Lewis e Octeto

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Hueder Paulo Moisés de Oliveira
hueder.paulo@ufabc.edu.br
LIGAÇÕES QUÍMICAS: Teoria de 
Lewis, Ressonância e VSEPR
1
2
Ligações Químicas
Revisão
O que é uma ligação química?
É uma força que mantém átomos unidos que leva à formação de
estruturas maiores como por exemplo, moléculas ou
estruturas cristalinas.
Como identificar a ocorrência de uma ligação química???
-60,60 x 102 kJ/mol -40,02 x 10
4 kJ/mol-39,37 x 104 kJ/mol
+ →
      E A E B E A B  
-39,98 x 104 kJ/mol
3
 Energia Potencial do H2
V = Ven + Vee + Vnn
 Usando a função de energia potencial eficaz, Veff ou V(RAB)
- Em grandes RAB, Veff → 0, e os átomos não interagem.
- Como RAB diminui, Veff deve se tornar negativo por causa da atração.
- Em RAB muito pequeno, Veff deve se tornar positivo e grande quanto Veff → ∞.
IMAGEM QUÂNTICA DA LIGAÇÃO 
QUÍMICA
4
E0 : energia de ponto zero para a molécula 
pelo princípio da incerteza
Energia de dissociação : Do ou De
5
- Os núcleos são muito mais massivos do que os elétrons, os núcleos das 
moléculas se movem muito mais lentamente do que os elétrons.
(A) Considere os núcleos a serem fixados em um conjunto específico de 
posições.
Em seguida, resolva a equação de Schrödinger para os elétrons se 
movendo e obtenha os níveis de energia e funções de onda.
Em seguida, mova os núcleos um pouco e repita o cálculo. 
Continue este procedimento em etapas.
a: o conjunto adequado de números quânticos)
→ desacoplamento dos movimentos dos núcleos e dos elétrons
Cada nível de energia eletrônica (E(el)a) está relacionado com as 
coordenadas nucleares, RAB.
Aproximação de Born-Oppenheimer: 
Núcleos lentos, Elétrons rápidos
6
(B) Considere a função Ea
(el)(RAB)
como a parte atrativa. Adicione a
interação repulsiva para obter a curva
de energia potencial efetiva.
Repulsiva
Atrativa
7
- Visualização de um grupo de elétrons movendo-se rapidamente em torno dos
núcleos lentos, para estabelecer uma distribuição dinâmica da densidade eletrônica.
Movimento rápido
dos elétrons
funções eficazes de 
energia potencial
8
Mecanismo de Formação 
de Ligações Covalentes
- Quando RAB → ∞, 
Átomo de H independentes
e-
Primeira fase
O valor médio de
9
- À medida que os dois átomos se 
aproximam,
(As energias da 'partícula em uma caixa'
diminuem conforme o tamanho da caixa
aumenta)
e-
Segunda fase
aumenta;
a atração coulômbica reduz entre cada 
elétron e o próton ao qual estava 
originalmente ligado
diminui;
cada elétron se torna menos confinado
 𝑇
 𝑉
 𝑉𝑒𝑓𝑓Diminuição de 
10
- À medida que a formação de ligações 
continua,
e-
Terceira fase
 𝑉𝑒𝑓𝑓Diminuição de 
diminui;
a atração coulômbica simultânea de
cada elétron a dois prótons diminui a
energia potencial média
aumenta;
o confinamento do elétron na região
internuclear menor aumenta sua
energia cinética.
 𝑉
 𝑇
11
e-
Fase final
O mínimo em e o comprimento
da ligação de equilíbrio da molécula
são determinados pela competição
entre o aumento da energia cinética
média e o decréscimo da energia
potencial média em pequenos valores
de separação internuclear.
 𝑉𝑒𝑓𝑓
12
repulsão atração
 Para a ligação iônica, energia potencial sozinha é essencial.
 Para a ligação covalente, a distribuição de carga e a energia cinética
dos elétrons também são importantes.
13
Ligação Covalente
• As estruturas de Lewis e o modelo de RPENV
(Repulsão do Pares Eletrônicos no Nível de
Valência) nos auxiliaram a escrever as fórmulas
e as geometrias de espécies que não envolviam
elementos não metálicos.
• Entretanto, nesses modelos, os elétrons ligantes
estão localizados na região da ligação química.
E, apresentam, falhas para explicar como a
ligação covalente é formada.
Modelo RPECV ou VSEPR
O modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (modelo
RPECV ou VSEPR) amplia a teoria da ligação química de Lewis para explicar
as formas das moléculas, adicionando regras que explicam os ângulos de ligação.
Primeira regra: as regiões de altas concentrações de elétrons se repelem e, para
reduzir ao máximo essa repulsão, elas tendem a se afastar o máximo possível,
mantendo a mesma distância do átomo central.
14
15
Ligações Químicas
Revisão
Teoria de Lewis
Explica a formação da ligação química através do
emparelhamento de elétrons, usando como base a regra
do octeto: “Uma espécie fica estável quando adquire uma
configuração com oito elétrons em sua camada de
valência”.
Essa teoria consegue explicar a formação de moléculas bem
simples:
Gilbert Newton 
Lewis
(1875-1946)
16
Ligações Químicas
Revisão
Mas como explicar a formação de ligação em moléculas mais
complexas???
Teoria de Lewis
Diagrama de Pauling
No estado fundamental de um átomo multieletrônico, os elétrons
tendem a ocupar os orbitais de menor energia, porém respeitando o
princípio da exclusão de Pauli: “Nenhum orbital atômico pode conter
mais do que dois elétron (spin opostos).” 17
Ligações Químicas
Linus Carl Pauling
(1901-1994)
Nobel (Química): 1954
Nobel (Paz): 1962
Revisão
Como representar os orbitais no espaço???
18
Ligações Químicas
Revisão
Distribuição eletrônica
Forma e Estrutura das Moléculas
Segunda regra: tendo identificado o arranjo que localiza os pares de elétrons na
posição “mais distante” (ligações e pares isolados do átomo central), que é
chamado de arranjo dos elétrons na molécula, determinamos a posição dos
átomos e identificamos a forma da molécula, dando-lhe um nome de acordo com
as formas.
19
Terceira regra: não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas.
Quarta regra: quando existe mais de um átomo central, as ligações de cada
átomo são tratados independentemente.
Exemplos:
Forma e Estrutura das Moléculas
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AMETAL ou H + AMETAL ou H
ligação covalente: " fusão" da nuvens eletrônicas dos dois átomos 
molécula de HCl
H Cl
compartilhamento de elétrons
e-e-
H — Cl
nuvem eletrônica
H
Cl HCl
21
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Representação de Lewis e a Regra do Octeto
Regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder
ou compartilhar elétrons até que eles estejam
rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de
elétrons).
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Ligações Químicas: Ligações Iônicas
Gilbert Newton 
Lewis
(1875-1946)
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Ligações Químicas: Ligações Covalentes
 Em uma ligação covalente, os elétrons estão
compartilhados;
 O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação
covalente não significa compartilhamento igual daqueles
elétrons;
 Existem algumas ligações covalentes nas quais os
elétrons estão mais próximos a um átomo do que a
outro;
 O compartilhamento desigual de elétrons resulta em
ligações polares.
As ligações covalentes podem ser representadas pelos
símbolos de Lewis dos elementos:
Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma
ligação é representado por uma única linha:
Nos casos mais simples, a regra do octeto é seguida.
Cuidado: há inúmeras exceções à regra do octeto.
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Estruturas de Lewis
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Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Desenhando Estruturas de Lewis
• Regras para desenhar estruturas de pontos de Lewis :
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
2. Escreva os símbolos dos átomos para mostrar
quais átomos estão ligados a quais e conecte-os com
uma ligação simples.
**Para saber como os átomos serão arranjados, use
as dicas a seguir.
Às vezes, a fórmula é escrita na ordem em que os
átomos estão ligados. Exemplo: HCN.
Se houver um único átomo, geralmente está no meio. Ex:
SO4
2-.
3. Octetos completos em torno de todos os átomos
ligados ao átomo central. (Exceção: o hidrogênio só
precisa de 1 ligação, então nenhum elétron extra deve
ser adicionado.)
4. Coloque quaisquer elétrons restantes no átomo
central.
5. Se não houver elétrons suficientes para dar ao átomo
central um octeto, tente ligações múltiplas.
EscrevendoEstruturas de Lewis
• Então atribua cargas formais.
– Para cada átomo, conte os elétrons em pares isolados 
e metade dos elétrons que ele compartilha com outros 
átomos.
– Subtraia isso do número de elétrons de valência 
desse átomo: a diferença é sua carga formal.
• A melhor estrutura de Lewis…
– … é a que tem menos cargas.
– … coloca uma carga negativa no átomo 
mais eletronegativo.
-2 0 +1 -1 0 0 0 0 -1
É a carga que um átomo teria se os pares de elétrons fossem
compartilhados igualmente. As estruturas de Lewis com baixas cargas
formais geralmente têm a menor energia.
f = V – L – ½ P 
onde: V = no. de elétrons de valência do átomo livre;
L = no. de elétrons presentes nos pares isolados;
P = no. de elétrons compartilhados.
Geralmente a estrutura de menor energia é aquela com:
(1) A menor carga formal nos átomos;
(2) A estrutura na qual ao elemento mais eletronegativo é atribuída uma
carga formal negativa e ao elemento menos eletronegativo é atribuída
uma carga formal positiva.
