COMPOSTOS E LIGAÇÕES QUÍMICAS

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22001133 
QQUUÍÍMMIICCAA AA 
RREESSUUMMOOSS DDEE QQUUÍÍMMIICCAA OORRGGÂÂNNIICCAA 
CCAAPPÍÍTTUULLOO II 
JJOOÃÃOO PPAAUULLOO NNOORROONNHHAA 
 
 Química A.2013 
 
Doutor João Paulo Noronha, FCT-UNL.2013 2 
CCaappííttuulloo 11 -- CCOOMMPPOOSSTTOOSS EE LLIIGGAAÇÇÕÕEESS QQUUÍÍMMIICCAASS 
 
 
11..11 IINNTTRROODDUUÇÇÃÃOO 
 
1. A Química Orgânica consiste no estudo dos compostos de carbono. 
2. Os compostos de carbono são as substâncias centrais da composição de todos os seres vivos no 
nosso planeta. 
1) DNA: moléculas gigantes que contêm toda a informação genética para uma determinada 
espécie. 
2) Proteínas: sangue, músculo e pele. 
3) Enzimas: catalisam as reações que ocorrem no nosso organismo. 
4) Fornecer a energia que sustenta a vida. 
3. Há um bilião de anos atrás a maioria dos átomos de carbono na terra existia como CH4: 
1) CH4, H2O, NH3, H2 foram os componentes principais da atmosfera primordial. 
2) As descargas elétricas e outras formas de radiação de elevada energia levaram estes 
compostos simples se fragmentar em pedaços altamente reativos que se combinam em 
compostos mais complexos, tais como aminoácidos, formaldeído, cianeto de hidrogénio, 
purinas e pirimidinas. 
3) Aminoácidos reagem uns com os outros para formar a primeira proteína. 
4) O formaldeído reage com o outro para originar açúcares, e alguns destes açúcares, 
juntamente com os fosfatos inorgânicos, combinados com purinas e pirimidinas para se 
tornarem moléculas simples de ácidos ribonucleico (ARN) e DNA. 
4. Vivemos numa Era de Química Orgânica: 
1) roupa: composição substância natural ou sintética. 
2) artigos para o lar. 
3) automóveis. 
4) medicamentos. 
5) pesticidas. 
5. Poluição: 
1) Os inseticidas: substância natural ou sintética. 
2) PCBs (bifenilos policlorados) 
3) dioxinas 
4) CFCs (clorofluorcarbonetos) 
 
1.2 O DESENVOLVIMENTO COMO CIÊNCIA DA QUÍMICA ORGÂNICA 
 
1. Os egípcios usavam índigo e alizarina para tingir tecidos. 
2. Os fenícios usavam como um corante a famosa "púrpura real", obtida a partir de moluscos. 
Como ciência, a química orgânica tem menos de 200 anos de idade. 
 
1.2A O vitalismo 
 
"Orgânico" - derivado de organismo vivo (em 1770, Torbern Bergman, químico sueco) 
 o estudo de compostos extraídos a partir de organismos vivos 
 para criar tais compostos seria necessária "força vital" 
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1. Em 1828, Friedrich Wöhler descobriu: 
 
 
 cianato de amónio Ureia 
 (inorgânico) (orgânico) 
 
1.2B Fórmulas Empíricas e Moleculares 
 
1. Em 1784, Antoine Lavoisier mostrou pela primeira vez que os compostos orgânicos eram 
principalmente constituídos por carbono, hidrogénio e oxigénio. 
2. Entre 1811 e 1831, os métodos quantitativos para determinar a composição de compostos orgânicos 
foram desenvolvidos por Justus Liebig, JJ Berzelius, JBA Dumas. 
3. Em 1860 Stanislao Cannizzaro mostrou que a hipótese anterior de Amedeo Avogadro (1811) poderia 
ser usada para distinguir entre fórmulas empíricas e moleculares. 
 
As fórmulas moleculares C2H4 (etileno), C5H10 (ciclopentano), e C6H12 (ciclo-hexano) têm a mesma 
fórmula empírica CH2. 
 
1.3 A TEORIA ESTRUTURAL DA QUÍMICA ORGÂNICA 
 
1.3A. A Teoria estrutural: (1858 - 1861) 
 
Augusto Kekulé (alemão), Archibald Scott Couper (britânico) e Alexander M. Butlerov 
 
1. Os átomos podem formar um número fixo de ligações (valência): 
 
 
 
 Os átomos de carbono Os átomos de oxigénio Os átomos de hidrogénio e halogénio 
 são tetravalentes são divalentes são monovalentes 
 
 
2. Um átomo de carbono pode usar uma ou mais da sua valência para formar ligações com outros 
átomos: 
Ligações carbono-carbono 
 
 
 ligação simples ligação dupla ligação tripla 
 
3. Química orgânica: Um estudo dos compostos de carbono (Kekulé, 1861). 
 
 
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1.3B Isómeros: A Importância das fórmulas estruturais 
 
 
1. Isómeros: compostos diferentes que têm a mesma fórmula molecular 
2. Existem dois compostos isoméricos com fórmula molecular C2H6O: 
 
1) éter dimetílico: um gás à temperatura ambiente, não reage com o sódio. 
2) álcool etílico: um líquido à temperatura ambiente, que reage com o sódio. 
 
