Características dos Compostos Orgânicos

Características dos Compostos Orgânicos

Na sua grande maioria, os compostos orgânicos possuem exclusivamente ligações covalentes, o que faz deles, portanto, compostos moleculares. Apresentam pontos de fusão (PF) relativamente baixos se comparados com os compostos inorgânicos. Dessa forma, na temperatura e pressão ambiente são encontrados compostos orgânicos sólidos, líquidos e gasosos.

De todas as substâncias hoje conhecidas, 95% são compostos orgânicos, número muito maior que o dos compostos inorgânicos. A maior parte dos compostos orgânicos não conduzem corrente elétrica, quando fundidos ou em soluções aquosas. Além disso, geralmente são insolúveis em água, mas solúveis em outros compostos orgânicos.

Exemplo: A parafina tem características típicas dos compostos orgânicos: seu ponto de fusão é baixo, é insolúvel em água e é solúvel em querosene.


Ligações Químicas
Por que os átomos se ligam?
Durante uma ligação química, os átomos liberam uma quantidade de energia, o que demonstra que os átomos ligados têm menor energia que separados.

Assim os átomos se ligam a fim de adquirirem estabilidade, pois quando menor a energia maior a estabilidade.

Apenas os gases nobres apresentam átomos isolados estáveis.


Por que os gases nobres apresentam átomos isolados e estáveis?
Os gases nobres são estáveis porque suas camadas de valência estão completas. Com essa observação, formulou-se a regra do octeto.



Regra de Octeto
A estabilidade dos átomos esta relacionada à quantidade de elétrons que eles possuem na última camada. Assim, os átomos ao se unirem, procuram perder ou ganhar elétrons da camada de valência até adquirirem a configuração eletrônica de um gás nobre de número atômico mais próximo (o hidrogênio adquire estabilidade quando tem sua configuração eletrônica igual à do gás nobre hélio).

Com essas observações, formulo-se a:
Regra do octeto: Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada eletrônica mais externa (ou 2 elétrons, quando possui apenas à camada K).


Configuração eletrônica de alguns gases nobres. Perceba que apenas o gás nobre hélio possui 2 elétrons na camada de valência.


Observação Importante!!!


Ligações entre os átomos
As ligações entre os elementos químicos podem ocorrer de três maneiras:



Ligação Iônica
É a ligação que se estabelece entre íons, unidos por fortes forças eletrostáticas. Ocorre com transferência de elétrons do metal para o ametal, formando cátions (íons
positivos) e ânions (íons negativos), respectivamente, ou do metal para o hidrogênio.


Ocorre entre:
Metal + Ametal = Ligação Iônica
Metal + H = Ligação Iônica

Características:
Metais: Baixa eletronegatividade ou alta eletropositividade, ou seja, tendência a doar elétrons para se estabilizarem.

Ametais: Alta eletronegatividade, ou seja, tendência a ganhar elétrons para se estabilizarem.

Exemplo:
1) Ligação entre o elemento sódio (metal) e o elemento cloro (ametal).
- perceba que o sódio só possui 1 elétron na camada de valência. Assim não está estável.
- perceba também que o cloro só possui 7 elétrons na camada de valência. Assim não está estável.


A estabilização desses elementos ocorre da seguinte maneira:
O sódio por se tratar de um metal, possui baixa eletronegatividade, assim ele o doa o elétron de sua camada de valência, para se estabilizar. Agora a sua última camada possui 8 elétrons. Veja:


Ao perder o elétron têm a formação do íon positivo ou cátion:

Como o elemento cloro é um ametal ele tem tendência a ganhar o elétron que foi perdido pelo sódio. Veja.


Ao receber o elétron têm a formação do íon negativo ou ânion: CI-


Os íons NA+ e CI- formados, respectivamente, pela perda e ganho de elétrons (com a finalidade de se estabilizarem) se atraem (atração eletrostática), provocando uma união entre íons, daí o nome ligação iônica.