Carga formal
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Ligações Químicas: Ligações Covalentes
• A estrutura de ressonância dominante mais importante de uma molécula é aquela
com cargas formais o mais próximo possível de 0.
Carga Formal
• A carga formal de um átomo em uma molécula
é a carga que o átomo teria se todos os átomos
da molécula tivessem a mesma
eletronegatividade. (**Lembre-se de que
cargas formais não são cargas reais!)
Carga formal = elétrons de valência – elétrons na
estrutura de Lewis
Carga formal: a carga que reside em um átomo dentro de uma 
estrutura de pontos de Lewis
• Calculado para cada átomo em uma estrutura.
C.F. = (Elétrons de valência) – (pontos + bastões)
Cl = (7) – (6 + 1) = 0
I = (7) – (4 + 4) = -1 Cl I Cl: :
..
..
..
..
..
Cl
|
|
Cl..
::
: :
Calcular cargas formais em ICl4-1. Onde está a carga -1?
Calcular cargas formais no monóxido de carbono.
C O ::
C = (4) – (2 + 3) = - 1
O = (6) – (2 + 3) = + 1
Carga Formal
• Quando mais de uma estrutura de Lewis pode
ser desenhada para uma molécula, cargas
formais podem ser usadas para escolher a
estrutura mais aceita.
1. Geralmente escolhemos a estrutura de
Lewis na qual os átomos carregam cargas
formais mais próximas de zero.
2. Geralmente escolhemos a estrutura de
Lewis na qual quaisquer cargas negativas
residem nos átomos mais eletronegativos.
Carga formal
33
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
34
Observe que os valores que se aproximam mais de
zero é o da primeira possibilidade.
Assim, concluímos que o monóxido de
dinitrogênio possui a estrutura 1 e não a 2.
Usando carga formal para prever a estrutura
Quando existem várias estruturas de Lewis para uma molécula, 
qual é a melhor ou mais apropriada?
A molécula com menos / menores cargas formais é a melhor 
escolha porque seu estado de energia é menor.
Qual é a “melhor” estrutura para o dióxido de carbono?
Qual é a "melhor" estrutura para o íon tiocianato (-1)?
Estrutura
Carga formal
Estrutura
Carga formal
O óxido nitroso, N2O, é comumente conhecido como gás
hilariante. Qual é a estrutura ótima para o óxido nitroso?
Qual é a "melhor" estrutura para o íon nitrito (NO2
-1)?
-1 +1 0 -1 +2 -1
-1 +1 -1 0 0 -1
Carga Formal e Ressonância
• Calcule a carga formal dos átomos em qualquer 
estrutura de Lewis.
• Use a carga formal para identificar as estruturas de 
Lewis mais razoáveis para uma dada molécula.
• Explique o conceito de ressonância e desenhe as 
estruturas de Lewis que representam formas de 
ressonância para uma dada molécula.
38
04 - (1/ 2) (8) - 0 =
6 - (1 / 2) (4) - 4 = 0
Dióxido de carbono, CO2
No OXIGÊNIO
O C O
•
•
• •
•
•
• •
No CARBONO
39
A carga do
átomo C é 0.
6 - ( 1 / 2 ) ( 6 ) - 2 = +1
6 - ( 1 / 2 ) ( 2 ) - 6 = -1
Dióxido de carbono, CO2 (2)
O C O
•
•
• •
•
•
• •
Uma estrutura de Lewis alternativa é:
E a correspondente
forma de ressonância
+
O C O
•
•
• •
•
•
• •
+
40
• REALIDADE: Cargas parciais calculadas
por modelagem molecular usando sistema 
CAChe.
+1.46
-0.73 -0.73
Dióxido de carbono, CO2 (3)
Qual é a estrutura de ressonância predominante?
O C O
•
•
• •
•
•
• •
OU
O C O
•
•
• •
•
•
• •
O C O
•
•
• •
•
•
• •
+
+
Responder?
Fórmula sem cargas formais é
MELHOR - sem carga + elétrons de
valência no O
41
Trifluoreto de Boro, BF3
F
••
•
•
••
F
F
B
••
••
•
•
•
•
•
•
•
•
E se formarmos uma ligação dupla B—F
para satisfazer o octeto do átomo B?
42
Trifluoreto de Boro, BF3 (2)
• Ter carga +1 em F, com sua afinidade
eletrônica muito alta, não é bom. cargas -
ev melhor colocadas em átomos com alta
A.E..
• Da mesma forma, carga -1 no B é ruim
• Estrutura de Lewis NÃO importante
cf = 7 - 2 - 4 = +1 Flúor
F
••
••
F
F
B
••
••
•
•
•
•
•
•
•
•
cf = 3 - 4 - 0 = -1 Boro
+
Exercício Exemplo
• Desenhe a estrutura de Lewis para o tricloreto
de fósforo, PCl3.
Exercicio prático
• Quantos elétrons de valência devem aparecer
na estrutura de Lewis do CH2Cl2?
• Desenhe a estrutura de Lewis.
Exercício Exemplo
• Desenhe a estrutura de Lewis para o HCN. 
Exercício prático
• Desenhe a estrutura de Lewis para
a. Íon NO+
b. C2H4
Exemplo de Exercício
• Desenhe a estrutura de Lewis para o íon BrO3
-.
Exercicio prático
• Desenhe a estrutura de Lewis para
a. Íon ClO2
-
b. Íon PO4
3-
Exemplo de Exercício
• A seguir estão três possíveis estruturas de Lewis para
o íon tiocianato, NCS-:
a. Determine as cargas formais dos átomos em cada
estrutura.
[:N – C ≡ S:]- [N = C = S]- [:N ≡ C – S:]-
b. Qual é a estrutura preferida?
.. ..
.. .. ..
..
..
..
Exercicio prático
O íon cianato (NCO-) tem três estruturas de
Lewis possíveis. Desenhe todas as três
estruturas de Lewis, marque as cargas formais
nos átomos e indique a estrutura preferida.
Na e Cl K e O Na e N
Ca e F Mg e O Ca e P
Fe e Br Al e O Al e N
Exercício: Estrutura de Lewis
Escrever as estruturas de Lewis dos compostos formados pelos
elementos abaixo:
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Ligações Químicas: Ligações Iônicas
Exceções à Regra do Octeto
• Existem 3 categorias principais de exceções à 
regra do octeto :
1. Número ímpar de elétrons
2. Menos de um octeto
3. Mais de um octeto
Exceções à regra do octeto
Existem três classes de exceções à regra do octeto:
i. Moléculas com número ímpar de elétrons;
ii. Moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja,
moléculas deficientes em elétrons;
iii. Moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou
seja, moléculas com expansão de octeto.
53
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Número ímpar de elétrons
Embora relativamente raros e geralmente
bastante instáveis e reativos, existem íons e
moléculas com um número ímpar de elétrons.
• Exemplo: NO
N O
..
..
..
.
Para que serve o óxido nítrico?
N O..
.. .- +
..
As espécies que têm elétrons com spins não emparelhados são
chamadas de radicais. Eles são, em geral, muito reativos.
CH3
Exceções à regra do octeto: radicais
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Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Número ímpar de elétrons
• Quando ocorre um número ímpar de elétrons, o
átomo central geralmente recebe o elétron
desemparelhado.
• Se não houver átomo central, cargas formais
podem ser usadas para escolher a estrutura
correta.
Menos de um octeto
• Moléculas com menos de um octeto
normalmente ocorrem com boro e berílio.
Menos de oito elétrons
Desenhe a estrutura de Lewis para o BF3
• Considere o BF3:
– Dar ao boro um octeto preenchido coloca uma
carga negativa no boro e uma carga positiva no
flúor.
– Esta não seria uma imagem precisa da
distribuição de elétrons no BF3.
Portanto, as estruturas que colocam uma ligação dupla
entre o boro e o flúor são muito menos importantes do
que aquela que deixa o boro com apenas 6 elétrons de
valência.
Ligações duplas com halogênios não acontecem.
+
+ +
- - -
A lição é: se o preenchimento do octeto do átomo
central resultar em umacarga negativa no átomo
central e uma carga positiva no átomo externo mais
eletronegativo, não preencha o octeto do átomo central.
Mais que um octeto
• Moléculas com mais de um octeto só podem
ocorrer para átomos no terceiro período e além
por causa dos orbitais d.
• Elementos comuns que possuem mais de um
octeto são S, P, As, alguns halogênios e alguns
gases nobres.
Espécies as quais demandam a presença de mais do que um octeto de
elétrons ao redor de um átomo, são denominadas hipervalentes. Para
ter octeto expandido, o átomo deve possuir orbitais d vazios na
camada de valência e ter grande raio atômico.
PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s)
Exceções à regra do octeto: octeto expandido
61
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Expansão do Octeto
• P, S, halogênios e gases nobres (sim, eu sei - vamos explicar por
que mais tarde) com maior massa que Br (Br, I, At, Kr, Xe, Rn)
• Expandir para caber…
• Tipicamente 5 ou 6 pares de elétrons, e estes são adicionados
como pares solitários, não como pares ligados.
Adicione pares solitários no átomo central até que o número de
elétrons necessários seja atingido.
• Ex: PCl5, I3, SF4, XeF3
Mais de oito elétrons
Desenhe a estrutura de Lewis para o PCl5
• A única maneira de PCl5
existir é se o fósforo tiver
10 elétrons ao seu redor.
• átomos na 3ª linha ou
abaixo podem ultrapassar
um octeto de elétrons
– Presumivelmente, os orbitais
d nesses átomos participam
da ligação.