Tabela 1.1 Propriedades do álcool etílico e éter dimetílico 
 
 
Álcool etílico 
C2H6O 
Éter dimetílico 
C2H6O 
Ponto de ebulição, °Ca 78,5 –24,9 
Ponto de fusão, °C –117,3 –138 
Reação com sódio Liberta hidrogénio Não há reação 
a Salvo indicação em contrário todas as temperaturas no presente texto são dadas em graus Celsius. 
3. Os dois compostos diferem na sua conectividade: C-O-C e C-C-O 
Álcool etílico Éter dimetílico 
 
 
 
Figura 1.1 Modelos pau-e-bola (ball-and-stick) e fórmulas estruturais para o álcool etílico e éter dimetílico. 
 
 
1) O-H: razões para o facto de álcool etílico ser um líquido à temperatura ambiente. 
 
 
 
 
 
2) C–H: normalmente não reativo 
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4. Isómeros constitucionais:* compostos diferentes que têm a mesma fórmula molecular, mas 
diferem na sua conectividade (a sequência na qual os átomos são ligados entre si).* Um termo mais 
antigo, isómeros estruturais, é recomendado pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) para ser 
abandonada. 
 
1.3C A FORMA TETRAÉDRICA DO METANO 
 
 
1. Em 1874, Jacobus H. Van't Hoff (holandês) e Joseph A. Le Bel (francês): 
As quatro ligações do átomo de carbono do metano apontam para os cantos de um tetraedro regular, 
com o átomo de carbono colocado no seu centro. 
 
 
 
 
 
Figura 1.2 A estrutura tetraédrica de metano. Eletrões ligantes no metano ocupam 
principalmente o espaço dentro da malha de arame. 
 
1.4 LIGAÇÕES QUÍMICAS: A REGRA DO OCTETO 
 
 
Por que se ligam os átomos? mais estável (possuem menos energia) 
Como descrever a ligação? 
 
1. GN Lewis (da Universidade da Califórnia, Berkeley; 1875 - 1946) e Walter Kössel (da Universidade de 
Munique; 1888 - 1956) propuseram em 1916: 
 
1) A ligação iónica (ou eletrovalente): formada pela transferência de um ou mais eletrões a 
partir de um átomo para o outro para criar iões. 
2) A ligação covalente: resulta quando os átomos compartilham eletrões. 
 
2. Átomos sem a configuração eletrónica de um gás nobre geralmente reagem para produzir essa 
configuração. 
 
1.4A LIGAÇÕES IÓNICAS 
 
1. A eletronegatividade mede a capacidade de um átomo de atrair eletrões. 
 
 
 
 
 
 
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Tabela 1.2 Eletronegatividades de alguns dos elementos 
H 
2.1 
 
Li 
1.0 
Be 
1.5 
 
B 
2.0 
C 
2.5 
N 
3.0 
O 
3.5 
F 
4.0 
Na 
0.9 
Mg 
1.2 
 
Al 
1.5 
Si 
1.8 
P 
2.1 
S 
2.5 
Cl 
3.0 
K 
0.8 
 
Br 
2.8 
 
1) A eletronegatividade aumenta na horizontal (período) da tabela periódica a partir da 
esquerda para a direita: 
2) A eletronegatividade diminui ao descer uma coluna vertical (grupo): 
 
 
 
 
3) 1916, Walter Kössel (da Universidade de Munique; 1888 - 1956) 
 
 
 
4) As substâncias iónicas, devido às suas fortes forças eletrostáticas internas, são geralmente 
sólidos de ponto de fusão muito elevado, muitas vezes com pontos de fusão acima de 1000 °C. 
5) Em solventes polares, tais como a água, os iões são solvatados, e tais soluções geralmente 
conduzem a corrente elétrica. 
 
1.4B LIGAÇÕES COVALENTES 
 
1. Átomos alcançam configurações de gases nobres por partilha de eletrões. 
 
