Ano letivo 2016/2017
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1
Os átomos combinam-se para formar moléculas através de ligações químicas. Estas ligações estabelecem-se devido às interações eletrostáticas das cargas elétricas dos átomos – positivas nos núcleos e negativas nos eletrões.
Ano letivo 2016/2017
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2
As ligações químicas formam-se porque os átomos tendem a encontrar o estado mais estável, o que corresponde ao
estado de menor energia possível – Princípio da Energia Mínima. Comparando a energia dos átomos antes e depois de ligados, verifica-se que, quando estão ligados têm menos energia do
que separados.
Maior estabilidade Ano letivo 2016/2017
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3
A imagem esquematiza as forças elétricas entre as partículas que constituem dois átomos de hidrogénio, que são:
As forças de interação na molécula de H2 são de: 1. repulsão entre os núcleos (setas a azul); 2. repulsão entre os eletrões (setas a verde); 3. atração entre os núcleos e os eletrões (setas a vermelho). Ano letivo 2016/2017
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4
A molécula de H2 forma-se quando as forças atrativas e repulsivas se equilibram. As ligações químicas são uniões entre os átomos que se formam devido ao equilíbrio de forças de natureza eletrostática (atrativas e repulsivas). Ano letivo 2016/2017
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5
Energia (kJ/mol)
Variação da energia de dois átomos de hidrogénio em função da distância entre os núcleos
- 436
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6
Interpretação do gráfico:
1) Quando os dois átomos estão muito afastados um do outro, não interagem entre si e a energia do sistema é zero. Ano letivo 2016/2017
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7
2) À medida que os átomos se aproximam, cada núcleo começa a atrair o eletrão do outro átomo. Também há forças de repulsão entre os dois núcleos e entre os dois eletrões, mas são mais fracas. Predominam as forças de atração. A energia vai diminuindo, tomando valores cada vez mais negativos. Ano letivo 2016/2017 | Prof. Isabel Reis 8
3) Os núcleos atingem uma distância correspondente a uma energia mínima, à qual está associado um estado de máxima estabilidade. As nuvens eletrónicas de cada átomo misturamse e dá-se a formação da molécula de H2. Ano letivo 2016/2017
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9
4) As forças de repulsão entre os núcleos e entre os eletrões tornam-se mais intensas e a energia da molécula aumenta. O sistema tornar-se-ia instável e os átomos têm tendência a afastarem-se até à posição de equilíbrio (energia mínima). Ano letivo 2016/2017
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10
Energia (kJ/mol)
- 436
A distância internuclear de equilíbrio (74pm) da molécula de H2 corresponde ao comprimento de ligação. A energia de ligação da molécula de H2 é 436 kJ/mol. Ano letivo 2016/2017
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11
Energia de ligação Energia de ligação é a energia necessária para quebrar uma ligação, isto é, a energia que se deve fornecer a dois átomos
ligados, para os afastar a uma distância infinita.
As
energias
de
ligação
exprimem-se,
normalmente,
em
kJ/mol de ligações.
Maior energia de ligação
Ligação mais difícil de quebrar
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Ligação mais forte
12
Comprimento de ligação O comprimento de ligação é a distância média entre os núcleos
de
dois
átomos
que
estabelecem
a
ligação.
Normalmente, exprime-se em picómetros (pm). 142 pm
127 pm
De um modo geral, o comprimento da ligação aumenta à medida que aumenta o raio dos átomos envolvidos. Ano letivo 2016/2017
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13
Relação entre o comprimento de ligação e a energia de ligação
Maior comprimento de ligação
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Menor energia de ligação
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14
REGRA DO OCTETO E NOTAÇÃO DE LEWIS
Em 1916, o norte-americano Gilbert Lewis propôs
uma
explicação
lógica
para
a
formação de compostos com base na configuração eletrónica dos gases nobres. Um átomo alcançará uma estabilidade equivalente à de um gás nobre quando o seu último nível de energia possuir oito eletrões (ou dois, caso se trate do nível um). Nota: apenas os eletrões de valência participam nas ligações
químicas. Ano letivo 2016/2017
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15
A regra do octeto é uma regra prática, segundo a qual os átomos tendem a combinar-se de modo a ter, cada um, oito eletrões no último nível de energia (no caso do hidrogénio esse número é dois). Na notação de Lewis, o cerne do átomo é representado pelo
símbolo químico e os eletrões de valência são representados por pontos ou cruzes. 6C:
1s2 2s2 2p2
8O:
1s2 2s2 2p4
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10Ne:
1s2 2s2 2p6
16
Ligações químicas covalentes iónicas metálicas
Ano letivo 2016/2017
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17
LIGAÇÃO COVALENTE A ligação covalente caracteriza-se por uma partilha mútua de
eletrões de valência entre os átomos que constituem a molécula.
