PROFESSOR

PAULO CESAR

PORTAL DE ESTUDOS EM QUÍMICA
 

DICAS PARA O SUCESSO NO VESTIBULAR: AULA ASSISTIDA É AULA ESTUDADA - MANTER O EQUILÍBRIO EMOCIONAL E O CONDICIONAMENTO FÍSICO - FIXAR O APRENDIZADO TEÓRICO ATRAVÉS DA RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS.

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Elas estão por todos os lugares...

 

O que mantém as moléculas unidas nos estados líquido e sólido? Que força faz a água, contrariando a gravidade, subir desde a raiz até o topo da árvore mais alta? Como alguns insetos podem andar sobre a água? Por que o DNA tem a configuração em forma de hélice? Portal de Estudos em Química apresenta:

Forças Intermoleculares

 

Todos os objetos ao nosso redor são feitos de átomos. Estes átomos, algumas vezes, combinam-se e formam moléculas: são unidos através da formação de ligações covalentes. Em outras palavras, alguns elétrons, que antes estavam em orbitais atômicos passam a formar orbitais moleculares. Mas as moléculas são discretas: a água, por exemplo, consiste em pequenos grupos de 3 átomos, sendo um do elemento oxigênio que liga-se a dois átomos de hidrogênio. A ligação covalente, entretanto, é intramolecular: apenas une os átomos que formam a molécula. O que impede, entretanto, que todas as moléculas em um copo de água se difundam pelo meio, instantaneamente, deixando o copo vazio? O que mantém elas unidas? Como elas formam um objeto sólido, compacto, quando resfriadas?
As forças que existem entre as moléculas - forças intermoleculares - não são tão fortes como as ligações iônicas ou covalentes, mas são muito importantes; sobretudo quando se deseja explicar as propriedades macroscópicas da substância. E são estas forças as responsáveis pela existência de 3 estados físicos. Sem elas, só existiriam gases.
 

Biografia

Johannes Diederik van der Waals

Nasceu: Novembro 23, 1837, Leiden, Neth.
Morreu: Março 9, 1923, Amsterdam

Um físico alemão que, em 1910, recebeu um prêmio Nobel em Física pela sua pesquisa com os estados gasoso e líquido da matéria. Seu trabalho possibilitou o estudo de temperaturas próximo ao zero absoluto.

Um auto-didata, Waals ingressou na Universidade de Leiden, e em 1873 escreveu uma tese de doutorado entitulada "Sobre a Continuidade do Estado Líquido e Gasoso".
Ele observou que a equação geral dos gases ideais não correspondia ao observado em gases reais. O erro era assumir que, segundo a teoria cinética dos gases ideiais, não existissem forças atrativas e/ou repulsivas entre as partículas do gás e que o volume de cada partícula era zero. Waals levou estes erros em conta e introduziu, em 1881, à famosa equação PV=nRT mais dois parâmetros, relacionados ao tamanho e às forças intermoleculares. Ele reescreveu a equação dos gases ideiais e publicou uma nova equação, conhecida como equação de van der Waals para os gases reais.

Foi este trabalho que lhe garantiu o Prêmio Nobel, e que também permitiu James Dewar e Heike K. Onnes alcaçarem a liquefação do gás hidrogênio e hélio.

Em 1877, van der Waals começou a trabalhar como professor de física da Universidade de Amsterdam, posto que ocupou até 1907. As forças intermoleculares são também chamadas de forças de van der Waals, em sua homenagem.


Aprendemos, desde o ensino médio, a descrever um gás pela equação PV=nRT. Esta, entretanto, é uma equação que funciona bem somente para gases ideais - gases idealizados, que não existem na realidade, e obedecem a todos os postulados da teoria cinética molecular para os gases ideais. Gases formados por partículas sem tamanho e sem atração ou repulsão entre si. Um gás ideal nunca se liquefaz. Entretanto, basta baixar a temperatura e/ou aumentar a pressão sobre um gás real que este logo passa para o estado líquido. O físico alemão van der Waals corrigiu esta equação em 1881, incorporando dois parâmetros: um deles que lida justamente com as interações intermoleculares.
 