1) Estruturas de Lewis: 
2) 
 
 
 
 
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: eletrões não-ligantes  afetama reatividade do composto 
 
 
 
 
 
1.5 DESENHAR ESTRUTURAS LEWIS 
 
 
1.5A Estrutura de Lewis do CH3F 
 
1. O número de eletrões de valência de um átomo é igual ao número do grupo do átomo. 
2. Para um ião, adicionar ou subtrair os eletrões para lhe dar a carga adequada. 
3. Usar ligações múltiplas para dar aos átomos a configuração de gás nobre. 
 
1.5B Estrutura de Lewis do ClO3
- e CO3
2-
 
 
 
 
 
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1.6 EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO 
1.6A PCl5 
1.6B SF6 
1.6C BF3 
1.6D HNO3 (HONO2) 
 
 
 
 
1.7 CARGA FORMAL 
 
1.7A Na ligação covalente normal: 
 
1. Eletrões ligantes são compartilhados por ambos os átomos. Cada átomo ainda "possui" um eletrão. 
2. A "Carga formal" é calculada subtraindo-se o número de eletrões de valência atribuídos a um átomo 
no seu estado ligado a partir do número de eletrões de valência que possui como átomo neutro livre. 
 
 
1.7B Para o Metano: 
 
1. O átomo de carbono tem quatro eletrões de valência. 
2. O átomo de carbono no metano ainda possui quatro eletrões. 
3. O átomo de carbono no metano é eletricamente neutro. 
 
1.7C Para a Amónia: 
 
1. O átomo de azoto tem cinco eletrões de valência. 
2. O azoto da amónia ainda possui cinco eletrões. 
3. O átomo de azoto na amónia é eletricamente neutro. 
 
1.7D Para o Nitrometano: 
 
1. Átomo de azoto: 
 
1) o átomo do azoto atem cinco eletrões de valência. 
2) o azoto do nitrometano tem apenas quatro eletrões. 
3) O azoto perdeu um eletrão e deve ter uma carga positiva. 
 
2. Átomo de oxigénio ligado por ligação simples: 
 
1) o átomo de oxigénio tem seis eletrões de valência. 
2) o oxigénio ligado por ligação simples tem sete eletrões. 
3) o oxigénio ligado por ligação simples ganhou um e- e deve ter uma carga negativa. 
 
1.7E Resumo das Cargas Formais 
 
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Ver Tabela 1.3 
 
1.8 RESSONÂNCIA 
 
1.8A As regras gerais para o desenho "realista" de estruturas de ressonância: 
 
1. Deve ser estruturas de Lewis válidas. 
2. Os núcleos não podem ser movidos e os ângulos de ligação deve permanecer os mesmos. Somente 
pode ser deslocados eletrões. 
3. O número de eletrões desemparelhados deve permanecer o mesmo. Todos os eletrões devem 
permanecer emparelhados em todas as estruturas de ressonância. 
4. Um bom contribuinte tem todos os octetos satisfeitos, máximas ligações possíveis, máxima 
separação de carga possível. Carga negativa sobre os átomos mais eletronegativos. 
5. A estabilização por ressonância é mais importante quando permite deslocalizar uma carga por dois 
ou mais átomos. 
6. Equilíbrio: 
7. Ressonância: 
 
1.8B CO3
2-
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1.3 Um mapa potencial eletrostático calculado para o dianião carbonato, mostrando a 
distribuição de carga igual para os três átomos de oxigénio. Em mapas de potencial eletrostático como 
este, as cores com tendência para o vermelho significam o aumento da concentração de carga negativa, 
enquanto as de tendência para o azul significam menos carga negativa (ou mais positiva). 
 
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1.9 MECÂNICA QUÂNTICA 
 
1.9A Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg e Paul Dirac (1926) 
 
1. Onda mecânica (Schrödinger) ou mecânica quântica (Heisenberg) 
 
1) Equação de onda  função de onda (solução da equação de onda, indicada pela letra grega 
psi (). 
2) Cada função de onda corresponde a um estado diferente para o eletrão. 
3) Corresponde a cada estado, e calculável a partir da equação de onda para o estado, é uma 
energia particular. 
4) O valor de uma função de onda: sinal de fase 
5) Reinforça: uma crista encontra uma crista (ondas do mesmo sinal de fase encontram-se 
umas às outras)  somam-se uma à outra  a onda resultante é maior do que qualquer onda 
individual. 
6) Interfere: uma crista encontra um vale (ondas de sinal fase oposta encontram-se umas às 
outras)  subtraem-se somam-se uma à outra  a onda resultante é menor do que qualquer 
onda individual. 
7) Nódulo: o valor da função de onda é zero  maior o número de nódulos, maior a energia. 
 
 
 
Figura 1.4 Uma onda movendo-se através de um lago é vista ao longo de uma fatia através do lago. Para 
esta onda a função de onda, , é mais (+) em cristas e menos (-) em depressões. No nível médio do lago 
é zero; esses locais são chamados de nódulos. 
 