Partilha eletrónica com formação da molécula de água.
Ano letivo 2016/2017
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18
Exemplos de substâncias com ligações covalentes: Estrutura do diamante.
Ano letivo 2016/2017 Estrutura da molécula de água.
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Estrutura da grafite.
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19
LIGAÇÃO IÓNICA A ligação iónica decorre da atração eletrostática entre catiões e aniões resultantes da cedência e captação de eletrões entre átomos de metais e não metais, respetivamente.
Esquema ilustrativo, com recurso à notação de Lewis, da cedência e captação do eletrão na formação de cloreto de sódio.
Ano letivo 2016/2017
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20
Estrutura cristalina do cloreto de sódio.
A fórmula química do cloreto de sódio é NaCℓ, uma vez que a proporção em que os iões de sódio e de cloreto se combinam é de 1:1. Ano letivo 2016/2017
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21
Os metais têm tendência para ceder eletrões, enquanto os
não metais têm tendência para receber. Por este motivo estes elementos têm grande afinidade, combinando-se para formar compostos iónicos.
Metais
Ano letivo 2016/2017
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22
Os iões dos cristais iónicos não se deslocam livremente de uma
posição para outra, por essa razão são maus condutores elétricos.
No entanto, quando fundidos ou em solução, os seus iões passam a ter grande mobilidade, o que explica o facto de serem bons condutores elétricos. Ano letivo 2016/2017
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23
Sais hidratados têm incorporadas moléculas de água na sua rede iónica. Quando não têm moléculas de água incorporadas na sua estrutura designam-se sais anidros.
Sal anidro e sal hidratado (exemplo): • CuSO4 − Sulfato de cobre (II) anidro (sólido branco); • CuSO4·5H2O − Sulfato de cobre (II) penta-hidratado (sólido azul). Ano letivo 2016/2017
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24
LIGAÇÃO METÁLICA A ligação metálica resulta de atração eletrostática entre catiões metálicos e eletrões de valência deslocalizados e partilhados por
todos os átomos.
Eletrões deslocalizados numa ligação metálica.
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25
Na ligação metálica há uma partilha deslocalizada de eletrões de valência. Os eletrões de valência dos metais estão fracamente atraídos aos núcleos atómicos: a energia de ionização é baixa. Facilmente se tornam eletrões livres da ação do seu átomo de origem.
Eletrões de valência
Catiões do metal
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26
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES As ligações intermoleculares são forças de interação entre moléculas e que permitem mantê-las coesas nas substâncias (permitem a formação de líquidos e sólidos, por exemplo).
Em geral, as forças intermoleculares são menos intensas do que as forças intramoleculares (ligações químicas que mantêm unidos os átomos nas moléculas).
Nota: “intra” significa dentro / “ inter” significa entre Ano letivo 2016/2017
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27
Tipos de ligação covalente
Simples
Ligação Covalente
Dupla
Tripla
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28
Ligação covalente simples
Molécula de F2 9F
– 1s2 2s2 2p5
7 eletrões de valência
1 par de eletrões ligantes 6 pares de eletrões não ligantes Eletrões ligantes – eletrões de valência que participam na ligação covalente. Eletrões não ligantes – eletrões de valência que não contribuem para a ligação covalente. Ano letivo 2016/2017
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29
Ligação covalente dupla Molécula de O2 8O
– 1s2 2s2 2p4
6 eletrões de valência
2 pares de eletrões ligantes 4 pares de eletrões não ligantes
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30
Ligação covalente tripla Molécula de N2 7N
– 1s2 2s2 2p3
5 eletrões de valência
3 pares de eletrões ligantes 2 pares de eletrões não ligantes
Ano letivo 2016/2017
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31
Ligações em moléculas poliatómicas Molécula de metano: CH4 6C:
1s2 2s2 2p2 – o átomo possui quatro eletrões de valência.
1H:
1s1 – o átomo possui um eletrão de valência.
+
ou
A molécula de metano possui: quatro pares de eletrões ligantes que correspondem a quatro ligações covalentes simples C–H. Ano letivo 2016/2017
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32
Ligações em moléculas poliatómicas Molécula de amoníaco: NH3 7N:
1s2 2s2 2p3 – o átomo possui cinco eletrões de valência.
1H:
1s1 – o átomo possui um eletrão de valência.
+
ou
A molécula de amoníaco possui: três pares de eletrões ligantes que correspondem a três ligações covalentes simples N–H; um par de eletrões não-ligantes. Ano letivo 2016/2017
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33
Ligações em moléculas poliatómicas Molécula de água: H2O 8O:
1s2 2s2 2p4 – o átomo possui seis eletrões de valência.