• Desenhe a estrutura de Lewis para o fosfato PO4
-3
Embora possamos desenhar uma estrutura de Lewis para o
íon fosfato que tem apenas 8 elétrons ao redor do fósforo
central, uma estrutura de Lewis comum coloca uma ligação
dupla entre o fósforo e um dos oxigênios.
• Isso elimina a carga do fósforo e a carga de um dos
oxigênios.
• A lição é: quando o átomo central está na 3ª linha ou
abaixo e a expansão de seu octeto elimina algumas
cargas formais, você pode fazê-lo.
• Mas, você não precisa.
• Isso elimina a carga do fósforo e a carga de um dos
oxigênios.
• A lição é: quando o átomo central está na 3ª linha ou
abaixo e a expansão de seu octeto elimina algumas
cargas formais, você pode fazê-lo.
• Mas, você não precisa.
Exceções à regra do octeto: octeto expandido
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Ligações Químicas: Ligações Covalentes
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d7/Xenon_tetrafluoride.gif
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d7/Xenon_tetrafluoride.gif
• O conceito do Octeto Expandido ocorre em qualquer sistema que
tenha um átomo com mais de quatro pares de elétrons conectados a
ele.
• Mais comumente, os átomos expandem seus octetos para conter um
total de cinco ou seis pares de elétrons, no total. Em teoria, é possível
expandir além desses números.
• As grandes quantidades de carga negativa concentradas em
pequenos volumes de espaço impedem a formação desses octetos
expandidos maiores.
• Quando um átomo expande seu octeto, ele faz isso usando orbitais d
vazios que estão disponíveis no nível de valência do átomo que está
se expandindo.
• Átomos que não possuem orbitais vazios de nível de valência d não
serão capazes de expandir seus octetos. O átomo que expande seu
octeto em uma estrutura, geralmente estará localizado no centro da
mesma e, o sistema não utilizará nenhuma ligação múltipla ao ligar
átomos ao átomo central.
• O processo de expansão dos octetos é estritamente um último
recurso por parte dos átomos.
• http://www.bcpl.net/~kdrews/molegeo/molegeo.html#Expanded
Expansão do Octeto
http://www.bcpl.net/~kdrews/molegeo/molegeo.html#Expanded
• "Octeto expandido" refere-se às estruturas de Lewis, onde o átomo
central termina com mais de um octeto, como em PCl5 ou XeF4. Ao
desenhar a estrutura de Lewis para PCl5, há um total de 40 elétrons
de valência para colocar (5 + 5x7 = 40). Pode-se ver facilmente que,
se o átomo central, P, deve ser unido a cinco átomos de Cl, P teria
10 elétrons em vez do octeto. (Lembre-se que um não encadeia os
elementos para parecer assim: P-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl. ← Não !!)
• Claramente, há uma violação da “Regra do Octeto”.
• Como sabemos sobre esta violação? É simplesmente isto: PCl5
existe. Nossas regras precisam ser revisadas para acomodar
observações. Se PCl5 existir, então essa violação deve ser
permitida, já que não há outra maneira de explicá-la. Mais uma vez,
os químicos não te odeiam. A natureza apenas faz coisas que não
planejamos quando usamos as explicações mais fáceis.
• http://www.towson.edu/~yau/ExpandedOctet.htm
Expansão do Octeto
http://www.towson.edu/~yau/ExpandedOctet.htm
Exceções continuam ...
• Uma palavra de cautela: Isso significa que podemos violar a
regra do octeto a qualquer momento que desejamos? Não!
Nós podemos violar a regra do octeto somente quando não
houver outra maneira de explicá-la.
• Limitações ao “octeto expandido”:
• Isso não pode ocorrer com elementos que não contêm orbitais
d! Quais elementos seriam? Elementos menores que o neônio
(número atômico 10) possuem elétrons apenas nos dois
primeiros níveis principais de energia (n = 1 e n = 2), e esses
níveis de energia não contêm orbitais d.
Expansão do Octeto
Mais sobre exceções ...
• Segundo, os octetos expandidos geralmente ocorrem quando
há muitos elétrons para se adaptar. Como as duplas ligações
e triplas ligações ocorrem somente quando há número
insuficiente de elétrons, você normalmente não aplicaria o
“octeto expandido” aos átomos centrais com múltiplas
ligações. Em outras palavras, os elétrons extras devem ser
adicionados como pares solitários e NÃO como ligações
duplas ou triplas!
Expansão do Octeto
Resumo das limitações da aplicação do “octeto expandido”:
• O átomo central com um octeto expandido
• DEVE ter um número atômico maior que 10 (além do Ne) (isto
significa que tem orbitais d disponíveis para expandir).
• Os elétrons extras devem ser colocados primeiramente nos átomos
externos para cumprir seus octetos.
• Depois disso, ainda há elétrons extras, comece colocando-os como
pares solitários no átomo central.
• Se o átomo central não tiver uma carga formal positiva, não
prossiga. Você tem a estrutura correta de Lewis.
• Somente se o átomo central tiver uma carga positiva, você deve
mover um par solitário dos átomos externos para compartilhar (para
neutralizar a carga positiva formal)
• NÃO faça ligações duplas ou triplas indiscriminadamente!
Expansão do Octeto
Vamos fazer o XeF4
• Primeiro Passo: Conte o número total de elétrons de valência. 8
do Xe + 4Fx (7e por F) = 36e ou 18 pares.
• Segundo Passo: O primeiro elemento é geralmente o átomo
central, e então você agrupa os outros átomos ao redor dele.
• Terceiro Passo: As 4 ligações covalentes apresentadas acima
representam 4 pares. À medida que você coloca pares
solitários no F circundante, você conta com mais 12 pares,
dando a você um total de 16 pares. Onde você vai colocar mais
dois pares? O único lugar seria no átomo central (em Xe) como
pares solitários. Xe teria, portanto, 4 átomos e 2 pares solitário
(AX4E2).
Expansão do Octeto
• Xenônio agora tem doze elétrons em vez do octeto! Isso é
chamado de “octeto expandido”.
• Note que não colocamos uma ligação dupla entre o Xe e
um dos F. Um erro que os alunos cometem com
frequência. Na estrutura mostrada acima, Xe tem uma
carga formal de zero, então não há razão para fazer mais
com a estrutura.
Expansão do Octeto
• Esta estrutura é incorreta porque Xe agora tem uma carga
formal 2+ (6 elétrons em vez de 8) e os dois F com
ligações duplas têm uma carga formal de -1 (8 elétrons em
vez de 7). Em comparação com a estrutura acima, que não
tem encargos formais, isso certamente não é o preferido.
• Além disso, em termos da Regra do Octeto, F excede o
Octeto e o mesmo não pode exceder a Regra (número
atômico menor que 10).
Expansão do Octeto
Expansão do Octeto
Expansão do Octeto
Expansão do Octeto
Expansão do Octeto
Expansão do Octeto
Expansão do Octeto
Expansão do Octeto
Expansão do Octeto
Expansão do Octeto
Mais prática• Desenhe as estruturas de Lewis para:
• SO4
-2, CO3
-2, CHCl3, CN3H6
+ (H ’ s estão
ligados aos N’s). SO2, PO3
3-, NO2
-1, BrO3
-,
ClO4
-,
..
SO4
-2, CO3
-2, CHCl3, CN3H6
+ (H’s nos N’s). SO2, PO3
1-, NO,
BrO3
-, ClO4
-,
S
O
O
O
O
..
....
.. ..
..
::
: :
: :
-
-
-
-
+2
C
O: :
O
..
: :
-O
..
: :
-
C Cl
..
:
..Cl:
..Cl:
..
:
H
C
N
H H
N H
H
..N..
H
H
+
S OO ....
..
::
-..+
N O..
..
:.
C
l
O
O
O
O
..
....
.. ..
..
::
: :
: :
- -
-
-
+3
Exercício
• Desenhe a estrutura de Lewis para ICl4
-.
Exercicio prático
a. Qual dos seguintes átomos nunca é
encontrado com mais de um octeto de
elétrons de valência ao seu redor: S, C, P, ou
Br?
b. Desenhe a estrutura de Lewis para XeF2.
Múltiplas Estruturas
• Em geral, uma estrutura de pontos de Lewis
onde a regra do octeto é satisfeita sem o uso
de ligações múltiplas será preferida. Ex: PO4
3-
Ligações Covalentes Coordenadas
89
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Ligações Múltiplas
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre 
dois átomos (ligações múltiplas):
A. Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
B. Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
C. Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o
número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
H H O O N N
90
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Comprimentos de Ligação
91
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Energias de Ligação
92
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
H H
N N
O
O O
C O
S
O O
N
H
H H
N
O O
SO O
O
2-
P
O
O O
O
3-
S
O
O O
O
2-
Cl
O
O O
O
-
-
Compostos Iônicos e Covalentes
93
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
X- X2- X3-
M+ MX M2X M3X
M2+ MX2 MX M3X2
M3+ MX3 M2X3 MX
Estequiometrias Comuns dos Compostos Iônicos
94
Ligações Químicas: Ligações Iônicas
Deslocalização de elétrons e 
Ressonância
• Elétrons localizados = restritos a uma
região particular
• Elétrons deslocalizados não
pertencem a um único átomo ou
exclusivamente a uma ligação entre 2
átomos
Ressonância ou Mesomerismo
• A representação da estrutura de uma molécula
como uma média ponderada de duas ou mais
estruturas hipotéticas, que diferem apenas pelo
arranjo dos elétrons, mas com as mesmas
posições para os átomos, é chamada de
ressonância ou mesomerismo ou
deslocalização.