A equação de van der Waals
Em 1873, J.D. van der Waals propôs sua equação. No gás real, a pressão é menor do que a prevista pela lei ideal: culpa das forças atrativas intermoleculares. Por isso, a pressão é corrigida pela expressão a/V 2 . Da mesma forma, moléculas reais tem volume. O termo b é uma função do diâmetro esférico da molécula do gás, conhecido como diâmetro de van der Waals. Para 1 mol de gás (n=1), a equação é:

E, para n moles de gás, a equação genérica é:

Abaixo estão alguns valores para a e b de alguns gases. Observe como os gases hidrogênio, hélio e neônio apresentam valores muito próximos a zero. Isto porque eles quase não exibem interações intermoleculares no estado gasoso - seu comportamento é quase ideal.
 
Gás a b
H 2 0.2444 0.02661
O 2 1.360 0.03183
N 2 1.390 0.03913
CO 2 3.592 0.04267
Cl 2 6.493 0.05622
Ne 0.2107 0.01709
He 0.03412 0.02370

As forças intermoleculares têm origem eletrônica: surgem de uma atração eletrostática entre nuvens de elétrons e núcleos atômicos. São fracas, se comparadas às ligações covalentes ou iônicas. Mas forte o suficiente para sustentar uma lagartixa no teto da sala (veja quadro).
As forças de van der Waals, como também são conhecidas as forças intermoleculares, podem surgir de 3 fontes. Em primeiro, as moléculas de alguns materiais, embora eletricamente neutras, podem possuir um dipolo elétrico permanente. Devido a alguma distorção na distribuição da carga elétrica, um lado da molécula e ligeiramente mais "positivo" e o outro é ligeiramente mais "negativo". A tendência é destas moléculas se alinharem, e interagirem umas com as outras, por atração eletrostática entre os dipolos opostos. Esta interação é chamada de dipolo-dipolo.


Em segundo, a presença de moléculas que tem dipolos permanentes podem distorcer a distribuição de carga elétrica em outras moléculas vizinhas, mesmo as que não possuem dipolos (apolares), através de uma polarização induzida. Esta interação é chamada de dipolo-dipolo induzido.
 

E, em terceiro, mesmo em moléculas que não possuem momento de dipolo permanente (e.g., no gás nobre neônio ou no líquido orgânico benzeno) existe uma força de atração (do contrário nem o benzeno ou neônio poderiam ser liquefeitos). A natureza destas forças requer a mecânica quântica para sua correta descrição, mas foi primeiramente reconhecida pelo físico polonês Fritz London, que relacionou-as com o movimento eletrônico nas moléculas. London sugeriu que, em um determinado instante, o centro de carga negativa dos elétrons e de carga positiva do núcleo atômico poderia não coincidir. Esta flutuação eletrônica poderia transformar as moléculas apolares, tal como o benzeno, em dipolos tempo-dependentes, mesmo que, após um certo intervalo de tempo, a polarização média seja zero. Estes dipolos instantâneos não podem orientar-se para um alinhamento de suas moléculas, mas eles podem induzir a polarização das moléculas adjacentes, resultando em forças atrativas. Estas forças são conhecidas como forças de dispersão (ou forças de London), e estão presentes em todas as moléculas apolares e, algumas vezes, mesmo entre moléculas polares.

 

 

