Estrutura e Ligações Químicas

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ESTRUTURA E LIGAÇÕES QUÍMICAS
CONCEITOS BÁSICOS
Prof. Dr. Paulo Cesar de Lima Nogueira
AULAS: 13 e 15/05/2025
Química Orgânica I
SEMANA 1
3
Química Orgânica
• Mais 30 milhões de compostos já foram identificados.
• “C” é um átomo pequeno:
– Tem eletronegatividade intermediária (2.5);
– Forma ligações simples, duplas e triplas;
– Forma ligações fortes C, H, O, N, P, S e outros elementos e
alguns metais.
 O estudo dos compostos contendo carbono e hidrogênio.
Estrutura do Átomo
• Um núcleo pequeno e denso: diâmetro 10-14 - 10-15 contendo
prótons carregados positivamente e a maioria da massa do
átomo.
• Um espaço extranuclear: diâmetro 10-10 m, o qual contém
elétrons carregados negativamente.
9
espaço extranuclear 
contendo elétrons
núcleo contendo 
prótons e neutrons
1
espaço extranuclear 
contendo elétrons
elétron
núcleo
(prótons e neutrons)
neutron
próton
Estrutura do Átomo
11
Configuração Eletrônica dos Átomos
• A Tabela Periódica
Configuração Eletrônica dos Átomos
Elétrons são confinados em regiões do espaço chamados de
níveis de energia principal (camadas).
• Cada camada pode conter 2n2 elétrons
(n = 1,2,3,4......)
12
camadas
Número de 
elétrons que a 
camada comporta
Energias relativas 
dos elétrons 
nestas camadas
maior
menor
• Camadas são divididas em subcamadas chamadas orbitais,
as quais são designadas pelas letras s, p, d, f...
– s (1 por camada)
– p (conjunto de 3 por camada a partir da 2a camada)
– d (conjunto de 5 por camada a partir da 3a camada) ..…
– A distribuição dos orbitais nas camadas:
Configuração Eletrônica dos Átomos
1
• Princípio de Aufbau (“Construção”):
– Orbitais são preenchidos em ordem crescente de
energia do mais baixo para o mais alto nível de
energia.
• Princípio da Exclusão de Pauli:
– Não mais que 2 elétrons podem ocupar um orbital. Se
2 elétrons estão presentes, seus spins devem ser
emparelhados.
• Regra de Hund:
– Quando orbitais de igual energia são disponíveis, mas não
há elétrons suficientes para preenche-los totalmente, um
elétron é adicionado a cada orbital antes do 2o elétron ser
adicionado a qualquer um deles; os spins dos elétrons em
orbitais degenerados deverão estar alinhados.
Configuração Eletrônica dos Átomos
14
• Diagrama de nível de energia: Representação de onde
elétrons estão localizados numa configuração eletrônica.
Por exemplo, um diagrama de nível de energia para:
• “C” no estado fundamental: 1s2 2s2 2p2
• Cloro: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Configuração Eletrônica dos Átomos
15
• No estado fundamental: elétrons são dispostos de
acordo com os princípios da química quântica
(Aufbau, regra de Hund, princípio da exclusão de
Pauli, etc.) que ditam a forma de mais baixa energia,
do átomo.
• No estado excitado: elétrons são promovidos de um
nível de energia menor para um nível de energia
maior, por exemplo com um elétron em 2s para 2p.
Quando os elétrons retornam ao estado fundamental,
energia é liberada.
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Configuração Eletrônica dos Átomos
Estruturas de Lewis 
• Gilbert N. Lewis & W. Kössel (1916)
• Camada de Valência:
– A camada mais externa de um átomo contendo
elétrons.
• Elétrons de Valência:
– Elétrons na camada de valência de um átomo
são usados para formar ligações químicas; e em
reações químicas.
• Estruturas (de pontos) de Lewis:
– O símbolo de um elemento representa o núcleo e
todos os elétrons mais internos.
– Pontos representam elétrons na camada de
valência do átomo.