• A média da distribuição de elétrons sobre duas
ou mais estruturas contribuintes hipotéticas
(formas canônicas) para produzir uma estrutura
eletrônica híbrida é chamada de ressonância.
• A ressonância é um fenômeno que ocorre dentro
de uma espécie que tem duas ou mais estruturas
de Lewis válidas.
• Cada estrutura válida é chamada de estrutura de
ressonância ou contribuinte de ressonância ou
estrutura canônica.
• As estruturas de ressonância são apenas
imaginárias e a estrutura real da molécula é
considerada como o híbrido de todas as
estruturas de ressonância válidas.
Ressonância do Benzeno
• O benzeno é uma molécula orgânica aromática
(anel) com a fórmula C6H6.
• A ressonância do benzeno é representada de
várias maneiras.
• O composto orgânico
benzeno, C6H6, possui duas
estruturas de ressonância.
• É comumente representado
como um hexágono com
um círculo dentro para
significar os elétrons
deslocalizados no anel.
• O composto orgânico benzeno, C6H6 é um
hexágono de átomos de carbono com 6 H/s.
Desenhe a estrutura de Lewis para o
benzeno.
• Cada C é hibridizado sp2
• Cada C tem um orbital p não hibridizado
perpendicular ao plano do anel
• Os orbitais 6 p se sobrepõem para formar
uma nuvem 
Ligação no Benzeno
• Benzeno C6H6
– Equilíbrio rápido entre 2 estruturas
– Proposto por Fredrich Kekule (1865 químico alemão)
Estrutura de Kekule
Equilíbrio rápido
Híbrido de ressonância
Híbrido de ressonância: A média de todas as
estruturas contribuintes é conhecida como híbrido de
ressonância. É considerada como a estrutura real
Deslocalização eletrônica
103
Conjugação
Orbitais
Em sistemas poli-insaturados os orbitais “p” paralelos e 
adjacentes podem estar em fase formando um orbital 
molecular mais estável. 
A Energia de ressonância do but-1,3-dieno (ao lado) é de 
4kcal mol-1.
Deslocalização eletrônica
104
Conjugação
Orbitais
Em sistemas poli-insaturados os orbitais “p” paralelos e 
adjacentes podem estar em fase formando um orbital 
molecular mais estável. 
A Energia de ressonância do but-1,3-dieno (ao lado) é de 
4kcal mol-1.
Existem quatro elétrons π, logo, teremos dois orbitais π ligantes e
dois orbitais π* antiligantes!!!
Deslocalização eletrônica
105
Conjugação
Orbitais – caso do but-1,3-dieno
E
n
er
g
ia
π
HOMO
LUMO
π
π*
π*
Deslocalização eletrônica
106
Conjugação
Orbitais – caso do Cátion alílico
E
n
er
g
ia
HOMO
LUMO
π
π*
+
Orbital não ligante
+
+
Deslocalização eletrônica
107
Conjugação
Orbitais – caso do prop-2-enal (Acroleína)
E
n
er
g
ia
π
HOMO
LUMO
π
π*
π*
O
O
O
O
Deslocalização eletrônica
108
Conjugação
Orbitais – caso do prop-2-enal (Acroleína)
E
n
er
g
ia
π
HOMO
LUMO
π
π*
n
π*
O
O
O
O
O
Deslocalização eletrônica
109
Conjugação
Sistemas muito conjugados
Transparente
Laranja
Deslocalização eletrônica
110
Conjugação
Sistemas muito conjugados
Deslocalização eletrônica
111
Conjugação
Sistemas muito conjugados
ΔE(LUMO-HOMO) = 60,8 kcal.mol
-1; 470 nm (Azul)
Deslocalização eletrônica
112
Conjugação
Sistemas muito conjugados
ΔE(LUMO-HOMO) = 60,8 kcal.mol
-1; 470 nm (Azul)
Deslocalização eletrônica
113
Conjugação
Sistemas muito conjugados
O
O
n Ψ3*
Deslocalização eletrônica
Hiperconjugação
Carbocátions
Deslocalização eletrônica
Hiperconjugação
Estabilidade de carbocátions
Deslocalização eletrônica
Hiperconjugação
Estabilidade de carbocátions
C+
H
H
H
C +
H
H
C
H
H
H
Carbocátion não estabilizado
Orbital p vazio do carbocátion
estabilizado por uma doação de 
carga oriunda do orbital σCH
(σCH → pC)
Deslocalização eletrônica
Hiperconjugação
Estabilidade de carbocátions
C +
H
H
C
H
H
H E
n
er
g
ia pC
σCH
σCH
pC
“Antes” de 
interagir “Depois” 
de interagir
Deslocalização eletrônica
Hiperconjugação
Exercício: Justifique a ordem de estabilidade dos carbocátions abaixo:
CC+RCCHH2
+C>
+>
+
++
>
Deslocalização eletrônica
Hiperconjugação
Estabilidade de radicais
Deslocalização eletrônica
Hiperconjugação
Cabânions
C-
R
RR
sp3 sp3 sp3 sp3
O
-
O-
Deslocalização eletrônica
Aromaticidade
Benzeno
- Isolado em 1825
- Sua fórmula (C6H6) foi proposta em 1834
- Kekulé propõe que sua estrutura seja hexagonal em 1865
- Em 1901 Sabatier descobre uma maneira de hidrogenar 
duplas ligações utilizando pós finos de metais. Esta reação 
não funciona com o benzeno.
- Em 1930, estudos de difração de Raio-X comprovam que o 
benzeno possui uma estrutura hexagonal. Suas ligações 
C-C possuem a mesma distância (1,39 Å).
Paul Sabatier
Friedrich August 
Kekulé
Deslocalização eletrônica
Aromaticidade
Benzeno
Deslocalização eletrônica
Aromaticidade
Benzeno
Deslocalização eletrônica
Aromaticidade
Benzeno
Deslocalização eletrônica
Aromaticidade
Benzeno
Deslocalização eletrônica
Aromaticidade
Deslocalização eletrônica
Aromaticidade
Deslocalização eletrônica
Deslocalização eletrônica
Aromaticidade
Regra de Hückel
- O composto deve ser planar.
- A cadeia deve ser fechada.
- Apenas orbitais π, p e pares eletrônicos participam.
- Deve possuir 4n+2 elétrons deslocalizados no sistema 
para ser aromático.
Erich Armand Arthur 
Joseph Hückel
130
131
132
Base da regra de Hückel
• Porque é que o número de elétrons  determina se um composto é
aromático?
• A base de aromaticidade pode ser melhor entendida considerando
orbitais e a ligação.
133
• Até o momento, nós usamos "ligação de valência" paraexplicar
como ligações entre os átomos são formadas.
• Ligação de valência é insuficiente para descrever sistemas com
muitos orbitais p adjacentes que se sobrepõem, como é o caso em
compostos aromáticos.
• Teoria do Orbital Molecular permite uma melhor explicação da
ligação em sistemas aromáticos.
• Teoria do Orbital Molecular descreve ligações como a combinação
matemática de orbitais atômicos que formam um novo conjunto de
orbitais chamados orbitais moleculares (OMs).
• Um orbital molecular ocupa uma região de espaço em uma
molécula, onde são prováveis de serem encontrados os elétrons.
Base da regra de Hückel
• Teoria do Orbital Molecular complementa as
contribuições das estruturas de ressonância para a
estabilidade.
• Como energia de ressonância, a teoria OM descarta
a ideia de que os pares de elétrons da ligação estão
localizados entre os átomos específicos em uma
molécula.
• Teoria OM descreve elétrons como sendo
distribuídos entre um conjunto de orbitais
moleculares de energias discretas.
134
Base da regra de Hückel
135
• A combinação de dois orbitais p pode ser construtiva - isto é, com fases
interagindo - ou destrutiva, isto é, com fases opostas interagindo.
• Quando dois orbitais p de fase semelhante se sobrepõem lado a lado, um orbital
molecular ligante  é formado.
• Quando dois orbitais p de fase oposta se sobrepõem lado a lado, um orbital
molecular antiligante * é formado.
Base da regra de Hückel
136
• O OM * antiligante é maior em energia, porque resulta de uma
desestabilização no nó, que empurra núcleos distantes quando orbitais de fase
oposta se combinam.
Combinação de dois orbitais p para 
formar orbitais moleculares π e π*
Base da regra de Hückel
137
Considere o benzeno. Uma vez que cada um dos seis átomos de
carbono no benzeno possui um orbital p, seis orbitais p atômicos se
combinam para formar seis OM .
Os seis orbitais moleculares
do benzeno
Base da regra de Hückel
138
• As características mais importantes dos seis OM do benzeno:
 Quanto maior o número de interações ligantes, mais baixo em energia o
OM.
 Quanto maior for o número de nós, maior energia no OM.
 Três OM são mais baixos em energia do que os orbitais p iniciais,
tornando-os OM ligante, enquanto três OM são mais elevados em energia
do que os orbitais p, tornando-os OM antiligante.
 Dois pares de OM com a mesma energia são chamados orbitais
degenerados.
 O orbital de mais alta energia que contém elétrons é chamado de orbital
molecular ocupado mais alto (HOMO).
 O orbital de mais baixa energia que não contém elétrons é chamado de
orbital molecular não ocupado mais baixo (LUMO).
Base da regra de Hückel
139
Os Critérios para Aromaticidade - Regra de Hückel
Quatro critérios estruturais devem ser satisfeitos para um composto
ser aromático.
[1] Uma molécula deve ser cíclica.