 
1.10 ORBITAIS ATÓMICAS 
 
1.10A DENSIDADE DE PROBABILIDADE ELETRÓNICA: 
 
1.  2 para uma localização particular (x, y, z) expressa a probabilidade de encontrar um eletrão nesse 
local específico no espaço (Max Born). 
 
1)  2 é grande: grande densidade de probabilidade eletrónica. 
2) Gráficos a três dimensões de  2 geram as formas conhecidas das orbitais atómicas s , p, e 
d orbitais. 
3) Uma orbital é uma região do espaço onde a probabilidade de encontrar um electrão é 
grande (os volumes devem conter o electrão 90-95% do tempo). 
 
 
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Figura 1.5 As formas de algumas orbitais s e p. Pura, As orbitais p puras, não hibridizada são esféricas. As 
orbitais p em átomos hibridizados são em forma de lobo (Seção 1.14). 
 
1.10B Configuração eletrónica: 
 
1. O princípio de Aufbau (termo alemão para "construir"): 
2. O princípio de exclusão de Pauli: 
3. Regra de Hund: 
 
1) Orbitais de mesma energia são ditas orbitais degeneradas. 
 
 
 
 
Figura 1.6 As configurações eletrónicas de alguns elementos do segundo período. 
 
 
 
 
 
 
 
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1.11 ORBITAIS MOLECULARES 
 
1.11A Energia potencial: 
 
 
 
Figura 1.7 A energia potencial da molécula de hidrogénio em função da distância internuclear. 
 
1. Região I: os átomos estão afastados  Não há atração. 
2. Região II: cada núcleo cada vez mais atrai eletrões do outro  a atração mais do que compensa a 
força repulsiva entre os dois núcleos (ou dos dois eletrões)  a atração diminui a energia total do 
sistema. 
3. Região III: os dois núcleos estão à distância de 0,74 Å  comprimento da ligação  atinge-se o 
estado mais estável (menor energia). 
4. Região IV: a repulsão dos dois núcleos predomina  a energia do sistema aumenta 
 
1.11B Princípio da Incerteza de Heisenberg 
 
1. Não podemos saber simultaneamente a posição e o momento de um eletrão. 
2. Descrevemos o eletrão em termos de probabilidades ( 2) de o encontrar em determinado lugar. 
 
1) densidade de probabilidade eletrónica  orbitais atómicas (OAs) 
 
 
 
1.11C Orbitais Moleculares 
 
 
1. As OAs combinam-se (sobreposição) para tornarem-se orbitais moleculares (OMs). 
 
1) As OMs que se formam englobam ambos os núcleos e, em si mesmas, os eletrões podem 
mover-se em volta de ambos os núcleos. 
2) As OMs podem conter um máximo de dois eletrões de spin-emparelhado. 
3) O número de OMs resultantes é sempre igual ao número de AOs que se combinam. 
 
 
 
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2. Orbital Molecular Ligante ( molec): 
 
1) As OAs do mesmo sinal de fase sobrepõem-se  leva ao reforço da função de onda  o 
valor é maior entre os dois núcleos  contém ambos os eletrões no estado de menor energia, 
o estado fundamental. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1.8 A sobreposição de duas orbitais atómicas 1s de dois hidrogénios com o mesmo sinal de fase 
(indicado pela sua cor idêntica) para formar uma orbital molecular ligante. 
 
 
 
 
 
3. Orbital Molecular Antiligante (*molec): 
 
 
1) As OAs de sinal de fase oposta sobrepõem-se  leva à interferência da função de onda na 
região entre os dois núcleos  é produzido um nódulo  o valor é menor entre os dois 
núcleos  estado de maior energia, estado excitado  não contém eletrões 
 
 
 
 
Figura 1.9 A sobreposiçãode orbitais atómicas 1s de dois hidrogénios com sinais fase opostos (indicado 
pelas suas cores diferentes) para formar uma orbital molecular antiligante. 
 
4. CLOA (LCAO, combinação linear de orbitais atómicos): 
5. OM: 
 
1) A energia relativa de um eletrão na OM ligante da molécula de hidrogénio é 
substancialmente menor do que a sua energia numa OA 1s. 
2) A energia relativa de um eletrão na OM antiligante da molécula de hidrogénio é 
substancialmente maior do que a sua energia numa OA 1s. 
 
 
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1.11D Diagrama de Energia para a Molécula de Hidrogénio 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1.10 Diagrama de energia para a molécula de hidrogénio. Combinação de duas orbitais atómicas, 
1s, origina duas orbitais moleculares, molec e *molec. A energia de molec é menor do que a das orbitais 
atómicas separadas, e no estado eletrónico mais baixo do hidrogénio molecular contém os dois eletrões. 
 
