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KL 050410 PROT: 3338

PROPRIEDADES FÍSICAS – SOLUBILIDADE – PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO.

PROF:. EQUIPE QUÍMICA

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4CONTEÚDO PROGRAMÁTICO

IMPACTO: A Certeza de Vencer!!!

POLARIDADE DAS MOLÉCULAS

Você apreendeu em química geral que uma molécula pode ser polar ou apolar, dependendo de dois fatores: Diferença de Eletronegatividade e geometria molecular. Vamos lembrar: DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE.

Quando os átomos com diferentes eletronegatividades se ligam por covalência os elétrons ficam mais próximos do elemento mais eletronegativo. Isso dá origem a um “dipolo”, isto é, um pólo positivo e um negativo. Um dipolo é representado por um vetor chamado de Vetor

momento Dipolo ( ).

FILA DE ELETRONEGATIVIDADE DE LINUS PAULING F > O > N, Cℓ > Br > I , S , C > P , H

4,0 > 3,5 > 3,0 = 3,0 > 2,8 > 2,5 = 2,5 = 2,5 > 2,1 = 2,1

Veja alguns exemplos: → Ligação Covalente polar e Molécula Polar → Ligação Covalente Apolar e Molécula Apolar.

Nota: Lembre que podemos ter moléculas com ligações covalentes polares, entretanto, ser uma molécula apolar.Ex: CO2, BH3.

GEOMETRIA MOLECULAR.

Dependo da geometria da molécula, o vetor momento dipolo

resultante pode ser nulo ou não. Se ele for nulo ( = 0), a molécula é

apolar e, caso contrário ( ≠ 0), ela polar:

GEOMETRIA MOLECULAR.

Nas moléculas orgânicas podemos aplicar estes mesmos princípios apesar de, em geral, elas possuírem estruturas mais complicadas.

Os últimos quatro exemplos são hidrocarbonetos em que ( = 0). Em hidrocarbonetos com moléculas maiores a análise torna-se mais complicada. Podemos então considerar que todo hidrocarboneto como sendo resultado da junção de várias moléculas desses hidrocarbonetos apolares. Assim afirmamos que: todo hidrocarboneto é apolar. No entanto, a substituição de átomos de hidrogênio por grupos funcionais, origina estruturas moleculares assimétricas o que determina uma polarização da estrutura resultante. Logo podemos considerar que os compostos pertencentes a outras funções, são de maneira geral polares. Porém, de acordo com geometria molecular, existem compostos orgânicos que apesar de possuirem grupos funcionais polares, a molécula é apolar. Vejamos alguns exemplos:

PROPRIEDADES FÍSICAS.

POLARIDADE

Os dipolos das ligações se cancelam. Gás carbônico é Apolar.

Os dipolos das ligações não se cancelam. Água é Polar.

Metanol é Polar.

Éter Metílico é Polar.

Tetracloreto de Carbono é Apolar. Metano é Apolar.

Etileno é Apolar. Acetileno é Apolar.

Benzeno é Apolar.

para – dicloro - Benzeno é Apolar.

orto – dicloro - Benzeno é Polar.

Trans – 1,2 – dicloro – eteno é Apolar.

Cis – 1,2 – dicloro – eteno é Polar.

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REVISÃO IMPACTO - A CERTEZA DE VENCER!!!

SOLUBILIDADE.

“Semelhante dissolve semelhante”

Experimentalmente pode – se comprovar que substâncias

polares são solúveis em solventes também polares, e substâncias apolares são solúveis em solventes apolares, por exemplo, água (polar) é solúvel em álcool (polar) e insolúvel em gasolina (derivado do petróleo o mesmo constituído fundamentalmente por hidrocarbonetos logo a gasolina é apolar). No entanto, o álcool é solúvel na gasolina, como explicar isso? A molécula do álcool etílico é formada por um grupo altamente polar, a hidroxila (grupo hidrofílico), que possui afinidade com a água e um grupo pouco polar o etil (grupo hidrofóbico) que possui afinidade com a gasolina. Ver abaixo:

O que podemos levar em conta ao analisarmos a solubilidade de compostos orgânicos, é que de modo geral estes compostos são formados por:

1º) por grupos funcionais que possuem elementos mais eletronegativos que o carbono (O,N,F,Cℓ,I,Br) : em geral polares e hidrofílicos.