Lagartixa van der Waals
Lagartixa Química!!!Uma dúvida cruel tem atormentado muitos cientistas: como, de fato, a lagartixa consegue caminhar pelas paredes, mesmo no teto?
Alguns sugeriram que suas patas possuissem microventosas. Entretanto, todas as tentativas de se provar a existência de tais ventosas falharam: as lagartixas possuem tal comportamento mesmo sob vácuo ou sobre uma superfície muito lisa e molhada.
Em 1960, o alemão Uwe Hiller sugeriu que um tipo de força atrativa, entre as moléculas da parede e as moléculas da pata da lagartixa, fosse a responsável. Hiller sugeriu que estas forças fossem as forças intermoleculares de van der Waals. Tudo bem que elas mantenham moléculas unidas, mas... uma lagartixa? Poucos deram crédito à sugestão de Hiller. Até que, em um exemplar recente da revista Nature, Autumn escreveu o artigo "Full, Adhesive force of a single gecko foot-hair" (Autumn, K. et al., Nature 405, 681-685 (2000)), trazendo evidências de que, de fato, são forças intermoleculares as responsáveis pela adesão da pata da lagartixa à parede. Mais precisamente entre a superfície e as moléculas dos "setae", pelos microscópicos que cobrem as patas das lagartixas.
ligaçãoH na água

Algumas moléculas, entretanto, exibem um tipo especial de interação dipolo-dipolo. É o caso da água: olhe atentamente para a figura abaixo. A temperatura de ebulição do hidreto de oxigênio é muito diferente de todos os outros hidretos dos elementos da família do oxigênio. Exceto a água, todos parecem seguir uma regra de que quanto menor a massa molecular, menor é a temperatura de ebulição. Por esta regra (que parece ser obedecida na família do carbono), a água deveria ser, à temperatura ambiente, um gás, com uma temperatura de ebulição bem abaixo de 0 o C. Todos sabemos que, na verdade, a água é um líquido com ponto de ebulição de +100ºC!
anomalia da água
 

A água, portanto, deve possuir um tipo de interação diferenciado. O que acontece é que os hidrogênios ligados ao oxigênio é que formam o lado "positivo" do dipolo permanente desta molécula. O átomo de hidrogênio é formado por apenas um próton e um elétron. Como o elétron é fortemente atraído pelo oxigênio, na água, este próton encontra-se desprotegido. A água possui, então, um dipolo bastante forte, com uma das cargas (positiva) bastante localizada. LigaçãoHEste próton pode interagir com as regiões negativas (o oxigênio) de outras moléculas de água, resultando em uma forte rede de ligações intermoleculares. Esta interação é chamada de ligação hidrogênio, e ocorre entre átomos de hidrogênio ligados a elementos como o oxigênio, flúor ou nitrogênio, com átomos de O, N ou F de outras moléculas. Esta interação é a mais intensa de todas as forças intermoleculares.
 

 


O inseto pode andar sobre a água...Como consequência das fortes interações intermoleculares, a água apresenta algumas propriedades especiais. Alguns insetos, por exemplo, podem andar sobre ela. Uma lâmina de barbear, se colocada horizontalmente, também flutua na água. Isto deve-se à tensão superficial da água: uma propriedade que faz com o líquido se comporte como se tivesse uma membrana elástica em sua superfície. Este fenômeno pode ser observado em quase todos os líquidos, e é o responsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do líquido. A razão é que as moléculas de água interagem muito mais fortemente com suas vizinhas do que com as moléculas do ar, na interface. As moléculas que estão no interior da gota, por exemplo, interagem com outras moléculas em todas as direções; as moléculas da superfície, por outro lado, interagem somente com moléculas que estão nas suas laterais ou logo abaixo. Para se remover as moléculas da superfície, é necessário uma certa energia.Este desbalanço de forças intermoleculares faz com que estas moléculas, da superfície, sejam atraídas para o interior do líquido. Para se remover estas moléculas da superfície é necessário uma certa quantidade mínima de energia - a tensão superficial. Para a água, isto corresponde a 0,07275 joules/m 2 , a 20 o C. Líquidos orgânicos, como o benzeno ou o tolueno, tem valores menores de tensão superficial, já que suas interações intermoleculares são mais fracas.