1H:
1s1 – o átomo possui um eletrão de valência.
+
ou
A molécula de água possui: dois pares de eletrões ligantes que correspondem a duas ligações covalentes simples O–H; dois pares de eletrões não ligantes.
Ano letivo 2016/2017
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34
Ligações em moléculas poliatómicas Molécula de dióxido de carbono: CO2 6C:
1s2 2s2 2p2 – o átomo possui quatro eletrões de valência.
8O:
1s2 2s2 2p4 – o átomo possui seis eletrões de valência.
ou
+
A molécula de dióxido de carbono possui: quatro pares de eletrões ligantes que correspondem a duas ligações covalentes duplas C=O; Quatro pares de eletrões não ligantes. Ano letivo 2016/2017
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Ordem de ligação A ordem de ligação corresponde ao número de pares de eletrões ligantes.
• em F2 (
) a ordem de ligação é 1
• em O2 (
) a ordem de ligação é 2
• em N2 (
) a ordem de ligação é 3
Ano letivo 2016/2017
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36
Diagramas de energia potencial em função da distância internuclear para as moléculas de F2, O2 e N2. Ano letivo 2016/2017
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37
Energia de ligação (kJ/mol)
Comprimento de ligação (pm)
F2
159
143
O2
498
121
N2
946
110
Molécula
Fórmula de estrutura
Quanto maior for a ordem de ligação, maior será a energia da ligação e menor será o comprimento da
ligação. Ano letivo 2016/2017
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38
Ângulo de ligação O ângulo de ligação é o menor ângulo formado pelos segmentos de reta que unem os núcleos de três átomos
ligados.
Nota: O ângulo de ligação é um valor médio, assim como o comprimento de ligação, pois os átomos vibram em torno de posições de equilíbrio.
vibrações de flexão
vibrações de distensão Ano letivo 2016/2017
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39
Geometria espacial das moléculas Para interpretar e prever a geometria das moléculas, usa-se a Teoria da Repulsão de Pares Eletrónicos de Valência - TRPEV.
A geometria de uma molécula, ou seja, a disposição espacial dos átomos na molécula, é a que torna mínima a sua energia, isto é, a que torna mínimas as repulsões na molécula.
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40
Admite-se que a repulsão entre pares de eletrões não ligantes (PNL) seja superior à repulsão entre um par de eletrões não ligantes e um par de eletrões ligantes (PL), e que esta repulsão seja superior à repulsão
entre pares de eletrões ligantes.
Repulsões: PNL–PNL > PNL–PL > PL–PL
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41
Geometrias moleculares mais comuns Nome
Geometria molecular
Metano
Tetraédrica
109,5°
Amoníaco
Piramidal trigonal
107°
Hidreto de boro
Triangular plana
120°
Água
Angular
104,5°
Dióxido de carbono
Linear
180°
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Fórmula de estrutura
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Ângulo de ligação
42
Geometria tetraédrica Molécula de metano: CH4
Modelo molecular
Fórmula de estrutura
Fórmula estereoquímica
Nota: A fórmula estereoquímica é uma representação que indica a disposição espacial relativa dos átomos numa molécula. A fórmula de estrutura não fornece essa informação. Ano letivo 2016/2017
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43
Os átomos de hidrogénio encontram-se nos vértices de um tetraedro (poliedro composto por 4 faces triangulares). O átomo de carbono encontra-se no centro do tetraedro.
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44
Geometria piramidal trigonal Molécula de amoníaco: NH3
O par de eletrões não ligantes existente no átomo central exerce forças de repulsão sobre os eletrões ligantes, obrigando a molécula a assumir uma geometria piramidal trigonal (forma de pirâmide de
base triangular).
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45
O ângulo de ligação do amoníaco (107º) é inferior ao do metano
(CH4 – 109,5º), porque as repulsões entre o par de eletrões não ligante e os pares ligantes são maiores do que as repulsões entre os pares ligantes.
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46
Geometria triangular plana Molécula de hidreto de boro: BH3
O átomo central não tem eletrões não ligantes. Por este motivo, os eletrões ligantes ocupam posições o mais afastadas possível. Os átomos da molécula ficam todos no mesmo plano e todos os ângulos de ligação têm o valor 120º- geometria triangular plana. Nota: o Hidreto de boro é uma exceção à regra do octeto. Ano letivo 2016/2017
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47
Geometria angular Molécula de água: H2O
A molécula de água tem dois pares de eletrões não ligantes no átomo central que exercem forças de repulsão sobre os eletrões ligantes, obrigando a molécula a assumir uma geometria angular.
