1.ESTRUTURA E REATIVIDADE

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Química Orgânica 2
Prof. Magela
Estrutura, reatividade 
e mecanismos
Números de Ligação Importantes
H F ICl Bruma ligação
Oduas ligações
Ntrês ligações
Cquatro ligações
Substâncias Covalentes
• Igual compartilhamento de elétrons: ligação covalente 
não-polar (e.g., H2) 
• Compartilhamento de elétrons entre átomos com 
Eletronegatividade diferente: ligação covalente polar
(e.g., HF)
• Uma ligação polar tem uma extremidade positiva e 
uma extremidade negativa
Momento de dipolo (D) = m = e x d
(e) : grandeza da carga no átomo
(d) : distância entre as duas cargas
Um Dipolo
LIGAÇÕES COVALENTES
•Teoria da Ligação de Valência
•Teoria dos Orbitais Moleculares
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
Uma ligação covalente ocorre quando dois átomos se
aproximam (distância ótima= comp// da ligação ) de modo
que um orbital de um dos átomos, ocupado por um elétron,
se superpõe a um orbital do outro átomo, também com um
elétron.
Conforme a interpenetração de orbitais no
espaço, teremos ligação covalente: sigma ()
ou pi ().
Ligação covalente sigma () é aquela em que os
orbitais atômicos se interpenetram
frontalmente, segundo um mesmo eixo.
Dependendo do(s) tipo(s) de orbital(is)
atômico(s) envolvido(s) na formação do orbital
molecular, classificam-se em:
 Sigma s-s (s-s): interpenetração de dois
orbitais atômicos do tipo s;
 Sigma s-p (s-p): interpenetração de um
orbital atômico do tipo s e um orbital atômico do
tipo p;
Sigma p-p (p-p): Interpenetração de dois orbitais 
atômicos do tipo p.
A ligação sigma () é uma ligação forte e que 
necessita de muita energia 
para ser rompida.
INTERAÇÕES: ENERGIA,SIMETRIA E TAMANHO
Uma ligação covalente entre dois átomos por
meio de eixos paralelos é do tipo pi ()
Ligação covalente pi () é aquela em que os 
orbitais atômicos se
interpenetram segundo eixos paralelos.
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR
Descreve a formação da ligação covalente como
uma combinação matemática de orbitais atômicos
(funções de onda) para formar orbitais moleculares,
assim chamados porque pertencem à molécula
inteira e não a um átomo individual.
1. No primeiro caso, ocorre grande interação
entre os orbitais atômicos
2. O orbital molecular ligante apresenta menor
energia que os orbitais atômicos.
3. Os orbitais atômicos contribuem igualmente
4. Para formar a OM.
5. A ligação entre A e B é PURAMENTE
COVALENTE
6. É mais fácil sofrer fissão radicalar. Se fissão
heterolítica ocorrer é possível formar A+, B
- ou
A- B+
1. No segundo caso, ocorre pouca interação
entre os orbitais atômicos
2. O orbital molecular ligante apresenta muito
menor energia que o orbital atômico A.
3. O orbital atômico B contribue mais para
formar a OM.
4. A ligação entre A e B é COVALENTE, com
carater eletrostática,
5. É mais fácil sofrer fissão heterolítica A+, B
-
mas pode sofrer fissão radicalar.
1. No terceiro caso não ocorre compartilhamento
de elétrons entre os orbitais atômicos
2. O orbital do ânion tem mesma energia que o
orbital atômico B.
3. O orbita vazio do cátion tem mesma energia
que o orbital atômico A
4. A ligação entre A e B é iônica, o composto
existe como ÍONS A+ B_
Os orbitais usados na formação de ligação determina
os ângulos de ligação
• Ângulos de ligação tetraédrico: 109,5°
• Os pares de elétrons se distribuem no espaço o mais 
distante possível um do outro
Orbitais Híbridos do Etano 
Ligação no Eteno: Uma Ligação Dupla
• O ângulo de ligação no carbono sp2 é120°.
• O carbono sp2 é o carbono trigonal planar.
Um carbono hibridizado em sp2
Ligação no Etino: Uma Ligação Tripla
• Ângulo de ligação do carbono sp : 180°.
• Uma ligação tripla consiste de uma ligação  duas 
ligações .
Ligação no Cátion Metila
Ligação no Ânion Metila
Ligação na Água
Resumo
• Uma ligação  é mais fraca do que uma ligação .
• Quanto maior a densidade eletrônica na região de 
sobreposição dos orbitais, mais forte é a ligação.
• Quanto maior o caráter s, menor e mais forte é a 
ligação.
• Quanto maior o caráter s, maior é o ângulo de ligação.
LIGAÇÃO C=C E C=O
Ligação C=O covalente com caráter eletrostático
Quebra heterolítica mais favorável.
HIBRIDAÇÃO: o carbono apresenta compostos com hibridação sp3,
sp2 e sp.
CONJUGAÇÃO: moléculas com ligações múltiplas alternadas .
BENZENO E AROMATICIDADE:
Regra de Huckel: 4n+2 é  para anéis monocíclicos.
QUEBRA E FORMAÇÃO DE LIGAÇÃO
Fissão homolítica: tende a ocorrer em fase gasosa ou em
solução com solventes apolares.
Fissão heterolítica: tende a ocorrer em solução com
solventes polares.
Fatores que influenciam a disponibilidade de elétrons:
•Efeito indutivo: envolve elétrons de ligação ; o par de
elétrons da ligação covalente fica mais atraído pelo átomo
mais eletronegativo.
O efeito indutivo é um efeito permanente e interferente
nas propriedades físicas das moléculas, ex.: momento
de dipolo.
•Efeito mesomérico ou conjugativo: envolve
elétrons de sistemas .
Este efeito justifica, por exemplo, a acidez do fenol:
•Efeitos temporários:
•Indutomérico
•Eletromérico
Hiperconjugação: interação -.
Efeito indutivo
Porém, quando os grupos alquilas encontram-se 
a insaturação, há uma inversão do efeito de doar
elétrons:
H3C > MeCH2 > Me2CH > Me3C
•Efeito estérico
Clássico: 
Também impedimento de deslocalização de elétrons :
•Tipos de reagentes
Eletrofílicos: deficientes de elétrons
O S
O
O
+++
-
-
-
Ex:
NO2, 
+NO, R3C, BF3
Nucleofílicos: ricos em elétrons
Ex.: OH-, CN-, BH , H-, RMgBr, Rli
Tipos de reações
Substituição
Adição
Eliminação
Rearranjos
CARBOCÁTIONS E CARBÂNIONS