1.12 A ESTRUTURA DO METANO E ETANO: 
 HIBRIDAÇÃO sp3 
 
1. Hibridação Orbital: uma abordagem matemática que envolve a combinação das funções de onda 
individuais para as orbitais s e p para obter funções de onda para as novas orbitais  orbitais atómicas 
híbridas 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1.12A A Estrutura do Metano 
 
1. A hibridação de OAs de um átomo de carbono: 
 
 
 
Figura 1.11 Hibridação de orbitais atómicas puras de um átomo de carbono para produzir orbitais híbridas sp3. 
 
2. As quatro orbitais sp3 devem ser orientadas entre si em ângulos de 109,5°  um carbono 
hibridado sp3 origina uma estrutura tetraédrica para o metano. 
 
 
 
 
Figura 1.12 A formação hipotética de metano a partir de um átomo de carbono hibridado sp3. Na hibridação 
orbital combinamos orbitais, e não eletrões. Os eletrões podem então ser colocados nas orbitais híbridas de 
acordo com a necessidade para a formação de ligações, mas sempre de acordo com o princípio de Pauli de não 
mais de dois eletrões (com spins opostos) em cada orbital. Nesta ilustração colocámos um eletrão em cada uma 
das orbitais híbridas do carbono. Além disso, apenas mostramos a orbital molecular ligante de cada ligação C-H 
porque estes são as orbitais que contêm os eletrões da molécula no estado de energia mais baixo. 
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3. Sobreposição de orbitais hibridados: 
 
1) O lóbulo positivo da orbital sp3 é grande e estende-se para bastante longe no espaço. 
 
 
 
Figura 1.13 A forma de uma orbital sp3. 
 
 
 
 
Figura 1.14 Formação de uma ligação C-H. 
 
2) Sobreposição integral: uma medida da extensão da sobreposição de orbitais em átomos 
vizinhos. 
3) Quanto maior for a sobreposição alcançada (maior parte integrante), mais forte a ligação 
formada. 
4) Foram calculadas as forças de sobreposição relativas de orbitais atómicas como se segue: 
 
s: 1,00 p: 1,72 sp: 1,93 sp2: 1,99 sp3: 2,00 
 
 
 
 
4. Ligação Sigma (): 
 
1) Uma ligação que é de secção transversal circularmente simétrica quando vista ao longo do 
eixo da ligação. 
2) Todas as ligações simples puras são ligações sigma. 
 
 
 
 
Figura 1.15 Uma ligação  (sigma). 
 
 
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Figura 1.16 (a) Nesta estrutura do Metano, com base em cálculos de mecânica quântica, a superfície 
interna sólida representa uma região de alta densidade de eletrões. A alta densidade de eletrões é 
encontrada em cada região de ligação. A superfície exterior de malha representa aproximadamente a 
medida mais afastada da densidade eletrónica global para a molécula. (b) Este modelo pau-e-bola (ball-
and-stick) do metano é do tipo que pode construir com um kit de modelos moleculares. (c) Esta é a 
estrutura é como deve desenhar o metano (traço-cunha). As linhas a cheio são utilizadas para mostrar as 
duas ligações que estão no plano do papel, uma cunha sólida é usada para mostrar a ligação que fica 
para a frente do papel, e uma cunha tracejada é usada para mostrar a ligação que está para trás do 
plano do papel. 
 
 
1.12B A Estrutura do Etano 
 
 
 
Figura 1.17 A formação hipotética das orbitais moleculares ligantes do etano a partir de dois átomos de 
carbono hibridados sp3 e seis átomos de hidrogénio. Todas as ligações são ligações sigma. (Orbitais 
moleculares sigma antiligante - são chamadas orbitais  * - são também formadas em cada caso, mas 
para simplificar estas não são mostradas.) 
 
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Doutor João Paulo Noronha, FCT-UNL.2013 18 
 
1. Rotação livre sobre C-C: 
 
1) Uma ligação sigma tem simetria cilíndrica ao longo do eixo da ligação  a rotação de grupos 
unidos por uma ligação simples, normalmente, não exige uma grande quantidade de energia 
 rotação livre. 
 
 
 
Figura 1.18 (a) Nesta estrutura do etano, com base em cálculos de mecânica quântica, a superfície 
interna sólida representa uma região de alta densidade de eletrões. A alta densidade de eletrões é 
encontrada em cada região de ligação. A superfície exterior de malha representa aproximadamente 
medida a mais afastada da densidade eletrónica global para a molécula. (b) Um modelo de pau-e-bola 
de etano, como o tipo que você pode construir com um kit de modelo molecular. (c) A fórmula 
estrutural do etano como deve desenhar (traço-cunha) usando linhas, cunhas e cunhas tracejadas para 
representar a três dimensões a sua geometria tetraédrica em cada carbono. 
 