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48
O ângulo de ligação da água (104,5º) é inferior ao do amoníaco (NH3 – 107º), porque as repulsões entre os pares de eletrões não ligante e os pares ligantes são maiores do que as repulsões entre os pares ligantes. Ano letivo 2016/2017
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49
Geometria linear Molécula de dióxido de carbono: CO2
O átomo central não tem eletrões não ligantes. Por este motivo, os eletrões ligantes ocupam posições o mais afastadas possível. Os átomos ligam-se linearmente - geometria linear. O ângulo de ligação têm o valor 180º. Ano letivo 2016/2017
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50
Comparação dos comprimentos e ângulos de ligação nas moléculas H2O e H2S Os átomos de oxigénio e de enxofre pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica. O enxofre têm maior raio atómico do que o oxigénio, e, portanto, o comprimento de ligação
H–S é maior do que o comprimento de ligação H–O.
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51
As repulsões entre os átomos de hidrogénio são idênticas nas duas moléculas, o que implica que as distâncias entre esses
átomos
comprimento
sejam
das
também
ligações
H–S
idênticas. é
maior
Como do
que
o o
comprimento das ligações H–O, o ângulo H–Ŝ–H é menor do que o ângulo
H–Ô–H.
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52
Comparação dos comprimentos e ângulos de ligação nas moléculas OCℓ2 e de OF2 Os átomos de cloro e de flúor pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica (17). O cloro têm maior raio atómico do que
o flúor, e, portanto, o comprimento de ligação O–Cℓ é maior do que o comprimento de ligação O–F.
Como o cloro tem maior tamanho (e mais eletrões) do que o flúor, a repulsão entre os dois átomos de cloro vai ser superior à repulsão entre os dois átomos de flúor. Por isso, o ângulo de ligação é maior no OCℓ2. Ano letivo 2016/2017
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Polaridade das ligações Quando dois átomos do mesmo elemento químico se ligam por uma ligação covalente, os eletrões da ligação são igualmente partilhados pelos dois átomos. Esta ligação chama-se covalente apolar.
A atração exercida pelos núcleos sobre os eletrões partilhados é a mesma, pelo que a nuvem eletrónica da molécula se distribui de forma regular no espaço Molécula de H2
(nuvem eletrónica simétrica). Ano letivo 2016/2017
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54
Quando dois átomos de elementos químicos diferentes se ligam por uma ligação covalente, um desses átomos atrai com maior intensidade os eletrões da ligação do que o outro.
Forma-se uma zona com maior densidade eletrónica (polo negativo) e outra com menor densidade eletrónica (polo positivo). A ligação resultante designa-se por ligação polar.
Molécula de HF – a nuvem eletrónica é assimétrica Ano letivo 2016/2017
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55
Átomos iguais
Átomos diferentes
Igual partilha dos eletrões ligantes
Partilha desigual dos eletrões ligantes
Ligação covalente apolar
Ligação covalente polar
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56
Para obter informação sobre as ligações nas moléculas, usam-se várias
técnicas, como difração de raios X e microscopia de varrimento.
H-H
H-F
Ligação apolar
Ligação polar
Os mapas de potencial eletrostático mostram distribuições
tridimensionais da carga elétrica. Ano letivo 2016/2017
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57
A distribuição eletrónica pode ser representada por isocontornos
eletrónicos (contornos de igual densidade eletrónica). A densidade eletrónica indica a probabilidade de encontrar o eletrão por unidade de volume.
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58
Os números indicam a probabilidade eletrónica.
A probabilidade eletrónica é maior junto do núcleo da direita. Ano letivo 2016/2017
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59
Polaridade das moléculas
A polaridade de uma molécula depende dos tipos de ligações
dessa molécula e da sua geometria molecular.
Todas as moléculas que contêm apenas ligações apolares, são moléculas apolares.
Uma molécula diatómica com ligação polar é uma molécula polar. Ano letivo 2016/2017
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60
Uma
molécula
com
nuvem
eletrónica
globalmente
assimétrica é uma molécula polar.
Quando a nuvem eletrónica da molécula é globalmente
simétrica a molécula é apolar, mesmo que possua ligações polares.
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61
As moléculas H2O e NH3 são moléculas polares, pois têm
ligações polares e, devido à sua geometria, possuem uma nuvem eletrónica assimétrica.
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62
As moléculas CO2 e CH4 são moléculas apolares, pois, apesar de terem ligações polares, possuem uma nuvem eletrónica
simétrica, devido à geometria que apresentam.
