apostila de quimica organica Thiago Viana
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apostila de quimica organica Thiago Viana


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mostrado na figura a seguir. Pode-se observar que dez elétrons ocupam orbitais ligantes (\u3c31s, 
\u3c32s, \u3c32px , \u3c32py e \u3c32pz ) e seis orbitais antiligantes (\u3c0*1s, \u3c0*2s, \u3c0*2py e \u3c0*2pz). Note que no 
preenchimento dos orbitais moleculares para a formação da molécula de oxigênio existem 
dois elétrons desemparelhados em orbitais antiligantes \u3c0*2py e \u3c0*2pz o que explica perfeita-
mente as propriedades paramagnéticas da molécula de oxigênio.
5 Teoria de Ligação de Valência (t lv)
A teoria da ligação de valência (t lv ) foi desenvolvida em 1927 por Heitler e London como 
uma interpretação da teoria de Lewis sob o ponto de vista da mecânica quântica, ou seja, ela 
descreve a formação da ligação química a partir da sobreposição dos orbitais atômicos de 
valência, sem que ocorra, no entanto perda das características individuais destes.
- O=O
Orbital atômico Orbital atômico Orbital atômico Orbital atômico
Orbital molecular Orbital molecular
Molécula de Oxigênio
EN
ER
G
IA
1s
2s
2p
x y z x y z
\u3c3
\u3c3
\u3c3
\u3c3\u2217
\u3c3\u2217
\u3c3\u2217
pipi
pi\u2217 pi\u2217
x y z x y z
\u3c3
\u3c3
\u3c3
\u3c3\u2217
\u3c3\u2217
\u3c3\u2217
pipi
pi\u2217 pi\u2217
20
nota
A força da ligação é proporcional à superposição dos orbitais atômicos. 
Em conseqüência os átomos na molécula tendem a ocupar uma posi-
ção em que haja um máximo de superposição entre os orbitais.
Como exemplo descrevemos novamente a formação da molécula de hidrogênio (H2), onde 
para a formação da ligação ocorre a sobreposição de dois orbitais atômicos dos hidrogênios. 
Por razões derivadas do princípio de Pauling, somente elétrons com spins emparelhados 
podem contribuir para uma ligação na t lv.
No exemplo acima, a ligação formada é denominada de ligação sigma (\u3c3). Uma ligação \u3c3 
tem uma simetria cilíndrica ao redor do eixo internuclear, e os elétrons têm um momento 
angular orbital zero sobre esse eixo.
Conforme descrito na teoria dos orbitais moleculares, uma ligação \u3c0 surge do emparelha-
mento dos elétrons em dois orbitais p que se aproximam lado a lado. Um elétron em uma 
ligação \u3c0 tem uma unidade de momento angular sobre o eixo internuclear. 
Cabe ressaltar que a sobreposição dos orbitais atômicos para formar a ligação \u3c0 é menos 
eficiente do que a sobreposição dos orbitais na formação da ligação \u3c3, o que explica o fato 
da ligação \u3c3 ser mais forte do que a ligação \u3c0.
6 Orbitais Híbridos
A extensão dos conceitos de orbitais atômicos para moléculas providencia uma correlação 
interessante com as propriedades da molécula de hidrogênio, mas não é suficiente para rela-
tar muitas características de compostos orgânicos mais complexos.
Precisamos agora olhar diferentes formas de combinar mais de dois átomos ao mesmo tempo. 
Para algumas moléculas como o h2S e ph3, que possuem todos os ângulos iguais a 90
o, as liga-
ções são feitas diretamente com os orbitais atômicos p (que possuem ângulos de 90o) do átomo 
central mediante a combinação simples com os orbitais atômicos 1s do átomo de hidrogênio.
+ + + +
1s 1s
=
H2
+ +
(1s)
P
H
H
H
(1s)
(1s)
px
py
p z
S
H
H
(1s)
(1s) px
py
ORBITAIS P DO ÁTOMO
DE FÓSFORO
ORBITAIS P DO ÁTOMO
DE ENXOFRE
21 
Entretanto, como podemos explicar os ângulos das ligações na molécula de água (104º), na 
amônia (107º) e no metano (109º) através da combinação dos orbitais p dos átomos centrais, 
que como mostrado anteriormente possuem ângulos de 90º com os orbitais 1s dos átomos de 
hidrogênio? Além disso, como explicar as geometrias dessas moléculas onde as duas primei-
ras são quase tetraédricas e o metano tetraédrico?