2. Superfície de densidade eletrónica: 
 
1) Uma superfície densidade eletrónica mostra locais no espaço que podem ter a mesma 
densidade eletrónica. 
2) A superfície de "elevada" densidade eletrónica (também chamada de "ligação" superfície de 
densidade eletrónica) mostra o cerne de densidade de eletrónica em torno de cada núcleo 
atómico e regiões vizinhas, onde os átomos compartilham eletrões (regiões de ligação 
covalente). 
3) A superfície de "baixa" densidade de eletrónica mostra aproximadamente o contorno da 
nuvem eletrónica da molécula. Esta superfície dá informação sobre a forma e volume 
molecular, e geralmente, é a mesma de um modelo space-filling ou de van der Waals da 
molécula. 
 
 
 
 
 
 
 
Éter dimetílico (CH3-O-CH3) 
 
 Química A.2013 
 
Doutor João Paulo Noronha, FCT-UNL.2013 19 
 
1.13 A ESTRUTURA DO ETENO (ETILENO): 
 HIBRIDAÇÃO sp2 
 
 
 
 
 
Figura 1.19 A estrutura e ângulos de ligação do eteno. O plano dos átomos é perpendicular ao papel. A 
cunha tracejada projecta as ligações para trás do plano do papel e a cunha sólida projecta as ligações 
para a frente do plano do papel. 
 
 
 
Figura 1.20 Um processo para a obtenção de átomos de carbono hibridados sp2. 
 
 
 
 
1. Uma orbital 2p é deixada não hibridada. 
2. As três orbitais sp2 que resultam da hibridação são dirigidas para os vértices de um triângulo regular. 
 
 
 
 
Figura 1.21 Um átomo de carbono hibridado sp2. 
 
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Figura 1.22 Um modelo para as orbitais moleculares ligantes do etano formadas a partir de dois átomos 
de carbono hibridados sp2 e quatro átomos de hidrogénio. 
 
3. As ligações : 
 
4. A ligação Pi (): 
 
1) As orbitais p paralelas sobrepõem-se acima e abaixo do plano das ligações . 
2) A sobreposição lado a lado das orbitais p resulta na formação de uma ligação . 
3) Uma ligação  tem um plano nodal que passa através dos dois núcleos ligados e entre os 
lóbulos moleculares orbitais . 
 
 
 
 
 
 
Figura 1.23 (a) Uma fórmula traço-cunha para as ligações sigma no etano e uma representação 
esquemática da sobreposição das orbitais p adjacentes que formam a ligação . (b) Estrutura calculada 
para o eteno. As cores azul e vermelho indicam fases de sinal oposto em cada lóbulo da orbital 
molecular . Observa-se um modelo de pau-e-bola (ball-and-stick) para as ligações  noetano através 
da tela que indica a ligação . 
 
 
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4. Orbitais moleculares  ligante e antiligante: 
 
 
 
 
Figura 1.24 Como duas orbitais de carbono p isoladas se combinam para formar duas orbitais 
moleculares  (pi). A OM ligante possui menor energia. A OM antiligante de maior energia contém um 
nódulo adicional. (Ambas as orbitais possuem um nódulo no plano que contém o C e os átomos de H.) 
 
1) No estado fundamental da molécula, a orbital  ligante é a orbital de mais baixa energia e contém 
ambos os eletrões  (com spins opostos). 
2) A orbital antiligante  é de energia mais elevada, e não é ocupada por eletrões quando a molécula 
está no estado fundamental. 
 
 
 
 
1.13A Rotação Restrita e a Ligação Dupla 
 
1. Existe uma grande barreira de energia para rotação associada a grupos ligados por uma ligação 
dupla. 
 
1) A máxima sobreposição entre as orbitais p de uma ligação  ocorre quando os eixos das 
orbitais p são exatamente paralelos  A rotação de 90° de um carbono da ligação dupla quebra 
a ligação . 
2) A força da ligação  é 264 kJ mol-1 (63,1 kcal mol-1)  barreira de rotação da ligação dupla. 
3) A barreira de rotação de uma ligação C-C simples é 13-26 kJ mol-1 (3,1-6,2 kcal mol-1). 
 
 
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Figura 1.25 Descrição estilizada de como a rotação de um ângulo de 90 de um átomo de carbono de 
uma ligação dupla resulta na quebra da ligação . 
 
1.13B Isomeria Cis-Trans 
 
 
 
 
 
 
 
 
cis-1,2-dicloroetano trans-1,2-dicloroetano 
 
1. Estereoisómeros 
 
1) cis-1,2-dicloroetano e trans-1,2-dicloroetano são não-sobreponíveis  compostos diferentes 
 não são isómeros constitucionais 
2) Latim: cis, do mesmo lado; trans, transversalmente (lados opostos). 
3) Estereoisómeros  diferem apenas no arranjo dos seus átomos no espaço. 
4) Se um átomo de carbono da ligação dupla tem dois grupos idênticos  não é possível 
isomeria cis-trans. 
 