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63
HCN MOLÉCULA POLAR
C2H2
C2H4
MOLÉCULA APOLAR Ano letivo 2016/2017
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MOLÉCULA APOLAR 64
ESTRUTURA DE MOLÉCULAS ORGÂNICAS E BIOLÓGICAS Os compostos orgânicos formam um grupo enorme de
substâncias que inclui a maioria daquelas que contêm o elemento carbono na sua estrutura.
O biodiesel, o bioetanol e o milho que lhes dá origem são misturas de compostos orgânicos.
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65
Outros exemplos de compostos orgânicos:
Vinagre (C2H4O2)
Álcool etílico (C2H6O)
Gasolina - o componente principal é o octano (C8H18) Ano letivo 2016/2017
Medicamentos |
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66
Hidrocarbonetos – são compostos de carbono formados
exclusivamente por átomos de carbono e hidrogénio.
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67
Classificação dos hidrocarbonetos quanto à forma da cadeia
Hidrocarbonetos
Acíclicos
Cíclicos
Cadeia carbonada aberta
Cadeia carbonada fechada
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68
Classificação dos hidrocarbonetos quanto ao tipo de ligações
Hidrocarbonetos
Saturados
Insaturados
(têm apenas ligações simples)
(têm pelo menos uma ligação dupla ou tripla)
Alcanos
Alcenos
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Alcinos
69
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70
Classificação dos hidrocarbonetos quanto à disposição dos átomos de carbono na cadeia
Hidrocarboneto
Cadeia linear
Cadeia ramificada
Existe uma única cadeia
Existem cadeias secundárias
de átomos de carbono
de átomos de carbono
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Num hidrocarboneto podemos encontrar quatro tipos de átomos de carbono: primários, secundários, terciários ou quaternários, consoante se ligam a um, a dois, a três ou a quatro outros átomos de carbono, respetivamente.
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Os compostos orgânicos representam-se habitualmente atravÊs de fórmulas de estrutura condensadas.
Por exemplo, no caso do butano (C4H10):
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As fórmulas de ligação em linha mostram apenas ligações entre átomos de carbono, omitindo os respetivos símbolos químicos, bem como os dos átomos de hidrogénio que lhes estão ligados.
Em cada ponta e vértice há um átomo de carbono ligado a átomos de hidrogénio.
No caso do butano (C4H10), fica:
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74
ALCANOS Os hidrocarbonetos só com ligações simples designam-se alcanos. Os hidrocarbonetosFórmula só com ligações simples designam-se alcanos. Fórmula de estrutura Nome e modelo do alcano Fórmula de estrutura molecular condensada e em linha Metano CH4 CH4 Etano
CH3–CH3
C2H6
CH3–CH2–CH3
Propano
ou
C3H8
CH3–CH2–CH2–CH3
Butano
ou
C4H10
CH3–CH2–CH2–CH2–CH3
Pentano
ou
C5H12 Ano letivo 2016/2017
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75
Número de carbonos
Fórmula molecular
Nome
Fórmula estrutural condensada
1
CH4
Metano
CH4
2
C2H6
Etano
CH3CH3
3
C3H8
Propano
CH3CH2CH3
4
C4H10
Butano
CH3(CH2)2CH3
5
C5H12
Pentano
CH3(CH2)3CH3
6
C6H14
Hexano
CH3(CH2)4CH3
Mnemónica para decorar os nomes do primeiros 4 alcanos: “Mel é para bolos” Ano letivo 2016/2017
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GRUPOS ALQUILO • Grupos alquilo são cadeias laterais derivadas dos alcanos com menos um hidrogénio no local da ligação à cadeia principal.
• Os nomes dos grupos alquilo obtêm-se substituindo o sufixo -ano por -ilo, embora o o final seja sempre suprimido no nome de um alcano ramificado.
CH4
-CH3
Metano
Metilo
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77
Regras IUPAC para a nomenclatura de alcanos: 1.º Seleciona-se uma cadeia principal, de modo que esta tenha o maior número de átomos de carbono em linha. Por exemplo:
Neste caso existem cinco átomos de carbono na cadeia principal, pelo que o nome da cadeia é pentano.
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78
2.º Numera-se a cadeia de forma que os grupos substituintes (alquilos) fiquem com a numeração o mais baixa possível. O nome dos alquilos deriva dos alcanos que lhes deram origem, com a terminação –ilo. Por exemplo: Este composto tem grupos substituintes
3 5
4
2
1
−CH3 no segundo carbono, chama-se grupo metilo. Se a cadeia fosse numerada ao contrário, os grupos metilo ficariam num carbono com numeração mais elevada.
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79
3.º O nome do grupo substituinte deve anteceder o nome da cadeia; escreve-se apenas “metil”, em vez de “metilo”.
Quando há vários grupos substituintes iguais indica-se o seu número através de um prefixo: di, tri...