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Regra do Octeto
Modelo de Ligação de Lewis
• Átomos interagem de tal maneira que cada átomo
participante adquire a configuração eletrônica do gás nobre
de número atômico mais próximo.
– Um átomo que ganha elétrons torna-se um ânion.
– Um átomo que perde elétrons torna-se um cátion.
– A atração de ânions e cátions leva a formação de sólidos
iônicos. Esta interação iônica é normalmente chamada de
ligação iônica.
– Um átomo pode compartilhar elétrons com um ou mais
átomos para completar sua camada de valência; uma
ligação química formada pelo compartilhamento de
elétrons é chamada de ligação covalente.
– Ligações podem ser parcialmente iônicas ou
parcialmente covalentes; estas ligações são chamadas
ligações covalentes polares
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Estruturas de Lewis
• Símbolos de Lewis para elementos com 1-18 elétrons.
20
Configuração eletrônica dos elementos 1-18 (estado fundamental)
Primeiro período* segundo período terceiro período
Eletronegatividade
• Eletronegatividade:
– Uma medida da atração de um átomo pelos
elétrons que ele compartilha com outro átomo
numa ligação química.
• Escala de Pauling:
– Varia de 0,7 (Cs) a 4,0 (F)
– Geralmente aumenta da esquerda para direita
num período.
– Geralmente aumenta de baixo para cima num
grupo (família).
21
Eletronegatividade
22
Formação de Íons
Geral:
• Íons serão formados se a diferença na eletronegatividade
entre os átomos que interagem for 1,9 ou maior.
• Exemplo: sódio (EN 0,9) e flúor (EN 4,0)
• Usamos meia seta curvada para mostrar a transferência de
um elétron do “Na” para “F”.
• Na formação Na+F-, o único elétron 3s do “Na” é transferido
para a camada de valência parcialmente preenchida do “F”.
+ F-(1s
22s
22p
6)Na +(1s
22s
22p
6)F(1s
22s
22p
5)+Na(1 s
22s
22p
63s
1)
23
Na + F Na + F
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Ligações Químicas
1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A
Ligações Covalentes
• A ligação covalente mais simples é aquela no H2
– O único elétron de cada “H” se combina para formar um
par de elétrons.
– Um par de elétrons compartilhado funciona de duas
maneiras simultaneamente; são compartilhados pelos 2
átomos e preenchem a camada de valência de cada átomo
“H”.
• O número de elétrons compartilhados
– Um par de elétrons compartilhados forma uma ligação
simples
– Dois pares compartilhados formam uma ligação dupla
– Três pares compartilhados formam uma ligação tripla
H H H-H+ • ∆H0 = -435 kJ (-104 kcal)/mol•
25
• Para escrever uma estrutura de Lewis
– Determine o número de elétrons de valência.
– Determine o arranjo dos átomos (conectividade).
– Conecte os átomos através de ligações simples.
– Arranje os elétrons remanescentes que forma que
cada átomo tenha a camada de valência completa.
– Mostre um par de elétrons ligante como uma única
linha.
– Mostre os pares de elétrons não-ligantes (um par
isolado) como um par de pontos.
– Numa ligação simples átomos compartilham um par
de elétrons, numa ligação dupla eles compartilham
dois pares de elétrons e numa ligação tripla eles
compartilham três pares de elétrons.
Estruturas de Lewis
27
• Para escrever uma estrutura de Lewis
– Determine o número de elétrons de valência.
– Determine o arranjo dos átomos (conectividade).
– Conecte os átomos através de ligações simples.
– Arranje os elétrons remanescentes que forma que
cada átomo tenha a camada de valência completa.
– Mostre um par de elétrons ligante como uma única
linha.
– Mostre os pares de elétrons não-ligantes (um par
isolado) como um par de pontos.
– Numa ligação simples átomos compartilham um par
de elétrons, numa ligação dupla eles compartilham
dois pares de elétrons e numa ligação tripla eles
compartilham três pares de elétrons.
Estruturas de Lewis
29
No elétrons não 
compartilhados
Carga Formal
• Carga Formal: A carga de um átomo numa molécula ou num íon
poliatômico.