 
 
 
 
 
 
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1,1-dicloroetano 1,1,2-tricloroetileno 
 (sem isomeria cis-trans) (sem isomeria cis-trans) 
 
 
1.14 A ESTRUTURA DO ETINO (ACETILENO): 
 HIBRIDAÇÃO sp 
 
1. Alcinos 
 
 
 
2. Hibridação sp: 
 
 
 
Figura 1.26 Um processo para a obtenção de átomos de carbono com hibridação sp. 
 
 
3. As orbitais híbridas sp têm os seus grandes lóbulos positivos orientados segundo um ângulo de 180 ° 
uns em relação aos outros. 
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Figura 1.27 Um átomo de carbono hibridado sp. 
 
 
4. A ligação tripla carbono-carbono consiste em duas ligações  e uma ligação . 
 
 
 
 
 
Figura 1.28 Formação dos orbitais moleculares ligantes do etino a partir de dois átomos de carbono 
hibridados sp e dois átomos de hidrogénio. (As orbitais antiligantes são também formadas, mas estas 
foram omitidas para simplicidade.) 
 
 
 
 
5. Existe simetria circular ao longo do comprimento de uma ligação tripla (Fig. 1.29b)  não há 
restrição de rotação para os grupos ligados por uma ligação tripla. 
 
 
 
 
 
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Figura 1.29 (a) A estrutura do etino (acetileno) mostrando a ligação sigma e uma representação 
esquemática dos dois pares de orbitais p que se sobrepõem para formar as duas ligações  no etino. (b) 
A estrutura do etino mostrando as orbitais moleculares  calculadas. Estão presentes dois pares de 
lóbulos orbitais moleculares , um par para cada ligação . Os lobos vermelhos e azuis em cada ligação  
representam fases de sinal oposto. Os átomos de hidrogénio do etino (esferas brancas) podem ser vistos 
em cada extremidade da estrutura (os átomos de carbono estão escondidos pelos orbitais moleculares). 
(c) A superfície de malha desta estrutura representa aproximadamente o ponto mais afastado da 
densidade eletrónica global do etino. Note-se que a densidade eletrónica global (mas não os eletrões 
ligantes ) estende-se sobre ambos os átomos de hidrogénio. 
 
 
1.14A Comprimentos de ligação do Etino, Eteno e Etano 
 
1. As ligações C-H mais curtas estão associadas com as orbitais de carbono com maior carácter s. 
 
 
 
Figura 1.30 Ângulos e comprimentos de ligação do etino, eteno e etano. 
 
1.15 RESUMO DOS CONCEITOS IMPORTANTES QUE VÊM DA MECÂNICA QUÂNTICA 
 
1.15A Orbitais atómicas (OA): 
 
1. A OA corresponde a uma região do espaço com elevada probabilidade de encontrar um eletrão. 
2. Forma das orbitais: s, p, d 
3. As orbitais podem conter um máximo de dois eletrões quando os seus spins estão emparelhados. 
4. As orbitais são descritas por uma função de onda, . 
5. Sinal de fase de uma orbital: "+", "-" 
 
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1.15B Orbital molecular (OM): 
 
1. A OM corresponde a uma região do espaço englobando dois (ou mais) núcleos onde são 
encontrados os eletrões. 
 
1) A ligação molecular orbital:  
 
 
 
2) Orbital molecular antiligante:  * 
 
 
 
3) Nódulo: 
4) Energia dos eletrões: 
5) Número de orbitais moleculares: 
6) Ligações sigma (): 
7) Ligações Pi (): 
 
1.15C Orbitais atómicas híbridas: 
 
1. Orbitais sp3  tetraédrico 
2. Orbitais sp2  trigonal planar 
3. Orbitais sp  linear 
 
1.16 GEOMETRIA MOLECULAR: TEORIA DA REPULSÃO ENTRE OS PARES DE ELETRÕES 
DA CAMADA DE VALÊNCIA (VSEPR, Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory) 
 
1. Considerar todos os pares de eletrões de valência do átomo "central" - pares ligantes, pares não-
ligantes (pares solitários, pares não compartilhados) 
2. Pares de eletrões repelem-se uns aos outros  Os pares de eletrões de valência tendem a ficar 
tão distantes quanto possível. 
 
1) A geometria da molécula - considerando "todos" os pares de eletrões. 
2) A forma da molécula - referindo-se às "posições" dos "núcleos (ou átomos)". 
 