Todos sabemos que a água possui outra propriedade anômala: o gelo bóia sobre a água líquida. Isto porque a densidade do estado sólido, na água, é menor do que no estado líquido. As ligações hidrogênio, no estado sólido, conferem à água uma organização reticular quase cristalina, com um maior espaço entre as moléculas, ou seja, uma menor densidade. A maioria das outras substâncias tem um maior grau de compactação - uma maior densidade - no estado sólido.

ligação força magnitude
(KJ/mol)
química
covalente
iônica
100-1000
100-1000
intermolecular
íon-dipolo
dipolo-dipolo
Dispersão
ligação-H
1-70
0.1-10
0.1-2
10-40

As forças intermoleculares são também responsáveis pelas diferenças nas temperaturas de ebulição de vários isômeros constitucionais orgânicos, isto é, moléculas orgânicas que possuem a mesma fórmula molecular (e, por consequência, a mesma massa molar) mas tem pontos de ebulição normal diferentes. O ponto de ebulição de um líquido é definido como sendo a temperatura na qual a pressão de vapor exercida pelo líquido se iguala à pressão externa. A água, ao nível do mar, tem uma pressão de vapor igual a 1,00 atm somente a 100 o C. É lógico se assumir que quanto mais forte for a atração entre as moléculas, isto é, quanto maior forem as forças intermoleculares, maior também será a temperatura necessária para a ebulição do líquido.Isômeros, mas com Te diferentes! Observe, como exemplo, os dois isômeros para a fórmula C 5 H 12 , o n-pentano e o neo-pentano, ilustrados na figura ao lado. Ambas as moléculas não possuem dipolo permanente - são apolares. Então, ambas interagem, entre si, via forças de dispersão (london). Mas o que faz com que o n-pentano tenha uma temperatura de ebulição bem maior do que o neo-pentano? Observe que, à temperatura ambiente, o n-pentano é um líquido, enquanto que o outro isômero é um gás!

Este caso ilustra uma propriedade das interações intermoleculares: quanto maior for a área de contato entre as moléculas, maior é a interação. No caso no neo-pentano, a interação é dificultada devido ao impedimento espacial provocado pelo grupos -CH3 . A polarização induzida ocorre mais intensamente no caso da cadeia linear.

 


Maior massa mas com menor Te!!!Uma outra propriedade pode ser observada se acompanharmos a temperatura de ebulição dos compostos ao lado. O éter dimetílico, embora possua a maior massa molar, é o que tem a menor Te (é um gás, à temperatura ambiente). Tanto o metanol como a água são líquidos, embora tenham massa molar menores. A água, a molécula mais leve da série, tem a maior temperatura de ebulição. Isto porque a água e o metanol interagem via ligação hidrogênio - a mais forte das interações intermoleculares, enquanto que o éter interage via dipolo-dipolo - não possui hidrogênios ligados ao oxigênio. A água possui dois hidrogênios ligados ao O - o que explica a sua maior temperatura de ebulição, em relação ao metanol, que possui apenas um.
Como vemos, a substituição dos hidrogênios da água por grupos -CH3
leva a compostos com menor temperatura de ebulição
.

 


 

Biografia
London
Fritz Wolfgang London

Nasceu: Março 7, 1900, Breslau, Alemanha.
Morreu: Março 30, 1954, Durham, EUA.

London foi educado nas universidades de Bonn, Frankfurt, e Göttingen. Em Munich obteve seu Ph.D., em 1921. Ele fo um pesquisador do instituto Rockfeller em Zurique e um professor na Universidade de Berlin. Entre 1933 a 1936 ele trabalhou na Oxford University e, então, se tornou o diretor de pesquisa da Universidade de Paris.

Em 1939, London imigrou para os Estados Unidos, onde se tornou professor de química teórica na Duke University, em Durham, N.C.. Em 1945, se tornou um cidadão norte-americano. Entre suas publicações, destacam-se dois volumes sobre Superfluídos (1950 e 1954).
A teoria das ligações entremoléculas apolares marcou o início do tratamento moderno de mecânica quântica da molécula de hidrogênio, e é considerado um dos mais importantes avanços na química moderna.

Juntamente com seu irmão, Heinz London, ele desenvolveu a teoria fenomenológica da supercondutividade, providenciando uma nova fundação na compreensão das forças intermoleculares e clareando a conexão entre fenômenos quânticos e muitos dos fatos intrigantes da química.


