligação π
A ≡ B    uma ligação σ e duas ligações π
Ligações Covalentes através de Orbitais Híbridos
Hibridização ou Hibridação de orbitais é uma interpenetração (mistura) que dá origem a novos orbitais, em igual número, denominados orbitais híbridos.
Veja o tipo de hibridização para diferentes tipos de ligações entre carbonos:
- sp3 
 H
  |
   H – C – H
  |
 H
Nesta molécula, o metano, todas as ligações são sp3. 
Toda molécula que possuir ligações simples, a sua hibridização será sp3.
- sp2
Nesta molécula, eteno, temos uma ligação dupla, então a hibridização nesta ligação será sp2 (ligação sigma) e p (ligação pi). As demais ligações são todas sp2.
- sp
H – C  ≡  C – H
Neste caso, o etino possui uma ligação tripla, sendo uma hibridização sp (ligação sigma) e duas p (ligação pi). A ligação entre carbonos e hidrogênios é sp.
Todas as ligações π são p puro.
Veja esta molécula:
= C =
Nesta molécula, há um ângulo de 180° entre as ligações duplas. A hibridização será sp e p para cada ligação dupla. 
Uma ligação entre H – C será s – sp.
Exemplo: 
Seja a seguinte molécula de etano, analise as suas ligações σ e π e o tipo de hibridização de cada ligação:
Carbono 1: 
H – C [σ: s – sp3 ]
C – C [σ: sp3 – sp3]
Carbono 2: 
C – C [σ : sp3 – sp3]
H – C [σ: s – sp3]
No etano, não há nenhuma ligação π, portanto nenhum p puro.
Ângulo entre as Ligações
De acordo com a hibridização, veja o ângulo que se forma em cada uma delas:
sp3 – 109° 28´16”
sp2 – 120°
sp – 180°
 
A classificação das cadeias carbônicas – estruturas formadas por átomos de carbono ligados entre si – é totalmente independente daquela atribuída ao composto orgânico. É importante não confundir a classificação da cadeia carbônica com qualquer tipo de classificação dos compostos orgânicos. As cadeias carbônicas são classificadas em abertas e fechadas.
Cadeias abertas
Também chamadas de alifáticas ou acíclicas, são classificadas de acordo com os aspectos apresentados a seguir.
Disposição dos carbonos
•     Cadeias normais – apresentam somente carbonos primários ou secundários. CH3 — CH2 — CH2 — CH3;
• Cadeias ramificadas – apresentam ao menos um carbono terciário ou quaternário em sua estrutura. CH, — CH, — CH —CH,
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Saturação dos carbonos da cadeia
•    Cadeias saturadas – apresentam somente ligações simples entre os carbonos. CH3 — CH2 — CH2 — CH3
•    Cadeias insaturadas – apresentam ao menos uma insaturação, ou seja, ao menos uma dupla ou tripla ligação entre carbonos. CH3 — CH = CH — CH3
Natureza dos elementos formadores da cadeia
•    Homogéneas – não apresentam outros elementos entre os carbonos da estrutura. CH3 — CH2 — CH2 — CH3
•    Heterogéneas – apresentam elementos diferentes entre os átomos de carbono. Esses elementos que aparecem entre os carbonos são chamados heteroátomos. Os mais usados em exercícios são o nitrogénio (N), o oxigénio (O) e o enxofre (S). CH3 — CH2 — O — CH3 Exemplo: CH, — CH — CH = CH — S — CH,
• Mononucleares – apresentam apenas um núcleo aromático.
• Polinucleares – apresentam dois (bi) ou mais núcleos.
Esse exemplo aborda todos os tópicos de classificação das cadeias abertas. A cadeia apresentada é classificada como aberta ou alifática; ramificada, pois apresenta um carbono terciário; insaturada, pois apresenta uma dupla ligação entre carbonos; e heterogênea, pois apresenta um heteroátomo, o enxofre (S), entre os carbonos.
butano (cadeia aberta – saturada — homogênea – normal)
Cadeias fechadas ou cíclicas
Cadeias aromáticas
Uma cadeia cíclica é aromática quando apresenta anel benzênico. O anel benzênico é uma cadeia homocíclica formada por seis átomos de carbono ligados entre si, conforme a estrutura apresentada a seguir.