• Para determinar a carga formal
1. Escreva uma estrutura de Lewis correta para a molécula ou
íon.
2. Assinale em cada átomo todos os seus elétrons não
compartilhados (não-ligantes) e metade de seus elétrons
compartilhados (ligantes).
3. Compare este número com o número de elétrons de valência
no átomo neutro não ligado.
4. A soma de todas as cargas é igual a carga total na molécula
ou íon. 30
Carga 
formal
No elétrons de 
Valência do 
átomo neutro,
Não ligado
No elétrons 
compartilhados
2
• Para escrever uma estrutura de Lewis
1) Determine o arranjo dos átomos: Fórmula molecular e
conectividade são determinadas experimentalmente!
Ex. Nitrito de metila CH3NO2: C-O-N-O; H3C-
2) Contar o número de elétrons de valênciadisponível:
Molécula neutra: No igual a soma dos e- de valência
“H” contribui com 1 e-; “C” 4 e-; “N” 5 e-; “O” 6e-
Total (CH3NO2) = 24 elétrons (3H, 1C, 1N, 2O)
3) Conecte os átomos através de ligações simples (par e-):
Estrutura parcial
H3C-O-N-O
4) Arranje os elétrons remanescentes de forma que cada átomo
tenha a camada de valência completa: no e- compartilhados (2 x
no ligações) subtraído do no total e- fornece o no e- que serão
adicionados para completar a estrutura. (24 e- no total menos 12
e- (6 ligações), logo o saldo é de 12 elétrons.
Estruturas de Lewis
31
• Para escrever uma estrutura de Lewis
5) Adicione elétrons em pares de forma que a maioria dos átomos possuam 8
e- (“H” é limitado a 2 e-). Quando o No elétrons for insuficiente para
fornecer um octeto para todos os átomos, distribua elétrons nos átomos
em ordem DECRESCENTE DE ELETRONEGATIVIDADE.
- Mostre os pares de elétrons não-ligantes (um par isolado) como um par de
pontos.
6) Se um ou mais átomos tiver menos que 8 e-, use pares de e- não
compartilhados num átomo adjacente para formar uma ligação dupla ou
tripla para completar o octeto.
Estruturas de Lewis
C
H
H
H
O N O
C
H
H
H
O N O C
H
H
H
O N O
estrutura alternativa: satisfaz octeto, mas 
“menos estável”!
contribuinte principal
(“mais estável”) 32
• Escrevendo uma estrutura de Lewis...
Estruturas de Lewis
C
H
H
H
O N O C
H
H
H
O N O
estrutura alternativa: satisfaz octeto, mas 
“menos estável”!
contribuinte principal
(“mais estável”)
33
Exemplo: nitrito de metila ( )
CH3NO2
Exercício: Fazer as estruturas de Lewis para o nitrometano
CH3NO2
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Exercício: Se você estiver com dificuldade para prestar atenção
durante esta aula, seus níveis de acetilcolina (um neurotransmissor)
podem ser o culpado! Identifique quaisquer cargas formais na
estrutura abaixo da acetilcolina.
Conceitos Básicos
acetilcolina
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Sumário: Estruturas de Lewis (Kekulé)
Grupo
Carga Formal
+ 1
Carga Formal
_ 1
Carga Formal
0
• Exercício: Desenhe as estruturas de Lewis
(Kekulé) e mostre quais átomos em cada
exemplo apresentam carga formal.
36
Estruturas de Lewis
• Linus Pauling – anos 1930
– Muitas moléculas e íons são melhor descritos
escrevendo duas ou mais estruturas de Lewis.
– Estruturas de Lewis individuais são chamadas
estruturas contribuintes.
– Estruturas contribuintes individuais são
conectadas pela seta de ponta-dupla
(ressonância).
– A molécula ou íon é um híbrido das várias
estruturas contribuintes.
Ressonância
40
• Formalismo da seta curva: Símbolo usado para
mostrar a redistribuição de elétrons de valência.
• Usando setas curvas, existe apenas duas maneiras
de redistribuição de elétrons:
– De uma ligação πpara um átomo adjacente.