O nome deste composto orgânico
3
é: dimetilpentano. 5
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2
1
4
80
4.º
Os
números
são
usados
para
substituintes
na
cadeia.
A
localizar posição
os
dos
grupos grupos
substituintes é dada pelo número, mas só é referida quando necessário. A estes números chama-se localizadores e separam-se com vírgulas. O hífen (-) usa-se para separar os localizadores do resto do nome. Então,
3 5
2
1
o
nome
final
deste
composto é: 2,2-dimetilpentano.
4
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Derivados halogenados dos alcanos
Quando um ou mais átomos de hidrogénio de um hidrocarboneto
saturado é substituído por átomos de halogéneos como o flúor, o cloro, o bromo ou o iodo, obtém-se um derivado halogenado do alcano, ou haloalcano.
O triclorometano (HCCℓ3) é também conhecido como clorofórmio (substância muito usada como anestésico). Ano letivo 2016/2017
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Quando existem dois ou mais halogĂŠneos iguais, utilizam-se os
prefixos di-, tri-, tetra-, etc., antes do nome do halogĂŠneo.
Clorometano
Trifluorometano
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2-Cloro-1-iodopentano
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Os CFC (clorofluorcarbonetos) são derivados halogenados dos alcanos, muito influentes na destruição da camada de ozono.
Triclorofluorometano
Diclorodifluorometano
Os CFC foram muito usados, durante décadas, em sistemas de refrigeração (ar condicionado e frigoríficos) e em aerossóis (desodorizantes e inseticidas). A sua utilização foi proibida em 1990. Ano letivo 2016/2017
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Podemos escrever a fรณrmula de estrutura a partir do nome: propano
dimetilpropano
metilbutano
2-cloro-propano
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Podemos escrever o nome a partir da fรณrmula de estrutura:
3-metilpentano
2,2,4-trimetilpentano
CH(CH3)3
CH3(CH2)3CH(CH3)2 2-metil-hexano
metilpropano
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Hidrocarbonetos insaturados Tabela com alguns hidrocarbonetos insaturados simples:
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Quanto mais forte é a ligação entre dois átomos, menor é o comprimento de ligação e maior é a energia de ligação.
Energia da ligação
etano
eteno
etino
Comprimento da ligação
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Compostos aromáticos O Benzeno é um hidrocarboneto de fórmula C6H6. Classifica-se
como hidrocarboneto aromático. Os compostos que possuem pelo menos um anel benzénico designam-se por compostos aromáticos.
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Outros compostos orgânicos Existem compostos orgânicos que na sua constituição incluem outros elementos além do carbono e do hidrogénio. Esses átomos formam grupos funcionais que são característicos de certas famílias ou classes de compostos orgânicos. Um grupo funcional é um átomo ou grupo de átomos cuja presença na molécula determina as suas propriedades.
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Álcoois Os álcoois são moléculas orgânicas que contêm o grupo funcional
hidroxilo –OH.
Metanol
Etanol (conhecido por álcool etílico) Ano letivo 2016/2017
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Glicerol (conhecido por glicerina)
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Aldeídos Os aldeídos são moléculas orgânicas que contêm o grupo funcional
carbonilo –CO, na extremidade da cadeia carbonada. Este grupo funcional no final da cadeia (–COH) também pode chamar-se grupo formilo.
Metanal (conhecido por formol) – usado nos museus e laboratórios de Biologia para preservar materiais orgânicos. Ano letivo 2016/2017
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Etanal (conhecido por acetaldeído) – aparece no café, no pão e é responsável pelo cheiro da fruta madura.
Vanilina
A canela e a baunilha contêm aldeídos responsáveis pelos seus aromas característicos. Ano letivo 2016/2017
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Cetonas As cetonas são moléculas orgânicas que contêm o mesmo grupo
funcional que os aldeídos, carbonilo –CO, mas não se localiza na extremidade da cadeia carbonada.
Ionona – substância muito usada em perfumaria (presente nas violetas)
Propanona (conhecida por acetona) Ano letivo 2016/2017
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Ácidos carboxílicos Os ácidos carboxílicos são moléculas orgânicas que contêm o grupo funcional carboxilo –COOH.
Ácido metanóico (conhecido por ácido fórmico por ter sido isolado pela primeira vez por destilação de formigas) – presente no veneno de insetos e de plantas, como a urtiga. Ano letivo 2016/2017
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Ácido etanoico (conhecido por ácido acético) – presente no vinagre.
Ácido butanoico (conhecido por ácido butírico) – presente na manteiga rançosa. Ano letivo 2016/2017
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Os ácidos gordos ómega 3 (DHA e EPA) são ácidos carboxílicos polinsaturados que têm várias ligações duplas.