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1.16A Metano 
 
 
 
Figura 1.31 A forma tetraédrica do metano permite a separação máxima dos quatro pares de eletrões 
ligantes. 
 
 
 
Figura 1.32 Os ângulos de 109,5 da ligação do metano 
 
1.16B Amoníaco 
 
 
 
Figura 1.33 O arranjo tetraédrico dos pares de eletrões da molécula de amoníaco resulta do par de 
eletrões não-ligantes ocupar um canto. Este arranjo do par de eletrões explica a forma piramidal 
trigonal da molécula de NH3. 
 
1.16C Água 
 
 
 
Figura 1.34 Um arranjo aproximadamente tetraédrico dos pares de eletrões da molécula de água 
resulta quando os pares de electrões não-ligantes são considerados a ocupar cantos. Este arranjo 
representa a forma angular da molécula de H2O. 
 
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1.16D Trifluoreto de Boro 
 
 
 
Figura 1.35 A forma triangular (trigonal planar) do trifluoreto de boro maximiza a separação dos três 
pares ligantes. 
 
1.16E Hidreto de Berílio 
 
 
O 
 
 
Geometria linear do BeH2 
 
1.16F Dióxido de Carbono 
 
 
 
Os quatro eletrões de cada ligação dupla atuam como unidade única e estão maximamente 
separados uns dos outros. 
 
 
Tabela 1.4 Formas de moléculas e iões da Teoria VSEPR 
 
Número de Pares de Eletrões no 
Átomo Central 
Estado de 
Hibridação do 
Átomo Central 
Forma da Molécula 
ou Iãoa 
Exemplos 
Ligantes Não-ligantes Total 
2 0 2 sp Linear BeH2 
3 0 3 sp2 Trigonal planar BF3, CH3
+ 
4 0 4 sp3 Tetraédrica CH4, NH4
+ 
3 1 4 ~sp3 Trigonal piramidal NH3, CH3
– 
2 2 4 ~sp3 Angular H2O 
a Referindo-se às posições dos átomos e excluindo pares não-ligantes. 
 
 
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1.17 REPRESENTAÇÃO DE FÓRMULAS ESTRUTURAIS 
 
 
 
 
Modelopau-e-bola (ball-and-stick) Fórmula de traço 
 
 
 
 Fórmula condensada Fórmula ligação-linha (abreviada) 
 
 
Figura 1.36 fórmulas estruturais para álcool propílico. 
 
 
 
 
Estrutura com pontos Fórmula de traço Fórmula condensada 
 
 
 
 
 
 
 
1.17A Fórmulas Estruturais de Traço 
 
1. Átomos unidos por ligações simples podem rodar de forma relativamente livre em relação uns aos 
outros. 
 
 
 
 
Fórmulas de traço equivalentes para o álcool propílico  mesma conectividade dos átomos 
 
2. Isómeros constitucionais tem conectividade diferente e, portanto, devem ter diferentes fórmulas 
estruturais. 
3. O álcool isopropílico (2-propanol) é um isómero constitucional do álcool propílico. 
 
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Fórmulas de traço equivalentes para álcool isopropílico conectividade  mesmos átomos 
 
4. Não cometa o erro de escrever várias fórmulas equivalentes. 
 
1.17B Fórmulas Estruturais Condensadas 
 
 
 
1.17C Moléculas Cíclicas 
 
 
 
 
1.17D Fórmulas de Ligação-Linha (estrutura abreviada) 
 
1. Regras para a estrutura abreviada: 
 
1) Os átomos de carbono não são normalmente mostrados  intersecções, final de cada linha 
2) Os átomos de hidrogénio ligados a C não são mostrados. 
3) São indicados todos os outros átomos para além C e H. 
 
 
 Química A.2013 
 
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Tabela 1.5 Estruturas de Kekulé e abreviadas para vários compostos 
 
 
Composto Estrutura Kekulé Estrutura abreviada 
Butano, C4H10 H C
H
H
C
H
H
C
H
H
C
H
H
H
 C
C
C
C
 
Cloroetileno 
(cloreto de vinilo), C2H3Cl 
C C
H
Cl
H
H 
Cl
C
C
Cl 
2-Metil-1,3-butadieno 
(isopreno), C5H8 C C
C HH
H
C
H
C
H
H
H
H
 
 
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Ciclo-hexano, C6H12 
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
H
H
HH
H H 
 
Vitamina A, C20H30O 
C
C
C
C
C
C
C
H
C
C C
C
C
C
C
C
C
O H
H
H
H
H
H H H
H
H
H
CC HH
H H H H
C
H
H
H
H H
H C
HH
H
H
HH
 
OH
 
 
 
1.17E Fórmulas Tridimensionais 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1.37 Fórmulas tridimensionais utilizando fórmulas traço-cunha.