Exemplo: 2. União entre um H e um metal.
Na formação da ligação entre o hidrogênio e o alumínio, ocorre do seguinte modo:
O alumínio perde os 3 elétrons de sua camada de valência, passando agora a ter 8 elétrons. Essa perca de elétrons faz com que o alumínio fique com 3 cargas positivas. Veja:


A perca de três elétrons provoca a formação do cátion: AI3+
Como o hidrogênio só possui um elétron em sua camada de valência, necessita ganhar mais um elétron para se assemelhar a configuração eletrônica do gás nobre hélio.
- necessita de mais um elétron. Assim o H por ser mais eletronegativo recebe os elétrons do Al. Como o H necessita apenas de 1 elétron, são necessários 3 H para efetuar a ligação. Veja:




Fórmula iônica
Para escrever a fórmula de um composto iônico, basta descobrir qual a carga do íon estável formado pelo elemento e, a seguir, utilizar a seguinte regra prática, que se fundamenta no fato de que, num composto, a carga elétrica total positiva deve ser igual à negativa, resultando carga total nula.

Veja:



Ligação Covalente
A ligação covalente ocorre quando os átomos ligados possuem tendência de ganhar elétrons. Não há transferência de elétrons de um átomo para outro, e sim um compartilhamento de elétrons entre eles.


A ligação covalente pode ocorrer de dois modos:
Ligação covalente comum e ligação covalente coordenada (dativa)

A ligação covalente ocorre entre:
Ametal + Ametal
H + H
H + Ametal

Observação: Os semimetais também podem ser incluídos

Dois átomos que possuem alta eletronegatividade podem estabelecer uma ligação química por meio do compartilhamento de seus elétrons da camada de valência.

Esse compartilhamento de elétrons exige a formação de um orbital molecular e, portanto só pode ser feito aos pares (2 elétrons compartilhados de cada vez), já que em um orbital podem existir no máximo dois elétrons.

Ligação covalente: O compartilhamento de pares de elétrons de cada átomo, é o que caracteriza a chamada ligação covalente comum.

Exemplo:
Ligação covalente entre átomos de H.
- precisa ganhar 1 elétron para completar o nível e adquirir configuração eletrônica do gás nobre hélio.



Os dois átomos de hidrogênio se unem formando um par eletrônico comum a eles (compartilhamento). Desta forma, cada átomo de hidrogênio adquire a estrutura do gás nobre Hélio (He).




Ligação de H com Ametal
- necessita de 1 elétron.
- necessita de 1 elétron para completar o nível 3 e adquirir configuração eletrônica do argônio.




Ligação Ametal com Ametal


Precisa ganhar dois elétrons para completar o nível 2 e adquirir a configuração eletrônica do gás nobre neônio.






Ligação covalente cordenada (Dativa)
Ligação em que o par de elétrons compartilhado é formado apenas por elétrons de um dos átomos. Esse tipo de ligação vai ocorrer quando um átomo já está estabilizado por ligações covalentes comuns e possua a capacidade de compartilhar pares eletrônicos.

Exemplo:


O carbono necessita de compartilhar 4 elétrons e o oxigênio necessita de compartilhar 2 elétrons para se estabilizar.


Perceba que o oxigênio já atingiu a estabilidade ao compartilhar pares de elétrons e o carbono necessita de um par de elétrons. Assim esse par de elétrons e proveniente apenas do oxigênio.



Qual a diferença entre a ligação covalente comum e a dativa?
A diferença fundamental entre a ligação covalente normal e a dativa, portanto é a origem do par eletrônico. Na normal, cada átomo contribui com um elétron para a formação do par; na dativa, apenas um átomo fornece o par de elétrons a ser compartilhado.



Importante!!!
Apesar da maioria das substâncias conhecidas obedecerem à regra do octeto, há um número grande de exceções que devem ser cuidadosamente consideradas durante o estuda da Química.


Substância molecular
Observe a fórmula eletrônica em que não segue a regra do octeto:
Perceba que o N fica apenas com 7 elétrons de valência. Portanto é impossível haver o emparelhamento total.


Substância Iônica
Muitos cátions dos elementos de transição não seguem a regra do octeto. Exemplo:



Para ficar com a configuração eletrônica do argônio (gás nobre mais próximo), o zinco deveria perder 12 elétrons (4s2 3d10), o que é impossível. Experimentalmente se observa que perde 2 elétrons, não seguindo a regra do octeto:



Fonte:
http://br.geocities.com/ctiquimica2008/3aulas/aula7e8.zip

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