Para ser aromático, cada p orbital deve sobrepor-se a orbitais p em
átomos adjacentes.
140
[2] Uma molécula deve ser planar.
Todos os orbitais p adjacentes devem estar alinhados para que a
densidade de elétrons  possa ser deslocalizada.
Dado que ciclooctatetraeno é não-plana, não é aromático, e é
submetido a reações de adição como aqueles outros alcenos.
Os Critérios para Aromaticidade - Regra de Hückel
141
[3] Uma molécula deve ser completamente conjugada.
Compostos aromáticos devem ter um orbital p em cada átomo.
Os Critérios para Aromaticidade - Regra de Hückel
142
[4] A molécula deve satisfazer a regra de Hückel, e conter
um determinado número de elétrons .
O benzeno é aromático e especialmente estável porque contem 6 elétrons .
Cyclobutadiene é antiaromático e e especialmente instável porque contem
4 elétrons .
Regra de Huckel:
Os Critérios para Aromaticidade - Regra de Hückel
143
Note-se que a regra de Hückel refere-se ao número de elétrons , não
ao número de átomos num anel em particular.
Os Critérios para Aromaticidade - Regra de Hückel
144
1. Aromático - Um cíclico, planar, composto completamente
conjugados com 4n + 2 elétrons .
2. Antiaromático - Um cíclico, planar, composto completamente
conjugados com 4n elétrons .
3. Não aromático - Um composto que carece de um (ou mais) dos
seguintes requisitos para aromaticidade: ser cíclico, planar e
completamente conjugado.
Considerando aromaticidade, um composto pode ser classificados em
uma das três vias:
Os Critérios para Aromaticidade - Regra de Hückel
Hidrocarbonetos monocíclicos com ligações simples e duplas 
alternadas são chamados de anulenos.
Ciclobutadieno não é aromático pois tem um número 
par de pares de elétrons π.
Ciclooctatetraeno não é aromático pois não é planar.
O ciclopropeno e o ânion ciclopropenila não são 
Aromáticos.
O cátion ciclopropenila
é aromático.
sp3 sp3
Ciclo-heptatrieno Ciclopentadieno
nuvem  não ininterrupta
não aromático
2 pares de elétrons 
não aromático
Essas substâncias são aromáticas:
Substâncias Heterocíclicas Aromáticas
Uma substância heterocíclica é uma substância cíclica na 
qual pelo menos um dos átomos do anel é um átomo diferente 
do carbono.
A Piridina é Aromática
O Pirrol é Aromático
O Furano é Aromático
Uma substância é antiaromática se for uma substância 
cíclica planar com um anel ininterrupto de átomos o qual 
contém orbitais p, e a nuvem π deve conter um número par 
de pares de elétrons π.
154
• Espectroscopia de 1H NMR indica facilmente se um composto é
aromático.
• Os prótons nos carbonos sp2 hibridizados em hidrocarbonetos
aromáticos são altamente desblindados e absorvem entre 6,5 - 8
ppm, enquanto que os hidrocarbonetos que não são aromáticos
absorvem entre 4.5 - 6 ppm.
Os Critérios para Aromaticidade - Regra de Hückel
Deslocalização eletrônica
Aromaticidade
Exercício: Classifique os compostos como aromáticos (4n+2 e- π) ou anti-
aromáticos (4n e- π)
+ -
+
+
+
Deslocalização eletrônica
Antiaromaticidade
Alguns compostos cíclicos, quando possuem 4n elétrons π, e um número 
elevado de carbonos fogem da planaridade para evitar a desestabilização da 
anti-aromaticidade. Um bom exemplo é o ciclooctatetraeno. 
Deslocalização eletrônica
Antiaromaticidade
Deslocalização eletrônica
Compostos heteroaromáticos
LSD
Pirimicarb
(inseticida)
Deslocalização eletrônica
Compostos heteroaromáticos
Viagra
Omeoprazol
Deslocalização eletrônica
Compostos heteroaromáticos
Como acontece?
- Possibilidade 1: O par eletrônico isolado do heteroátomo não interage
com os orbitais p dos demais átomos do sistema. Neste caso o átomo se
hibridiza de forma que o par eletrônico fique para fora do sistema em um
orbital sp2 e um orbital p contendo um elétron entre no sistema aromático.
- Exemplo: Piridina
Deslocalização eletrônica
Compostos heteroaromáticos
Como acontece?
- Possibilidade 2: Um dos pares isolados (ou o par isolado) do heteroátomo
ajusta-se para interagir ao máximo com os orbitais p dos demais átomos
do sistema. Isto significa que, no geral, o par eletrônico participante
ficará em um orbital p e as demais ligações (ou pares isolados) estarão
em orbitais sp2.
- Exemplos: Pirílium (6 membros), Pirrol, furano, tiofeno (5 membros)
Pirílium
Deslocalização eletrônica
Compostos heteroaromáticos
Como acontece?
- Possibilidade 2: Um dos pares isolados (ou o par isolado) do heteroátomo
ajusta-se para interagir ao máximo com os orbitais p dos demais átomos
do sistema. Isto significa que, no geral, o par eletrônico participante
ficará em um orbital p e as demais ligações (ou pares isolados) estarão
em orbitais sp2.
- Exemplos: Pirílium (6 membros), Pirrol e furano (5 membros)
Pirrol
Deslocalização eletrônica
Compostos heteroaromáticos
Como acontece?
- Possibilidade 2: Um dos pares isolados (ou o par isolado) do heteroátomo
ajusta-se para interagir ao máximo com os orbitais p dos demais átomos
do sistema. Isto significa que, no geral, o par eletrônico participante
ficará em um orbital p e as demais ligações (ou pares isolados)estarão
em orbitais sp2.
- Exemplos: Pirílium (6 membros), Pirrol e furano (5 membros)
Furano
Deslocalização eletrônica
Compostos heteroaromáticos
Como acontece?
- Possibilidade 3: O heteroátomo já possui um orbital p vazio e interage
com os outros orbitais p do sistema.
- Exemplo: Borepin (7 membros)
B
H
B
H
B
H
-
+
B
H
-
+
B
H
-
+
B
H
-
+
B
H
-
+
B
H
-
+
Deslocalização eletrônica
Compostos heteroaromáticos
Cuidado!!!
As vezes os compostos cíclicos policonjugados contendo heteroátomos
podem ser anti-aromáticos.
B
H
B
H
Muito rápido
B
O
Pense no assunto.
O oxireno (abaixo) existe! Qual seria a hibridização mais adequada para o
oxigênio? Qual ângulo deve ser maior, o COC, ou o CCO?
166
Exemplos de Anéis Aromaticos
• Anéis completamente conjugados maiores que benzeno também
são aromáticos se forem planares e possuirem 4n + 2 eletrons .
• Hidrocarbonetos contendo um único anel com a alternância de
ligações simples e duplas são chamados anulenos.
167
• [10]-Anuleno tem 10 eletrons , que satisfaz a regra de Hückel, mas uma
molécula planar colocaria os dois átomos de H dentro do anel muito próximos
uns dos outros. Assim, o anel contrai-se para aliviar esta tensão.
• Dado que o [10]-anuleno não é planar, os 10  elétrons não podem ser
deslocalizados ao longo de todo o anel e não é aromático.
Exemplos de Anéis Aromaticos
168
• Dois ou mais anéis de seis membros com alternância de ligações simples e
duplas podem ser fundidos em conjunto para formar hidrocarbonetos aromáticos
policíclicos (PAHs).
• Como o número de anéis condensados aumenta, o número de estruturas de
ressonância aumenta.
Exemplos de Anéis Aromaticos
169
• Heterociclos contendo oxigênio, nitrogênio ou enxofre, também podem ser
aromáticos.
• Com heteroátomos, devemos determinar se o par de elétrons livres se localiza no
heteroátomo ou parte do sistema  deslocalizados.
• Um exemplo de um heterociclo aromático é piridina.
Exemplos de Anéis Aromaticos
170
• Pirrol é um outro exemplo de um heterociclo aromático. Ele contém um
anel com cinco membros com duas ligações  e um átomo de
nitrogenio.
• Pirol tem um orbital p em cada átomo adjacente, de modo que é
completamente conjugado.
• Pirrol tem seis elétrons  - quatro das ligações  e dois do par de
elétrons.
• Pirrol é cíclico, planar, completamente conjugado, e possui 4n + 2
elétrons , então é aromático.
Exemplos de Anéis Aromaticos
171
• Histamina é uma amina biologicamente ativa formada em muitos tecidos. Ela é
um heterociclo aromático com dois átomos de N - um que é semelhante ao
átomo N da piridina, e o outro, que é semelhante ao átomo de N do pirol.
Exemplos de Anéis Aromaticos
172
Ambos os íons negativamente e positivamente carregadas pode ser aromáticos se
eles possuírem todos os elementos necessários.
Podemos traçar cinco estruturas de ressonância equivalentes para
o ânion ciclopentadienil.
Exemplos de Anéis Aromaticos
173
• Das três espécies abaixo, apenas o ânion ciclopentadienil satisfaz a regra de
Hückel.
Exemplos de Anéis Aromaticos
174
• Ciclopentadieno é mais ácido do que muitos hidrocarbonetos porque a sua base
conjugada é aromática.
• O pKa de ciclopentadieno é 15, muito mais baixo (ácido) do que o pKa de
qualquer ligação C-H discutida até agora.
• O ânion ciclopentadienil é ao mesmo tempo aromático e estabilizado por
ressonância, por isso é uma base muito estável.
• Ciclopentadieno em si não é aromático, porque não é totalmente conjugado.