Todas as proteínas que compõe o nosso organismo são constituídas por sequências de aminoácidos, ligados covalentemente. Estes compostos possuem grupos -OH e -NH capazes de formar uma forte rede de ligações intermoleculares. É isto que confere a estrutura terciária das proteínas, isto é, a sua forma característica de orientação espacial. Um outro exemlo é o DNA de todos os humanos: sua forma de dupla-hélice - é mantida graças às ligações hidrogênio entre os grupos dos -OH e -NH das bases nitrogenadas heterocíclicas que o compõe: GCAT.


Os compostos orgânicos polares exibem, em geral, uma solubilidade significativa em água. O açúcar é um exemplo: é muito solúvel em água. Isto deve-se à capacidade que as moléculas de água têm de interagir com as moléculas da sacarose. A solubilização também é um fenômeno regido pelas interações intermoleculares: entre as moléculas do soluto e as moléculas do solvente.


 

Na natureza, existem alguns fenômenos

 que contrariam nosso senso comum.

O Portal de Estudos em Química trás neste artigo um desses fenômenos intrigantes da natureza que os químicos explicam recorrendo as estruturas diminutas, como moléculas e átomos.

Vamos descobrir as razões disso juntos?

Com vocês, as pontes de hidrogênio!

          O experimento que iremos propor é como aquelas "histórias de pescador": difícil de acreditar :). Pois imaginem que existem casos que 1+1 não é 2 não! Estamos no mundo das moléculas e esse nos reserva surpresas impressionantes. Entretanto, para começarmos o assunto, se faz necessária a revisão de alguns conceitos importantes, os quais são apresentados na seqüência, com o objetivo de assegurar uma discussão frutífera sobre este fantástico fenômeno que este artigo trata.

Solubilidade

          A solubilidade de substâncias se dá em função de uma afinidade eletrônica existente entre as espécies em um sistema. Essa afinidade eletrônica pode ser expressa na famosa frase: "semelhante dissolve semelhante". A questão é: semelhante em que aspecto? Para responder essa pergunta, devemos fazer uma análise da estrutura molecular das substâncias envolvidas.

Animação 01 - Pontes de hidrogênio e a solubilidade.

 

          Um cubo de açúcar contém muitas moléculas e elas são mantidas unidas pelas pontes de hidrogênio (imagem a esquerda). Quando um cubo de açúcar dissolve, cada molécula permanece intacta. A molécula estabelece pontes com as moléculas de água (animação piscando em vermelho) e desfaz as pontes com as outras moléculas de açúcar. Por outro lado, o sal em solução transforma-se em íons (imagem a direita), como o cátion Na+ e o ânion Cl-. A solubilidade dessas substâncias só é possível devido a afinidade eletrônica existente entre o soluto (açúcar e o sal) e o solvente (a água).

          Existem basicamente dois meios de substância no que diz respeito a polaridade: polares e apolares. O termo "polar" nos dá a idéia de opostos, onde um dado ponto é negativo e o outro é positivo. Isso é resultado da diferença de contribuição na ligação entre elementos químicos diferentes. O mais eletronegativo atrai para perto de si o par de elétrons que estabelece a ligação com o outro átomo. Um exemplo de substância polar é água, considerada um solvente universal.

         Sempre que fizemos referência da solubilidade de uma substância em outra, devemos sempre fazer uma observação quando as propriedades de estados do sistema, como pressão e temperatura por exemplo. Em condições ambientes de temperatura e pressão,  (temperatura de 25°C ou 298,15K e pressão de 1 atm ou 101,325 kPa no SI) a água tem o comportamento visto no parágrafo anterior mas, é sabido que em condições extremas, a água pode assumir um caráter de "fluído supercrítico", capaz de misturar-se completamente com a maioria dos solventes apolares dentre outras aplicações interessantes (veja mais sobre o assunto nas indicações de leitura no final do artigo).