– De um par isolado num átomo para uma ligação
adjacente.
• O fluxo de elétrons é útil em Química Orgânica!
Ressonância
43
• Exemplos: estruturas contribuintes equivalentes.
Ressonância
44
íon acetato
(estruturas contribuintes equivalentes)
íon etanoato
(íon acetato)
• Para muitas moléculas e íons, uma única estrutura de Lewis não
fornece uma representação adequada.
• Exemplo: íon carbonato
– É um híbrido de 3 estruturas contribuintes equivalentes.
– A carga negativa está distribuída igualmente entre os 3
oxigênios.
Ressonância
46
• Todas as estruturas contribuintes devem:
1. Ter o mesmo número de elétrons de valência.
2. Obedecer as regras de ligação covalente:
– Não mais que dois elétrons na camada de valência
do “H”.
– Não mais que oito elétrons na camada de valência de
um elemento do 2o período.
3. Diferir apenas na distribuição dos elétrons de valência;
a posição de todos os núcleos devem ser a mesma.
4. Ter o mesmo número de elétrons emparelhados e
desemparelhados.
Ressonância
47
• Preferência 1: Camada de valência preenchida
– Estruturas na qual todos os átomos tem camadas de
valência preenchidas contribuem mais que aquelas com
uma ou mais camadas de valência não preenchidas.
Ressonância
48
contribuinte principal 
(ambos “C” e “O” possuem 
camada de valência completa)
menor contribuinte
(“C” possui apenas 6 e- na 
camada de valência)
• Preferência 2: número máximo de ligações covalentes
– Estruturas com um número maior de ligações covalentes
contribuem mais que aquelas com menor número de
ligações covalentes.
Ressonância
49
contribuinte principal 
(8 ligações covalentes)
menor contribuinte
(7 ligações covalentes)
• Preferência 3: Menor separação de carga contrárias
– Estruturas com separação de cargas contrárias
contribuem menos que aquelas sem separação de cargas.
Ressonância
50
contribuinte principal 
(sem separação de cargas 
contrárias)
menor contribuinte
(separação de cargas 
contrárias)
• Preferência 4: carga negativa no átomo mais
eletronegativo.
– Estruturas que levam uma carga negativa no átomo mais
eletronegativo contribui mais que aquelas com carga
negativa num átomo menos eletronegativo.
Ressonância
51
contribuinte 
principal 
contribuinte 
menor 
não deve ser 
desenhada!
Exceções a Regra do Octeto
• Moléculas que contém átomos do Grupo 3A,
particularmente boro e alumínio.
52
trifluoreto de boro
cloreto de alumínio
6 elétrons na camada de 
valência do Boro e do 
Alumínio
Exceções a Regra do Octeto?
• Átomos do 3o Período são freqüentemente desenhados com
mais ligações que permitido pela regra do octeto.
• O “P” na trimetilfosfina obedece a regra do octeto devido ter 3
ligações e um par não compartilhado.
• Contudo, uma representação comum do ácido fosfórico têm 5
ligações no “P”, a qual é explicada invocando o uso dos
orbitais 3d para acomodar as ligações adicionais.
53
trimetilfosfina pentacloreto de fósforo ácido fosfórico
• Enxofre é comumente representado com número variável de
ligações. Em cada uma das estruturas alternativas, “S” obedece a
regra do octeto.
Exceções a Regra do Octeto?
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sulfeto de 
hidrogênio
dimetilsulfóxido
(DMSO)
cargas 
formais
ácido sulfúrico
carga 
formal
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NIVELAMENTO
Q1: As fórmulas estruturais abaixo foram retiradas exatamente como se
encontravam apresentadas em um livro publicado em 1990. Todas as fórmulas
apresentam um ou mais erros. Identifique os erros, assinalando-os em cada
estrutura
O
O
(III)
H3C N N CH2OH
O
(II)
N N
NH
NH
(I)
Q6: Desenhe as estruturas de ressonância para cada composto abaixo:
CH3C
O
O
a) b) CH3C
NH2
O