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Aminas As aminas são moléculas orgânicas que contêm o grupo funcional amina –N, –NH ou –NH2. Metilamina – usada no fabrico de solventes, medicamentos e pesticidas.
Trimetilamina – amina responsável pelo forte cheiro de peixe podre. Ano letivo 2016/2017
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Fenilamina (conhecida como anilina) – este composto e os seus derivados, são usados como corantes.
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Exemplos de biomoléculas e fármacos O ácido acetilsalicílico (presente na Aspirina®) tem um grupo
característico dos ácidos carboxílicos ligado a um anel benzénico.
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A glicose tem um grupo característico dos aldeídos e a frutose um grupo característico das cetonas.
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Tabela resumo dos compostos orgânicos
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LIGAÇÕES INTERMOLECULARES Recordando… As ligações intermoleculares são forças de interação entre moléculas e que permitem mantê-las coesas nas substâncias (permitem a formação de líquidos e sólidos, por exemplo).
Em geral, as forças intermoleculares são menos intensas do que as forças intramoleculares (ligações químicas que mantêm
unidos os átomos nas moléculas). Nota: “intra” significa dentro / “ inter” significa entre Ano letivo 2016/2017
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As ligações intramoleculares (ligações covalentes, iónicas e metálicas) são mais fortes e responsáveis pelas propriedades químicas das substâncias.
As ligações com partilha pouco significativa de eletrões (ligações intermoleculares) são mais fracas e determinantes das propriedades físicas das substâncias (ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade e solubilidade).
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As ligações intermoleculares aumentam de intensidade do estado gasoso para o estado líquido e do estado líquido para o estado sólido.
Estado gasoso
Estado líquido
Estado sólido
Aumento das forças intermoleculares
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TIPOS DE LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
O físico holandês Johannes Van der Waals estudou e propôs a existência
de forças intermoleculares, em 1873. Ano letivo 2016/2017
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As forças dipolo instantâneo-dipolo induzido foram as únicas que não foram estudadas pelo físico holandês Johannes Van der Waals. Foram estudadas por Fritz Wolfgang London (1900-
1954), físico dos EUA, nascido na Alemanha. Ano letivo 2016/2017
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Dipolo permanente – dipolo permanente As ligações dipolo permanente-dipolo permanente, ou simplesmente dipolo-dipolo,
resultam da atração entre
moléculas polares. Os dipolos atraem-se pelos polos opostos. Ligação covalente
Ligação intermolecular
Dipolo permanente – molécula polar, decorrente de ligações covalentes polares e assimetria da nuvem eletrónica. Ano letivo 2016/2017
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Dipolo permanente – dipolo induzido As ligações dipolo permanente-dipolo induzido resultam da atração entre uma molécula polar e uma unidade estrutural
(molécula ou átomo), inicialmente, apolar.
Dipolo induzido – unidade estrutural apolar cuja nuvem eletrónica
foi deslocada gerando dois polos (positivo e negativo). Ano letivo 2016/2017
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Dipolo instantâneo – dipolo induzido (Forças de London) As ligações dipolo instantâneo-dipolo induzido (forças de dispersão de London) resultam de atrações que ocorrem entre unidades estruturais apolares (moléculas ou átomos de gases nobres).
Dipolo instantâneo – unidade estrutural apolar que gerou dois polos, por deslocamento instantâneo da nuvem eletrónica. Ano letivo 2016/2017
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NOTA: As forças de London ocorrem por deformação momentânea na nuvem eletrónica da molécula. Por isso, também existem em moléculas polares. Os seus efeitos somando-se às atrações resultantes das distribuições assimétricas de
carga (dipolo-dipolo ou dipolo-dipolo induzido), embora tenham menor intensidade.
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A
intensidade
das
forças
de
London
depende
da
deformabilidade das moléculas que, por sua vez, depende do tamanho e da forma da molécula. Quanto maior for o tamanho da unidade estrutural envolvida na ligação, mais facilmente os seus eletrões se podem deslocar na nuvem eletrónica, provocando-lhe maiores polarizações. Quanto à forma da molécula, quanto maior for a superfície exposta ou a zona de contacto das nuvens eletrónicas das moléculas, maior é a intensidade global das forças que se fazem sentir. 115
Comparação da intensidade das forças de London em substâncias elementares (halogéneos)
As substâncias Cℓ2, Br2 e I2 são formadas por moléculas apolares, pelo que as ligações do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido descrevem bem o seu comportamento físico, uma vez que são as únicas ligações responsáveis pelas suas interações intermoleculares.