Linus Carl Pauling (1901-1994) foi um brilhante químico e também um pacifista. Suas contribuições para a Química foram inúmeras, dentre as quais podemos destacar os trabalhos teóricos sobre as ligações químicas, a elucidação da geometria molecular das proteínas e a elaboração do conceito de eletronegatividade o qual é

ainda utilizado. Dois de seus livros (General Chemistry e The nature of Chemical bond) são considerados clássicos da literatura química. A fórmula utilizada por Pauling para calcular as eletronegatividades XA e XB de dois átomos A e B é baseada na energia envolvida na formação (energia de ligação) das moléculas AB, A2 e B2, por meio da reação:

A2 + B2 --> 2AB

em que /\E representa  a variação de energia envolvida na formação da molécula AB. para evitar valores negativos de eletronegatividade, Pauling atribuiu arbitrariamente  um valor para a eletronegatividae de hidrogênio e calculou, em relação a esse valor, a eletronegatividade dos outros elementos.

 

Veja mais sobre Linus Pauling em:

http://www.nobel.se

Figura 01 - Gradiente de polaridade da molécula de água

          Quando falamos em polaridade, não podemos pensar em pólos pontuais, mas sim devemos imaginar um gradiente de distribuição de carga (ver figura 01),  pois estamos falando de interações eletrostáticas de nuvem eletrônica. O termo "nuvem eletrônica" é utilizado devido ao caráter probabilístico dos orbitais, os quais estão em harmonia com a mecânica quântica, teoria que explica o comportamento de entidades muito pequenas, como partículas subatômicas.

          Como dissemos, a polaridade da ligação, ou seja, o deslocamento da nuvem eletrônica para um átomo de forma heterogenia em relação ao outro é explicada pela propriedade denominada eletronegatividade, a qual é diferente para cada elemento químico. Cada elemento tem uma determinado valor de eletronegatividade (veja figura 04), a qual podemos relacionar com a "tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de sim, quando se encontra "ligado" a outro átomo de elemento químico diferente, numa substância composta". Mas não é somente a diferença de eletronegatividade que irá dar subsídios para a classificação de uma molécula em polar ou apolar, mas sim a análise deste último aspecto em conjunto com a conformação dos átomos da molécula. Usa-se a soma dos vetores  m para sabermos se uma dada molécula é polar ou apolar (veja figura 02)

          No caso da molécula de água, temos a presença de dois pares de elétrons não ligantes ou livres (ver figura 03), responsáveis pela forma em "V" da água. Sendo assim, caso fossemos somar os vetores das ligações, constataríamos que a molécula é polar, ou seja, a resultante da soma dos vetores é diferente de zero.

         

Figura 03 - par de elétrons livres

do oxigênio

 

          Imaginando os pares de elétrons não ligantes como outros "H" ligados ao oxigênio, a repulsão chega a um valor 104°5' (veja figura 05). Perceba que o ângulo é um pouco menor do que configuração tetraédrica do gás metano (109°28") por exemplo, devido ao fato da repulsão de elétrons livres ser maior que a repulsão de elétrons estabelecendo uma ligação com outro átomo.

Figura 02 - Soma dos vetores  m na molécula de água.

 

Figura 04 - Escala de eletronegatividade

 

Figura 05 - Ângulo das ligações da molécula de água

          Tendo esse caráter, a água é um excelente solvente polar para compostos orgânicos polares de baixo peso molecular, como o metanol, etanol, ácido fórmico,  ácido acético, dentre outros. Possuindo um dipolo bastante acentuado, atrai por eletrostática o dipolo da outra molécula, de forma a potencializar a solubilização. Porém, essas moléculas orgânicas possuem uma parte polar, solúvel em água e uma parte apolar, insolúvel em água. A medida que aumenta-se o número de carbonos no grupo dos álcoois e ácidos carboxílicos por exemplo, a solubilidade, em meio aquoso vai diminuindo. É por isso que quando misturamos água com, por exemplo, butanol, constituído de 4 carbonos, a solubilidade em água diminui bastante, aparecendo claramente duas fases distintas indicando que as substâncias não são completamente miscíveis, mas sim parcialmente.