Exemplos de Anéis Aromaticos
175
• O íon tropilio é um carbocátion planar com três ligações duplas e uma carga
positiva contida em um anel de sete membros.
• Por causa que o cátion tropilio ter três ligações  e não há outros pares de
elétrons não ligados, ele contém seis elétrons , satisfazendo assim a regra de
Hückel.
Exemplos de Anéis Aromaticos
Íons Aromáticos
6 elétrons  deslocalizados
ao longo de 7 carbonos
carga positiva dispersa
pelos 7 carbonos
carbocátion muito estável
também chamado de cátion 
tropílio
Cátion Ciclo-heptatrienila
 H H
HH
H H
H
+
Cátion Ciclo-heptatrienila
 H H
HH
H H
H
+
 
+
H H
HH
H H
H
Ânion Ciclopentadieneto
H H
H H
H
 
••
–
6 elétrons p deslocalizados
ao longo de 5 carbonos
carga negativa dispersa
sobre 5 carbonos
ânion estabilizado
Ânion Ciclopentadieneto
H H
H H
H
 
••
–
 H H
H H
H
–
Deslocalização Eletrônica no Ânion Ciclopentadieneto
••
–
H H
H H
H
 H H
H H
H
••–
 H H
H H
H
– ••
 
••
H H
H H
H
–
H H
H H
H
 
••
–
Acidez de Ciclopentadieno
 H H
H H
H H
H H
H H
H
 
••
–
H+ +
pKa = 16
Ka = 10
-16
Ciclopentadieno é um 
hidrocarboneto cuja acidez 
é incomum.
Esse incremento na acidez 
deve-se à estabilidade do 
ânion ciclopentadieneto.
Comparando a Acidez de
Ciclopentadieno e Ciclo-heptatrieno
 H H
H H
H H
pKa = 16
Ka = 10
-16
pKa = 36
Ka = 10
-36
 
H H
HHH
H H
H H
H H
H H
H
 
••
–
Comparando a Acidez de
Ciclopentadieno e Ciclo-heptatrieno
Ânion Aromático
6 elétrons 
Ânion Antiaromático
8 elétrons 
 
H H
HH
H H
H
••
–
n = 2
4n +2 = 10 elétrons 
Diânion Ciclooctatetraeneto
 
H H H H
HHHH
H H H H
HHHH
2–
••
••
–
–
Também 
representado 
como
Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser
expressas corretamente por uma única estrutura de Lewis.
híbridos de ressonância
A ressonância entre estruturas de Lewis reduz a energia
calculada da molécula e contribui para a distribuição da
ligação sobre toda a molécula.
Ressonância
186
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Estruturas de Ressonância
• Estruturas de ressonância nas quais a posição
dos átomos é a mesma, mas a colocação dos
elétrons é diferente.
• Nenhuma das estruturas é correta por si só e a
estrutura não oscila entre as duas.
• A verdadeira estrutura é um híbrido das duas
estruturas porque as evidências experimentais
mostram que as ligações O-O no O3 são de
igual comprimento.
Ressonância
Desenhe a estrutura de Lewis para o ozônio,
O3.
Desenhe a estrutura
de Lewis para o
ozônio, O3.
Mas por que um O
deveria ser diferente
do outro?
-
+
• Está em desacordo com a
verdadeira estrutura
observada do ozônio,
– … ambas as ligações O—O têm
o mesmo comprimento.
– … ambos os oxigênios externos
têm uma carga de -1/2.
• Uma estrutura de Lewis não
pode representar com
precisão uma molécula
como o ozônio.
• Usamos estruturas
múltiplas, estruturas de
ressonância, para descrever
a molécula.
+
-
-
+
Assim como o verde é uma síntese
do azul e do amarelo …
… ozônio é uma síntese dessas
duas estruturas de ressonância.
Não é pular entre os dois.
Uma única estrutura de Lewis para molécula de benzeno, C6H6, não
explica todas as evidências experimentais:
- Reatividade: O benzeno não sofre as reações típicas de compostos
com ligações duplas.
- Comprimento de ligação: Todas as ligações carbono-carbono têm o
mesmo comprimento.
- Evidência estrutural: Só existe um dicloro-benzeno no qual os dois
átomos de cloro estão ligados a carbonos adjacentes.
Evidências experimentais da ressonância
193
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
• Diz-se que um composto com e-
deslocalizado tem ressonância
– contribuidor de ressonância
– estrutura de ressonância
– estrutura de ressonância contribuinte
Híbrido de ressonância
• Benzeno
– estruturas de ressonância contribuintes
Híbrido de ressonância
Contribuidores de ressonância e 
híbrido de ressonância da Uréia
Desenhando híbridos de ressonância
• 1) Somente movimento dos e- (não átomos)
• 2) Somente e-  e não ligantes movem
• 3) e- totais permanecem os mesmos (assim 
como e- não pareado)
Híbridos de Ressonância
e- pode ser movido apenas por…
e-  move em direção a posição + ou em 
direção a ligação 
Híbridos de Ressonância
e- pode ser movido apenas por…
Par de e- não ligante em direção a uma 
ligação 
Híbridos de Ressonância
e- pode ser movidoapenas por…
e- único não ligante em direção a uma 
ligação 
Híbridos de Ressonância
Regras para desenhar contribuidores
de ressonância:
 Em todos os contribuidores de ressonância, as posições dos
átomos permanecem as mesmas
 Somente os elétrons  e os elétrons não ligantes podem se
mover entre os átomos
 O número total de elétrons na molécula não muda
 Cada um dos contribuintes de ressonância para um
determinado composto deve ter a mesma carga líquida
 Um contribuinte de ressonância deve ser uma estrutura de
Lewis válida, se possível, todos os átomos devem ter um
octeto
 Maior o n. de ligações covalentes, maior é a contribuição para
o híbrido de ressonância
 A estrutura com menos separação de carga é mais estável
Os elétrons podem ser movidos de uma das seguintes maneiras:
1. Mova elétrons  em direção a uma carga positiva ou em direção a uma ligação 
2. Mova os elétrons de par isolado em direção a uma ligação 
3. Mova um único elétron não ligante em direção a uma ligação 
Observação
• Os elétrons se movem em direção a um carbono sp2, mas
nunca em direção a um carbono sp3
• Os elétrons não são adicionados nem removidos da molécula
quando os contribuintes de ressonância são desenhados
•Os radicais também podem ter elétrons deslocalizados se o
elétron desemparelhado estiver em um carbono adjacente a
um átomo sp2
Regras empíricas para estabelecer estruturas de
ressonância de moléculas e íons:
1. Estruturas de ressonância não envolvem troca de posições de
núcleo, apenas alteração na distribuição da posição relativa de
elétrons.
2. Estruturas nas quais todos os átomos da primeira fila (segundo
período) possuem octetos cheios são importantes; contudo,
diferenças nas cargas formais e na eletronegatividade podem
resultar em estruturas de octeto incompleto, comparativamente
importantes.
H
H
H
C N
H H
C N
H
H
H
C
F
F
F F
F
C
F
mais importante menos importante
Carbono c/ 6e-
Carga + no F
C
H
H
O
H
O
HH
H
C
comparativamente importantes
H O C H
O
H O C H
O
N
H
H C N N
H
H C N
BF
F
F F
F
BF
mais importantes menos importantes
eletropositivo 
c/ carga 
eletronegativo
c/ carga 
3. As estruturas mais importantes são aquelas que envolvem uma menor
separação de cargas, principalmente entre átomos de eletronegatividade
comparável.
mais importantes menos importantes 
eletropositivo 
c/ carga 
eletronegativo 
c/ carga 
C
H
H N N C
H
H N N
diazometano
C
H
H
H C N O
+ _
C C
H
H
H N O
+
_
óxido acetonitrila
mais importante menos importante
carga sobre o elemento
 mais eletropositivo 
Elementos além do segundo período formam estruturas com expansão de 
seus octetos.
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
2,19 A
2,04 A
o
o
Cl
Cl
Cl
Cl
P
Cl Cl
P
Cl
Cl
Cl
Cl
contribuições "não-ligantes"
C CH
H
H
N O C CH
H
H
N O
mais importante menos importante
carga sobre elemento
mais eletropostivo 
óxido de acetonitrila
S OO
O
O
HH S OO
O
O
HH
S OO
O
O
HH S OO
O
O
HH
NO
O
O
H NO
O
O
H
NO
O
O
NO
O
O
NO
O
O
Estrutura híbrida para o íon nitrato
N
O
O O
-2
1.45 Å
H3N OH N OO
+ +
íon nitrônio íon hidroxilamônio
1,15 Å
Contribuidores de ressonância
inválidos
Não é estrutura válida
porque a valência do
nitrogênio é excedida para 5
Deslocalização eletrônica
Tautomerismo
São isômeros estruturais que podem se interconverter na presença de ácidos.
Todo composto carbonilado possui uma forma cato(aldo) e enólica.
Contribuidores de ressonância
inválidos
Estes são tautômeros, mas não contribuintes de
ressonância.
As posições dos átomos são alteradas.