Cadeias alicíclicas (não aromáticas)
São as cadeias fechadas não aromáticas, ou seja, que não apresentam duplas e simples ligações alternadas. São classificadas quanto à saturação e à nomenclatura dos elementos do ciclo.
Saturação das ligações entre carbonos
•     Saturadas – apresentam somente simples ligações entre os carbonos do ciclo. As cadeias aromáticas podem ser mononucleares ou polinucleares. Essa cadeia também pode ser representada por sua figura geométrica semelhante, que, no caso em estudo, é um quadrado. Em cada vértice da figura, devemos contar com um carbono e com os hidrogênios necessários para completar as quatro ligações do carbono. Cada lado do quadrado é uma ligação simples.
•     Insaturadas – apresentam uma dupla ligação entre os carbonos do ciclo.
H2C = CH2
H2C — CH2
Existem ainda as cadeias que podem ser classificadas como mistas, formadas pela união de uma cadeia aberta e outra fechada. São cadeias que podem ser classificadas como cíclicas ramificadas.
Série homóloga
É o nome dado ao conjunto de compostos pertencentes à mesma função e que diferem entre si pela quantidade de grupos CH2.
• Série homóloga dos alcanos: CH4, C2H6, C3H8, C4H10, …
• Série homóloga dos alcenos: C2H4, C3H6, C4Hg, C5H10, … Os compostos de uma mesma série homóloga são denominados homólogos.
• Série isóloga É o nome dado ao conjunto de compostos pertencentes à mesma função e que diferem entre si pela quantidade de grupos H2.
Funções
Aos grupos de compostos com propriedades químicas semelhantes dá-se o nome de função química. Na Química Orgânica existem famílias de compostos ou funções, como os hidrocarbonetos, os álcoois, as cetonas etc. Cada uma dessas funções apresenta um grupo químico do qual dependem as propriedades químicas e físicas de seus compostos. Esse grupo químico é chamado de característicada função ou grupo funcional.
As funções ainda podem ser classificadas de acordo com o número de elementos diferentes que as constituem.
•    Binárias – formadas por dois elementos químicos diferentes. CH3 — CH2 — CH3 (C e H)
•    Ternárias – formadas por três elementos químicos diferentes. H— C (C, H e O)
Quaternárias – formadas por quatro elementos químicos diferentes.
Séries
Série é o conjunto de compostos que obedecem a um determinado princípio. Em Química Orgânica, há 3 séries: homóloga, isóloga e heteróloga.
Note que propino, propeno e propano constituem uma série isóloga, pois diferem entre si apenas por grupos H2. Os compostos de uma mesma série isóloga são chamados isólogos.
Série heteróloga
Série heteróloga é o conjunto de compostos pertencentes a funções diferentes e que derivam do mesmo hi-drocarboneto, ou seja, apresentam a mesma cadeia carbônica.
Note que a cadeia carbônica é a mesma. Desse modo, os compostos fazem parte de urna série heteróloga. Os compostos de uma mesma série heteróloga são chamados heterólogos.
Nomenclatura lupac
A nomenclatura oficial (sistemática) leva em consideração o número de carbonos, os tipos de ligações entre eles e a função a que pertencem as substâncias. Assim, o nome de uma cadeia aberta normal, por exemplo, é constituído de três partes: um prefixo, um nome intermediário e um sufixo.
Observação
O prefixo indica o número de átomos de carbono presentes na cadeia.
O nome intermediário indica o tipo de ligação que ocorre entre os carbonos.
O sufixo indica a função a que pertence o composto orgânico.
O quadro a seguir mostra, resumidamente, as partes básicas da nomenclatura de um composto orgânico.
LIGAÇÕES ENTRE CARBONOS
FUNÇÃO
l C -» met-2C -» et-3C -> prop-4C -> but-5C -» pent-6C -> hex-7C -» hept-8C -> oct-9C -» non-10C -» dec-11C —> undec-
Exemplos:
só simples ligações —> -an-
1  dupla ligação —» -en-
2  duplas ligações —> -dien-
1  tripla ligação —> -in-
2  triplas ligações —> -diin-
1 dupla e l tripla ligação
hidrocarboneto —> -o
álcool —» -ol
aldeído —> -ai
cetona —> -ona
ácido carboxílico -oiço