 

As ligações intermoleculares

         

Figura 06 - Regra do FON

 

 

 

          Vimos que a água é um ótimo solvente polar e, para compostos orgânicos polares de baixo peso molecular, também é um bom solvente. As ligações estabelecidas entre a água e o composto orgânico gera um fenômeno muito interessante, o qual pode ser realizado sem muitos equipamentos específicos de um laboratório. Podemos notar na figura 07 que tanto o etanol como o ácido propanóico possuem no mínimo uma ligação acentuadamente polar em suas moléculas, de forma a potencializar uma solubilidade em meio aquoso. No caso do álcool, a parte apolar não possui influência negativa na solubilidade em meio polar, já o ácido propanóico, com sua parte da molécula apolar, compromete a solubilidade total de composto em água. Mesmo assim, perceba que o número de pólos no ácido é maior do que no etanol e esse fato será muito importante para o experimento que será realizado a seguir.

         

          Foi feito referência a uma ligação acentuadamente polar no parágrafo anterior devido ao fato que nem toda ligação polar é passível de ser uma ponte de hidrogênio. Conforme a figura 06, podemos ver que há um aumento da eletronegatividade em direção ao Flúor, o elemento mais eletronegativo da tabela periódica. O Flúor, Oxigênio e o Nitrogênio são os elementos que, juntamente como H, estabelecem a ligação acentuadamente polar, a qual também é conhecida como "regra do FON", ligação esta responsável por diversos fenômenos interessantes da água.

Figura 07 - Polaridades nas moléculas

de ácido propanóico e do etanol

 

 

          Veja que no caso do etanol (função álcool), há a possibilidade de formação de apenas uma ponte de hidrogênio, devido a existência de apenas uma situação de dipolo na molécula. Já no ácido propanóico, podemos notar um par de dipolos na molécula, fenômeno esse que irá proporcionar a explicação de alguns resultados que serão obtidos no experimento proposto em seguida. Apesar do ácido propanóico não ser completamente solúvel em água, a análise da parte "polar" da molécula nos ajudará a compreender o que acontece com outro ácido, o ácido etanóico ou mais conhecido como ácido acético.

          Um comportamento excepcional da água está representado na figura 07, comparando-se os pontos de ebulição de substâncias moleculares semelhantes. Podemos notar que, caso a água mantivesse a linearidade do gráfico, sendo essa linearidade ditada pela massa molecular dos compostos da mesma família, teria um ponto de ebulição próximo de -100 C!. Caso isso fosse verdade, a Terra não teria lagos, rios ou oceanos, e a água existiria na Terra somente no estado gasoso, mesmo nos pólos do Norte e Sul! Ao contrário da água, o sulfeto de hidrogênio, bem como H2Se e o H2Te, são incapazes de formar ligações intermoleculares fortes. Ligações de hidrogênio, de forma apreciável, só são encontradas nas moléculas que contêm os elementos mais eletronegativos, como o flúor, o oxigênio e o nitrogênio. As propriedades das substancias com ligação H-X de polaridade elevada, semelhante à da água, como a amônia e o fluoreto de hidrogênio, são também influenciadas pelas ligações de hidrogênio, e muitas de suas propriedades, nos estados sólidos e líquidos, resultam das interações dipolo-dipolo entre suas moléculas.

      

Figura 08 - Ponto de ebulição dos elementos da família 16 da tabela periódica ligados ao hidrogênio.

 

ligação

força

magnitude
(KJ/mol)

química

covalente
iônica

100-1000
100-1000

intermolecular

íon-dipolo
dipolo-dipolo
Dispersão
ligação-H

1-70
0.1-10
0.1-2
10-40

       

          Perceba que os termos "ponte de hidrogênio" e "ligação de hidrogênio" são utilizados de forma indistinta. Isso deve-se ao fato de considerarmos a ponte de hidrogênio praticamente uma ligação química entre átomos, devido a sua grande energia (veja tabela ao lado). Em um extremo, temos ligações covalentes ou iônicas que, quando se formam, representam grandes variações de energia. Já a ponte de hidrogênio está no meio da escala, sendo que o outro extremo é representado pelas interações intermoleculares de menor energia, como as "Dispersão de London", por exemplo. Neste trabalho, o termo "ligação" é usado para descrever qualquer interação de dois átomos, que resulta na formação de uma estrutura interatômica mensurável e nitidamente definida. 