Deslocalização eletrônica
Tautomerismo
O
O 2 N
O H
O 2 N
F
H
O F
H
O
H
Contribuidores de ressonância
inválidos
menos estável, carbono com
sexteto e menor número de
ligações covalentes
mais estável, todos os átomos
estão com octeto e maior
número de ligações covalentes
Contribuidores de ressonância
inválidos
O átomo mais eletronegativo deve carregar a 
carga dos elétrons de valência
• Desenhando híbridos de ressonância
Híbridos de Ressonância
Contribuidores de ressonância e o híbrido 
de ressonância
Contribuidores de ressonância são imaginários, mas o híbrido de ressonância é real
os elétrons  não podem se deslocalizar
em moléculas não planares
Desenhando Contribuidores de 
Ressonância
Contribuidores de ressonância são obtidos movendo elétrons  em direção
a uma carga positiva :
CH3CH CH CHCH3 CH3CH CH CHCH3
CH3CH CH CHCH3
++
CH3CH CH CH CH CH2 CH3CH CH CH CH CH2 CH3CH CH CH CH CH2
CH3CH CH CH CH CH2
+ + +
CH2 CH2 CH2 CH2 CH2
CH2
+
+
+
+
híbrido de ressonância
híbrido de ressonância
híbrido de ressonância
Movendo elétrons  em direção a uma ligação 
Movendo um par de elétrons não ligantes em direção a uma ligação 
A diferença entre elétrons 
deslocalizados e localizados
CH2 CH CHCH3 CH2 CH CHCH3
CH2 CH CH2CHCH3
X
an sp3 hybridized carbon
cannot accept electrons
elétrons deslocalizados
elétrons localizados
Contribuidores de ressonância com cargas separadas são menos estáveis
R C
O
OH R C
O-
OH+
R C
O
O- R C
O-
O
Mais estável
igualmente estável
Os elétrons sempre se movem em direção ao átomo mais eletronegativo
Quando há apenas uma maneira de mover os elétrons,
porque a deslocalização de elétrons torna uma molécula mais estável
CH2 CH OCH3 CH2 CH OCH3
o movimento dos elétrons para longe do átomo mais eletronegativo é melhor do
que nenhum movimento
Híbridos de Ressonância
Estruturas de ressonância
SO2
HNO3
HCHO
Ressonância
Observe que as duas estruturas possíveis para o íon nitrito (NO2
-1) são
estruturas de ressonância: idênticas, exceto pela colocação de ligações ou
elétrons.
A partir dessas estruturas, você pode imaginar que o NO2
-1 tem dois
comprimentos de ligação N-O diferentes, pois as ligações simples são mais
longas que as ligações duplas.
Cada ligação N-O no
híbrido tem 1,5 ligações
de comprimento.
• No entanto, experimentos mostram que existe apenas um comprimento de
ligação N-O e que está entre os comprimentos de uma ligação simples e
dupla: o híbrido de ressonância ou médio.
1,3-butadieno
híbrido de ressonância
Estruturas de Ressonância
• Ao escrever estruturas de ressonância, os
mesmos átomos estão ligados uns aos outros,
de modo que a única diferença está no arranjo
dos elétrons.
• As estruturas de ressonância são separadas
por uma seta de duas pontas. ()
• O que faz com que uma estrutura de
ressonância diminua a estabilidade?
– 1) um átomo com um octeto incompleto
– 2) uma carga negativa que não está no átomo
mais eletronegativo
– 3) uma carga positiva que não está no átomo
mais eletropositivo
– 4) separação de carga
Exemplos para examinar
B é menos estável que A
Estabilidade Igual
• 1) Quanto maior a estabilidade prevista de
um contribuinte de ressonância, mais ele
contribui para o híbrido de ressonância.
• 2) Quanto maior o número de contribuintes
de ressonância relativamente estáveis,
maior a energia de ressonância.
• 3) Quanto mais equivalentes forem os
contribuintes de ressonância, maior será a
energia de ressonância.
Energia de Ressonância
Energia de Ressonância
Quanto mais equivalentes forem os contribuintes de ressonância,
quanto maior a energia de ressonância
237
Estabilidade do Benzeno
• Considere os calores de hidrogenação de ciclo-hexeno, 1,3-ciclohexadieno e
benzeno, os quais dão ciclohexano quando tratados com excesso de hidrogênio
na presença de um catalisador metálico.
• Ciclo-hexeno e 1,3-ciclohexadieno podem ser hidrogenados à temperatura
ambiente, no entanto, benzeno requer condições mais enérgicas.
238
• O baixo calor de hidrogenação do benzeno significa que o benzeno é
especialmente estável, até mais do que polienos conjugados.
• Esta estabilidade incomum é uma característica dos compostos aromáticos.
• Comportamento anormal de benzeno não está limitado a hidrogenação. A reaçãocom Br2 requer a presença de um catalisador ácido de Lewis.
Estabilidade do Benzeno
Estabilidade de dienos
• Cátions alílicos tem e- deslocalizados
• Eles são mais estáveis devido aos
contribuintes de ressonância :
Cátions alílicos
• Os cátions benzílicos têm e-
deslocalizados
• Eles são mais estáveis devido aos
contribuintes de ressonância:
Cátions benzílicos
• Por que esse álcool é tão ácido assim?
– -OH está em um C hibridizado sp2
– No fenol, alguns contribuintes de ressonância têm 
uma carga + no O
– 3 das estruturas do fenol têm cargas separadas
Fenol
A estrutura eletrônica do NO2Cl é na verdade uma composição ou uma média das
duas estruturas de Lewis, ou seja, é um híbrido de ressonância de duas
estruturas de ressonância hipotéticas. No híbrido de ressonância, a ligação
nitrogênio-oxigênio é dita ter uma ordem de ligação 1 1/2.
Cl N
O
O
Cl N
O
O
Cl N
O
O
O
O
NCl
Cl N
O
O
1/2
_
1/2
_
híbrido de
ressonância
estruturas de 
ressonância
estruturas de 
ressonância
Íon formiato: ordem de ligação 1 1/2
H C
O
O
H C
O
O
H C
O
O
__
_ _O
O
H C
O
O
H C
1/2
1/2
_
_
1,26 A
o
híbrido de 
ressonância
estruturas de 
ressonância
estruturas de 
ressonância
HO CH3 C O
H
H
1,20 A
oo
1,43 A
Íon Carbonato: ordem de ligação 1 1/3
Estruturas que contribuem menos para o híbrido de ressonância, podem ser 
desprezadas: apresentam átomos com octeto incompleto
H C
O
O
_
_
Cl N
O
O
íon formiato cloreto de nitrila
__
O C
O
O
_
_
_
_
_
_
O
O
COO C
O
OO
O
CO
o
1,28 A
HO CH3 C O
H
H
1,20 A
oo
1,43 A
C
H
H
O C O
H
H
formaldeído
O
H
H
C O
H
H
C
C
H
H
O
H
H
H
H
C OH
OHC
H
H
OHC
H
H
 
híbrido de 
ressonância
formaldeído protonado
C
H
H
O H OH
H
H
Estrutura
íon oxônio
íon hidrônio 
C
H
H
O H C
H
H
H
estrutura
carbocátion
cátion metila 
Qual estrutura representa mais adequadamente o formaldeído protonado?
H2C OH
1,27 A
o
C O
o
1,20 A
C OH
o
1,43 A 
Resposta: H2C=OH
+ pode ser melhor descrito como tendo uma estrutura
íon oxônio do que de carbocátion. Mas, nem estrutura oxônio nem
carbocátion propicia uma descrição acurada para o H2C=OH
+.
Cátion trifluorometila CF3
+
C
F
F
F
F
F
F
C
C
F
F
F
C
F
F
F
C F
1,38 A
o
C
F
FF
o
1,27 A 
híbrido de 
ressonância
estrutura íon fluorônio
Metilenoimina protonada (H2CNH2)
+
C N
H
H
H H
H
H
C N
H H
C N
H
H
H
1,27 A
o
metilenoimina
o
1,29 A
metilenoimina protonada
C
H
H
H
N H
H
o
1,47 A
metilamina
C N
H
H
H
H
híbrido
1,29 A
o
• A Teoria dos Orbitais Moleculares também
pode ajudar a explicar o aumento da
estabilidade
Teoria do Orbital Molecular
Uma descrição orbital molecular de 
estabilidade
• O.M. ligante: sobreposição construtiva (em fase)
• O.M. antiligante : sobreposição destrutiva (for a de fase)
Os orbitais moleculares do 1,3-
butadieno
Simetria em Orbitais Moleculares
y1 e y3 no 1,3-butadieno são orbitais moleculares simétricos
y2 e y4 no 1,3-butadieno são orbitais totalmente assimétricos
• HOMO = the highest occupied molecular orbital - o orbital molecular ocupado
mais alto (de maior energia)
• LUMO = the lowest unoccupied orbital - o orbital desocupado mais baixo (de
menor energia)
• O orbital molecular de maior energia do 1,3-butadieno que contém elétrons é y2
(HOMO)
• O orbital molecular de menor energia do 1,3-butadieno que não contém elétrons 
é y3 (LUMO)
Considere os orbitais moleculares  do 1,4-pentadieno :
Este composto tem quatro elétrons  que estão completamente separados
um do outro
Os Orbitais Moleculares do Sistema Alilo
Sem sobreposição entre os orbitais : o O.M. não ligante
y2 é o O.M. não ligante
Estruturas de ressonância do cátion alilo, radical alilo, e o ânion alilo
CH2 CH CH2 CH2 CH CH2 CH2 CH CH2
+ +
CH2 CH CH2
 
.
 
.