2º) pela cadeia carbônica apolar (pouco polar) hidrofóbicas. Em suma o tamanho da cadeia e a quantidade de grupos hidrofílicos é que vai determinar à maior ou menor solubilidade do composto em determinado solvente. EXERCÍCIO: Entre o metanol e o 1 - butanol, qual deve ser mais solúvel em água? Qual o mais solúvel em gasolina? Entre o etanol e o etileno – glicol qual deve ser mais solúvel em água? E o mais solúvel em gasolina? FORÇAS INTERMOLECULARES.

Quando uma substância está no estado sólido ou líquido, as moléculas estão mais próximas uma das outras, se comparadas com o estado gasoso. O que mantém as moléculas unidas são as forças (ou interações ou ligações) intermoleculares, que podem ser de três tipos: ponte (ou ligação) de hidrogênio, dipolo-dipolo (ou dipolo permanente) e dipolo induzido dipolo-dipolo induzido (ou força de Van der Waals). São elas que definem várias propriedades físicas como: ponto de fusão, ponto de ebulição e solubilidade.

INTERAÇÕES DIPOLO-DIPOLO OU DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO PERMANENTE.

É conseqüência da atração entre os pólos de sinais opostos de duas moléculas vizinhas, que sejam polares.

INTERAÇÕES TIPO PONTE OU LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO.

É um exemplo extremo da interação dipolo-dipolo, por ser muito mais intensa. Esse tipo de interação de intermolecular ocorre mais comumente em moléculas que apresentam átomos de hidrogênio a átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, que são altamente eletronegativos criando pólos muito acentuados.

Vejamos alguns exemplos: Legenda: ( ) ponte de hidrogênio.

INTERAÇÕES DIPOLO-INSTANTÂNEO DIPOLO INDUZIDO. Também são conhecidas por dipolo induzido-dipolo induzido ou

forças de Van der Waals ou também forças de dispersão de London. São conseqüência da dispersão instantânea da nuvem eletrônica criando um dipolo instantâneo (que dura frações de segundos). O pólo positivo dessa molécula atrai os elétrons da molécula vizinha provocando nela outro dipolo (dipolo induzido). Assim a atração do dipolo instantâneo e do dipolo induzido mantém as moléculas unidas, bem como uma intensidade menor do que os outros dois tipos de forças intermoleculares.

Na verdade, as interações dipolo instantâneo acontece em todas as substâncias polares e apolares. Porém, são de grande nas substâncias apolares, pois apesar de fracas é o único tipo de interação intermolecular que ocorre entre suas moléculas. Ex: Hidrocarbonetos

Forças de Van der Waals

Dipolo-dipolo Ponte de hidrogênio

Aumento da intensidade das forças intermoleculares

PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO. Quando fervemos uma substância, estamos rompendo as ligações

intermoleculares.

Fatores que influenciam nos pontos de Fusão e Ebulição. 1°) MASSA MOLECULAR: Quanto maior for a massa molecular mais será fazer a molécula se desprender da fase líquida e passar para fase gasosa, portanto maior temperatura necessária para a fervura (maior ponto de ebulição). 2°) FORÇAS INTERMOLECULARES: Quanto mais fortes forem as interações entre as moléculas, mais unidas elas estarão e, naturalmente, mais difícil será ferver a substância (maior o ponto de ebulição).

Grupo hidrofóbico aversão pela água.

Grupo hidrofílico (afinidade pela

água).

ÉTER ALDEÍDO

CETONA HALETO AMINA TERCIÁRIA

Resolução

Repare que a molécula de ÁGUA em NEGRITO, é capaz de fazer 3 pontes de hidrogênio com as moléculas vizinhas. Note também, que três moléculas de água fazendo pontes de hidrogênio entre si formam um hexágono é esta estrutura que hexagonal que explica a dilatação anômala da água solidificada.

A molécula do ÁLCOOL é capaz de fazer 2 pontes de hidrogênio com as moléculas vizinhas. Nos FENÓIS, ocorre à mesma conformação, a única diferença é que cadeia dos fenóis é aromática. (Ar - OH).

Note que cada ÁCIDO CARBOXÍLICO é capaz de fazer 3 pontes de hidrogênio com as moléculas vizinhas.

As aminas primárias formam 3 pontes de hidrogênio com as moléculas vizinhas.

As aminas secundárias, fazem 2 pontes de hidrogênio com as moléculas vizinhas.

Logo: com o mesmo tipo de interação intermolecular, a que possui maior M.M maior será seu P.E. Substâncias com M.M próximas, a que possui forças intermoleculares mais intensas possuirá maior PE.