Moléculas de maior tamanho
Forças de London mais intensas Ano letivo 2016/2017
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Maiores pontos de fusão e de ebulição 116
Ligações de hidrogénio As ligações de hidrogénio, ou pontes de hidrogénio, ocorrem entre
um átomo de hidrogénio de uma molécula polar e um átomo muito eletronegativo de outra molécula polar (flúor, oxigénio e azoto).
Eletronegatividade é a tendência de um átomo para atrair eletrões compartilhados numa ligação química. Os elementos mais eletronegativos da TP são: flúor, oxigénio e nitrogénio (todos têm pares de eletrões não ligantes). 117
Uma barra eletrizada desvia um fino fio de água que cai de uma bureta.
As moléculas de água são polares. Por isso, as moléculas mais próximas da barra são atraídas por ela. Por sua vez, estas “arrastam” as moléculas
vizinhas por estarem todas ligadas por pontes de hidrogénio, que são ligações intermoleculares relativamente fortes.
118
Exemplos de ligações de hidrogénio entre moléculas iguais: Fluoreto de hidrogénio
Água
A ligação de hidrogénio estabelece-se devido ao facto de estas moléculas serem fortemente polares. O hidrogénio corresponde ao polo positivo da molécula, que é atraído por um par de eletrões não ligante de um átomo muito eletronegativo da molécula vizinha. Ano letivo 2016/2017
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Ligações de hidrogénio entre moléculas diferentes: Água e amoníaco
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Água e etanol
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?
Por que razรฃo o gelo flutua na รกgua?
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Grande parte das propriedades físicas da substância água deve-se às ligações de hidrogénio. Cada molécula de água consegue formar até quatro ligações de hidrogénio.
Representação de moléculas de água no estado sólido. Ano letivo 2016/2017
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Floco de gelo Ano letivo 2016/2017
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Interação Ião - Dipolo Uma interação ião – dipolo resulta de atrações entre um ião e uma molécula. Esta interação é tanto mais forte quanto maior for a carga do ião e quanto mais polar for a molécula.
Esquema da dissolução de um sal iónico em água. Ano letivo 2016/2017
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Iões solvatados
A solvatação é um processo através do qual um ião é rodeado por moléculas de solvente:
- Os iões positivos ficam rodeados por moléculas de água com os polos negativos virados para eles. - Os iões negativos ficam rodeados por moléculas de água com os polos positivos virados para eles. Ano letivo 2016/2017
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Ano letivo 2016/2017
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Comparação da intensidade das ligações intermoleculares (regra geral)
Ano letivo 2016/2017
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MISCIBILIDADE DE LÍQUIDOS A miscibilidade ou imiscibilidade de líquidos relaciona-se com as ligações intermoleculares que se estabelecem entre as unidades
estruturais. Substâncias que estabelecem entre si forças intermoleculares de intensidade semelhante são miscíveis. Pelo contrário, substâncias sujeitas a forças intermoleculares de intensidades diferentes são imiscíveis. Um solvente dissolverá bem um soluto se tiverem propriedades semelhantes: “Semelhante
dissolve semelhante”. Ano letivo 2016/2017
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Dois líquidos são miscíveis quando se dissolvem e formam
uma mistura homogénea (solução). Dois líquidos são imiscíveis quando não se dissolvem e formam uma mistura heterogénea (contém mais do que uma fase). Ano letivo 2016/2017
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Nas soluções, quanto mais semelhantes forem as interações entre as moléculas de soluto e as interações entre as moléculas de
solvente, maior é a solubilidade do soluto naquele solvente.
Miscibilidade entre água e álcool (etanol). Ano letivo 2016/2017
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O álcool etílico (etanol) é solúvel em água, porque o seu grupo característico, –OH, permite estabelecer ligações por pontes de
hidrogénio com as moléculas de água. Outros álcoois com poucos átomos de carbono também são miscíveis com a água.
Quanto maior for o tamanho das cadeias de carbono, menor será a miscibilidade com a água. Os compostos iónicos são mais solúveis em solventes polares do que em solventes apolares, pois estabelecem-se ligações fortes entre os iões e os dipolos das moléculas polares. Ano letivo 2016/2017
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O azeite é uma mistura de lípidos, constituídos essencialmente por ácido oleico (ácido carboxílico com uma cadeia de 18 carbonos). Apesar de poder estabelecer pontes de hidrogénio,
não é miscível em água, essencialmente devido ao tamanho da cadeia de carbono (prevalecem as forças de London).
Duas substâncias são imiscíveis se as ligações
intermoleculares
que
prevalecem não forem semelhantes. Ano letivo 2016/2017
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Atividade experimental: Adicionaram-se três líquidos: Tetracloreto de carbono (com corante amarelo), água e hexano.
Observações e conclusões:
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