CH2 CH CH2 CH2 CH CH2
CH2 CH CH2 CH2 CH CH2 CH2 CH CH2
 -  -
Os Orbitais Moleculares do 
1,3,5-Hexatrieno
Benzeno tem seis orbitais moleculares 
O benzeno é extraordinariamente estável devido à grandes energias de 
deslocalização
O benzeno é estabilizado pela deslocalização de elétrons
Resumo
• Quanto maior a estabilidade prevista de um contribuidor de
ressonância, mais ele contribui para o híbrido de ressonância
• Quanto maior o número de contribuintes de ressonância
relativamente estáveis, maior é a energia de ressonância
• Quanto mais equivalentes forem os contribuintes de
ressonância, maior será a energia de ressonância
Controle Termodinâmico vs. Cinético
• Se o produto cinético e o produto termodinâmico
diferirem, o produto principal dependerá das condições
da reação.
• Se realizada em condições amenas (baixa
temperatura), a reação será irreversível e o produto
cinético será favorecido.
• Se realizada em condições suficientemente vigorosas
(alta temperatura), a reação será reversível e o produto
termodinâmico será favorecido.
Estruturas de ressonância para o radical 
alílico e para o radical benzílico
Cátions Estabilizados por Ressonância
Estabilidades relativas de cátions alílicos
e benzílicos
Deslocalização eletrônica
Hiperconjugação
Estabilidade relativa de carbocátions
Deslocalização eletrônica
Hiperconjugação
Estabilidade relativa de radicais
Efeito de ressonância ou efeito 
mesomérico
• O fluxo de elétrons de uma parte do sistema 
conjugado (espécies com ligações duplas
alternadas) para a outra, causado pelo
fenômeno da ressonância, é chamado de efeito
de ressonância ou efeito mesomérico
• Isso é de dois tipos :
(i) + R ou efeito +M
(ii) – R ou efeito –M
+ R ou efeito +M
• Se um grupo doa elétrons para o sistema
conjugado - por meio de ressonância, diz-
se que ele tem efeito +R ou +M
C C OH — C — C
–
O H
(+M or +R effect of –OH group)
+
+R ou efeito +M
ι ι
– R ou efeito –M
• Grupos que atraem elétrons para si
mesmos por meio de ressonância são
ditos como tendo efeito –R ou –M
–R ou efeito –M
C C CH O — C — C CH — O
–
(–R effect of –CHO group)
+
ι
– R ou efeito –M
Efeito - R do grupo – CHO
Efeito - R do grupo – CN
Acidez dos ácidos carboxílicos
Os ácidos carboxílicos recebem esse nome porque 
podem doar um hidrogênio para produzir um íon 
carboxilato.
Os ácidos carboxílicos dissociam-se em água para formar o íon
carboxilato e o íon hidrônio.
O íon carboxilato formado é estabilizado por ressonância por
deslocamento efetivo da carga negativa.
Acidez dos ácidos carboxílicos
Acidez dos ácidos carboxílicos
(-)
Um grupo de retirada de elétrons (efeito -R) garante a
deslocalização efetiva da carga negativa na base conjugada
(íon carboxilato) por meio de ressonância ou efeito indutivo,
portanto, aumenta sua estabilidade
Acidez dos ácidos carboxílicos
Ex:- >C=O, -CHO, -NO2, -CN etc
Acidez dos ácidos carboxílicos
Um grupo doador de elétrons (efeito +R) desestabiliza a
base conjugada (íon carboxilato) formada e, portanto,
diminui a acidez dos ácidos carboxílicos
Ex: Cl, OH, NH2, Br, I, OCH3 etc;
O ácido etanóico é um ácido mais forte 
que o álcool etílico
Nenhuma ressonância possível no íon etóxido, portanto, é menos estável
Reatividade do benzeno
Efeito –M do -NO2
-Ativa a substituição
nucleofílica
Efeito +M do -NH2
- ativa a substituição
eletrofílica
Reatividade do benzeno
Efeito + M do -OH
O fenol é mais reativo para reações de
substituição eletrofílica nas posições orto e para
perguntas e respostas
1. Qual estrutura de ressonância é estável?
estrutura II (a carga está no átomo de O)
2. Qual é mais forte ácido fórmico ou ácido
acético?
Ácido fórmico
Exemplo
• Qual é previsto para ter as ligações de enxofre-
oxigênio mais curtas, SO3 ou SO3
2-?
Exercício prático
• Desenhe duas estruturas de ressonância
equivalentes para o íon formato, HCO2
-.
Compostos poliatômicos comuns
285
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Praticar desenho de 
ressonância
Prática
Prática
Prática
Ressonância: comprimentos de ligação287
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Ressonância
Desenhe estrutura de ressonância para:
HCO2
-
Ressonância
Desenhe a estrutura de Lewis para:
HCO2
-
Mas por que os dois oxigênios seriam diferentes?
Ressonância
• Na verdade, os elétrons que compõem a dupla
ligação não estão localizados, mas sim
deslocalizados.
Ressonância
• Desenhe a estrutura de Lewis do NO3
-
• Desenhe a estrutura de Lewis do NO3
-
N
O
OO
..
....
..
.. ..
..-
+
N
O
OO
..
....
..
.. ..
..
-
+
N
O
OO
..
....
..
.. ..
..
-
+
....- -
..
-
Ressonância
293
A. S=C=N 
Íon tiocianato, (SCN)-
Qual das três possíveis estruturas de ressonância
é o mais importante?
-0.52 -0.32
-0.16
Cargas parciais calculadas
Resposta:
C > A > B
C. S-C N
B. S=C - N
(a) Desenhe uma estrutura de Lewis do íon carbonato, CO3
-2.
(b) Desenhe todas as outras estruturas de ressonância.
(c) O que determina o número de estruturas de ressonância?
(d) Desenhe o híbrido de ressonância.
(a) e (b) acima
(c) O número de átomos idênticos na estrutura.
(d) Todas as ligações C a O são ligações 1,5 (uma sólida e uma 
tracejada).
Mais de um átomo central
• Muitas moléculas têm mais de 1 átomo central
• Você apenas lida com cada um
separadamente
• Exemplo:
• Estrutura de Lewis para acetato:
• CH3CO2
-
Polaridade de ligações covalentes
H Cl
 Em algumas moléculas, os elétrons não estão "igualmente"
distribuídos entre os dois átomos;
 "Distorção" da nuvem eletrônica: elétrons são atraídos para o 
lado do elemento mais eletronegativo.
HCl
H H H2
formação de 
cargas parciais
+ -
296
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Exemplos:
Cl — Cl :
H — Cl :
H — O :
H — C:
H — H :
apolar
polar
fortemente polar
fracamente polar (momento de dipolo é muito pequeno)
apolar
297
Polaridade de ligações covalentes
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Moléculas Polares e Apolares
298
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Determinar a polaridade de cada ligação e da molécula
como um todo:
CCl4 HCCl3 C2H6
299
Exercício: Polaridade
escala de eletronegatividade
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Geometria molecular e polaridade de moléculas
geometria planar
pirâmide trigonal
 ligação B — F é polar
 vetor momento dipolar resultante = 0
 ligação N — H é polar
 vetor momento dipolar resultante ≠ 0
 molécula é POLAR
 molécula é APOLAR
300
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Forma espacial das moléculas
Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de
valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume a
geometria 3D que minimize essa repulsão.
Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de
Elétrons no Nível de Valência (RPENV) ou VSEPR (do inglês
Valence Shell Electron Pair Repulsion).
301
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Forma espacial das moléculas
302
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Efeito dos pares isolados de elétrons no modelo VSEPR
Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma
molécula são regiões de densidade de elétrons elevada e
devem ser considerados na identificação da forma
molecular.
303
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
O ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos do C para o N e 
para o O:
(tetraédrica) (piramidal) (angular)
Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o 
número de pares de elétrons não-ligantes aumenta.
104.5O107O
N
HHH
C
H
HHH
109.5O
O
HH
304
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Efeito dos pares isolados de elétrons no modelo VSEPR
C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
Efeito de ligações múltiplas no modelo VSEPR
305
(trigonal planar)
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
306
Formas espaciais de moléculas
(bipirâmide trigonal)
(octaédrica)
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Para moléculas maiores...
307
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
O
O
HH
H
H C2H4O2
Tetraédico
Trigonal
plano Angular
308
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Mais formas espaciais de moléculas ...
309
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Estruturas de moléculas com pares isolados de elétrons
310
Moléculas com pares de elétrons isolados no átomo central:
Fórmula Geral: AXnEm
onde: 
A = átomo central;
X = átomo ligado;
E = par isolado.
Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma
molécula são regiões de densidade de elétrons elevada e
devem ser considerados na identificação da forma
molecular.
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
311
Geometrias de moléculas polares e apolares
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
312
Geometrias de moléculas polares e apolares
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
313
Geometrias de moléculas polares e apolares
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
314
Geometrias de moléculas polares e apolares
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
315
Geometrias de moléculas polares e apolares
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
316
Geometrias de moléculas polares e apolares
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Exemplo: SF4
Geometria “gangorra” é mais estável.
317
Fórmula Geral: AX4E
Estruturas de moléculas com pares isolados de elétrons
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
318
Exemplo: ClF3
Geometria em “T”.
Fórmula Geral: AX3E2
Estruturas de moléculas com pares isolados de elétrons
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Moléculas do tipo AX4E2
quadrado planar
319
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Estruturas de moléculas com pares isolados de elétrons
320
Ligações Químicas: Ligações Covalentes
Exercícios
Escreva as estruturas de Lewis para os seguintes
compostos e indique, em cada caso, o formato espacial
das moléculas:
a) metanal ou formaldeído, H2CO;
b) metanol, CH3OH;
c) fosfina, PH3
Muito obrigado a todos(as) 
pela atenção durante as 
aulas.
Bons estudos e que Deus 
abençoe vocês!
321