Pauling e Slater desenvolveram um modelo modificado satisfatório para explicar as liga-
ções covalentes em moléculas mais complexas baseado na mecânica quântica introduzindo 
o conceito de hibridação de orbitais.
nota
Hibridação de orbitais, em sua forma mais simples, nada mais é do que uma 
aproximação matemática que envolve a combinação de funções de onda 
individuais dos orbitais s e p de um mesmo átomo para obter novas funções 
de onda correspondentes aos novos orbitais. Esses novos orbitais, tem em 
proporções variáveis, propriedades semelhantes a dos orbitais atômicos 
originais separadamente e são chamados de orbitais atômicos híbridos.
A. Carbono Tetraédrico \u2013 Orbital Atômico Híbrido sp3
O metano (ch4) é o hidrocarboneto mais simples que possui um átomo de carbono tetracoor-
denado. A molécula possui quatro ligações carbono-hidrogênio equivalentes com todos os 
ângulos H-C-H idênticos e igual a 109,5º o que lhe confere uma geometria tetraédrica. Portan-
to, o metano deverá ter quatro orbitais moleculares equivalentes resultantes da sobreposição 
dos orbitais atômicos do carbono com um orbital atômico de um dos hidrogênios. A pergunta 
é como explicar essas propriedades?
O átomo de carbono tem, de fato, quatro elétrons no segundo nível quântico principal, mas 
os dois elétrons atribuídos ao orbital atômico 2s são emparelhados e estão indisponíveis para 
formar novas ligações. Uma maneira de conseguir quatro elétrons disponíveis para formar as 
ligações do átomo de carbono com os átomos de hidrogênio existente na molécula do metano 
é promover um elétron do orbital 2s para o orbital vazio 2p. Apesar da promoção do elétron 
para níveis maiores necessitar de energia adicional, a formação de novas ligações pronta-
mente compensa essa energia. Dessa forma, quatro elétrons desemparelhados atribuídos aos 
orbitais 2s e 2p estão agora disponíveis para formar as quatro ligações do átomo de carbono. 
1s
2s
2p
x y z
1s
2s
2p
x y z
Estado Fundamental Estado Excitado
En
er
gi
a
En
er
gi
a
Orbital atômico
do carbono
Orbital atômico
do carbono
22
Entretanto, ainda existe alguns problemas. Primeiro, se fossem usados diretamente orbital 
atômico 2s e os três orbitais 2p do carbono para efetuar a sobreposição com os orbitais atômi-
cos 1s dos hidrogênios não seriam formados, obviamente, quatro orbitais moleculares ligan-
tes idênticos como ocorre na molécula do metano. Segundo, o orbital atômico 2p do carbono 
não tem a geometria correta para permitir um arranjo tetraédrico dos átomos de hidrogênio 
em torno do átomo de carbono. Isso deverá fornecer uma sobreposição inadequada entre os 
orbitais atômicos o que acarretaria na formação de uma ligação fraca, o que não ocorre na 
molécula do metano. Como solucionar esses problemas? 
A formação de quatro orbitais atômicos híbridos sp3 para o átomo de carbono soluciona esses 
problemas e explica satisfatoriamente as propriedades da molécula do metano. Nesse modelo, 
quatro orbitais são misturados \u2013 hibridizados \u2013 e quatro novos orbitais atômicos híbridos 
degenerados (mesma energia) são obtidos. Esses orbitais híbridos são chamados de orbitais sp3 
para indicar que eles possuem um 1/4 do caráter de um orbital s e 3/4 do caráter de um orbital p.
2s
\u3c8+
\u3c8\u2212
x
2px
y
2py
z
2pz
2s
2py
sp3
ORBITAL
ORBITAL
ORBITAL
ORBITAL
ORBITAL HÍBRIDO
QUATRO ORBITAIS DESSES
SÃO FORMADOS
nota
O tratamento matemático da hibridação dos orbitais também mostra 
que os quatro orbitais sp3 deverão ser orientados com ângulos de 109, 
5º. Esse valor é precisamente a orientação espacial dos quatro átomos 
de hidrogênio em torno do carbono na molécula do metano.
Para facilitar o entendimento nesse texto só serão mostrados os orbitais moleculares ligan-
tes formados pela sobreposição dos orbitais atômicos híbridos com outros orbitais atômicos 
híbridos ou não.
1s
2s
2p
x y z
1s
2s
2p
x y z
1s
ESTADO FUNDAMENTAL ESTADO EXCITADO ESTADO HIBRIDIZADO
EN
ER
G
IA
EN
ER
G
IA
E N
ER
G
IA
Orbital atômico
do carbono
Orbital atômico
do carbono