 

          Há uma clara variação do volume da mistura entre a água e um dos compostos orgânicos citados durante esse trabalho (etanol e ácido acético por exemplo). Essa variação no volume  depende do composto orgânico utilizado, ou seja, podemos relacionar a variação do volume da mistura com a substância usada no experimento, tanto no sentido de variar ou não o volume como também na magnitude dessa variação.

          Engraçado não? Como uma interação molecular como esta pode ocasionar um fenômeno tão intrigante? Devo dizer que eu não acreditei na primeira vez que ouvi falar e, como já diria São Tomé: "só acredito vendo", vamos ao laboratório. :)

 

Experimento

 Interações intermoleculares de

compostos orgânicos com a água.

 

Material

- 600 mL de água destilada
- 100 mL de etanol absoluto
- 100 mL de propanol absoluto
- 100 mL de butanol absoluto
- 100 mL de ácido etanóico concentrado
- 100 mL de ácido propanóico concentrado
- 100 mL de ácido butanóico concentrado
- 07 provetas de 100 mL
- 06 provetas de 200 mL

ATENÇÃO

Química não é brincadeira, é coisa séria!

Não cheire nem experimente o gosto de substâncias desconhecidas

Cuidado com as substâncias tóxicas e/ou inflamáveis

Cuidado com respingos na pele e nos olhos

 

 

Roteiro Experimental

         

          Encher uma proveta de 100 mL com água e outra proveta de 100 mL com etanol. Verter o conteúdo das duas provetas em uma terceira proveta com capacidade de 200 mL. Os passos realizados com o etanol devem ser repetidos com os demais solventes orgânicos. Não esqueça de informar a temperatura no laboratório/sala de aula bem como a pressão atmosférica no momento em que foram realizados os experimentos. Preencha os volumes totais obtidos na tabela abaixo e responda as questões propostas ao final da prática:

 

Solvente

Volume da mistura aumentou, diminuiu ou permaneceu constante?

Se houve variação, qual foi a  magnitude? (em mL)

Etanol

 

 

Propanol

 

 

Butanol

 

 

Ácido etanóico

 

 

Ácido propanóico

 

 

Ácido butanóico

 

 

 

Temperatura no laboratório/sala de aula de aula:____

Pressão atmosférica no laboratório/sala de aula*: ____

 

*Pode-se utilizar a pressão atmosférica da cidade onde se fez o experimento.

 

 

Questionário

01) Com base nos resultados obtidos, que relação podemos traçar entre a família dos álcoois e a família dos ácidos carboxílicos quanto à variação de volume observada? Analise os aspectos moleculares dos dois grupos funcionais.

02) Quais são as relações existentes entre a polaridade da molécula, a miscibilidade ou não em um solvente e o volume da mistura? Demonstre essas relações de forma esquemática.

03) Provavelmente, você observou que foram utilizada uma seqüência homóloga de substâncias para cada função orgânica. Qual poderia ser o motivo fundamental para a não utilização do álcool metílico (metanol pela IUPAC) e do ácido metanóico nestes experimentos? Faça uma breve revisão bibliográfica e aponte as principais causas, na sua opinião, para a não utilização de tais substâncias.

04) Os resultados obtidos experimentalmente estão de acordo com o que a teoria prevê no aspecto das interações intermoleculares dos compostos utilizados? Justifique.

 

---

 

 

 

Aprofundando o Assunto...

 

 

 

Department of Chemistry, University of Hull:

Electronegativity: Pauling Allred-Rochow | Mulliken-Jaffé

 

Tabela com os valores das eletronegatividades dos elementos das três escalas

http://www.chm.davidson.edu/ronutt/che115/electroneg.htm

 

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Este site foi atualizado em 23/01/11