Cap 1

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Química Orgânica 1
Curso: Química Tecnológica / Química Licenciatura
1º Semestre 2013
Prof. Ricardo Silva Porto
Química Orgânica 1 – Licenciatura em Química
Química Tecnológica
Conteúdo: Cap. 1 ao 7 {Livro Solomons Química Orgânica}
Provas: P1 – 13/05/2013 – AB1
P2 - 17/06/2013 
P3 - 29/07/2013 
Reavaliação – 5/08/2013
Prova Final – 12/08/2013
Presença: Obrigatória
AB2
Notal Final: AB1 + AB2 / 2 ≥ 6,85
Revisão de notas: poderá ser solicitada até 03 (três) dias úteis após o conhecimento do
resultado da avaliação, através de justificativas, por escrito, apresentadas ao(à)
Coordenador(a) do Curso correspondente.
Reavaliação: é uma condição prevista em cada disciplina para o aluno que obtiver nota
inferior a 7,0 (sete) ou faltou a uma das duas Avaliações Bimestrais. Ele terá direito, no final
do semestre letivo, de ser reavaliado naquela em que obteve a menor pontuação,
prevalecendo, neste caso a maior nota.
Segunda chamada: a ser realizada até 05 (cinco) dias após a realização da primeira
chamada, é assegurada ao aluno que, não tendo comparecido à Prova Final (PF), comprove
impedimento legal ou motivo de doença, devendo requerê-la ao respectivo Colegiado de
Curso, no prazo de 48 (quarenta e oito) horas, após a realização da Prova Final a que deixou
de comparecer.
Estrutura Atômica
• Os compostos que conhecemos são feitos por elementos combinados em diferentes
proporções
• Elementos são feitos por átomos. Um átomo consiste em um núcleo denso, carregado
positivamente,contendo prótons e nêutrons e rodeado por uma nuvem de elétrons
• Cada próton do núcleo contém uma carga positiva; elétrons contém uma carga negativa.
Nêutrons são eletricamente neutros.
• Prótons e nêutrons têm massas quase iguais e são cerca de 1800x mais pesados que os
elétrons. A maior parte da massa do átomo vem do núcleo. A maior parte do volume do
átomo, no entanto, vem do elétron (10.000x maior do que o volume do núcleo)
Estrutura Atômica
• Cada elemento é distinguido por um número atômico (Z), que equivale ao número de
prótons em seu núcleo. Devido ao átomo ser eletricamente neutro, o número atômico é
igual ao número de elétrons em sua nuvem eletrônica
Elétrons de Valência
• Os elétrons existentes ao redor do núcleo existem em camadas de energia cada vez
maiores e cada vez mais distantes do núcleo atômico.
• A camada mais importante, chamada camada de valência, é a camada mais externa, pois
os elétrons nessa camada são aqueles que o átomo utiliza para fazer reações químicas com
outros átomos para fazer compostos
• O número de elétrons na camada de valência (chamados elétrons de valência) é igual ao
número do grupo do átomo na tabela periódica.
Teoria Estrutural
Premissas Principais
• Valência: os átomos em compostos orgânicos formam um número fixo de ligações
utilizando seus elétrons do nível mais externo (elétrons de valência)
• Um átomo de carbono pode usar um ou mais dos seus elétrons de valência para formar
ligações com outros átomos de carbono
Isômeros
• Isômeros são moléculas diferentes que possuem a mesma fórmula molecular
• Existem diferentes tipos de isômeros
• Exemplo: Considere dois compostos de fórmula molecular C3H6O.
• Estes compostos não podem ser distinguidos com base na fórmula molecular , entretanto
eles tem diferentes estruturas.
• Os dois compostos diferem na conectividade de seus átomos.
Isômeros Constitucionais
• Isômeros constitucionais são um dos vários tipos possíveis de isômeros
• São compostos diferentes que têm a mesma fórmula molecular,mas diferente
conectividade entre os átomos
• Eles freqüentemente se diferem em suas propriedades físicas (isto é, ponto de ebulição,
ponto de fusão, densidade, etc) e em suas propriedades químicas.
Formato tridimensional das moléculas
• Virtualmente, todas as moléculas possuem uma superfície tridimensional, a qual não é
representada com exatidão quando representadas por desenhos.
• Em 1874 van’t Hoff and le Bel propuseram que a molécula do metano se encontra num
arranjo tetraédrico, onde as quatro ligações C-H estão apontadas para o vértice de um
tetraedro regular
Ligações Químicas: A regra do octeto
• Os átomos formam ligações para produzir a configuração de um gás nobre, isto porque
esta configuração é particularmente estável.
• Para a maioria dos átomos de interesse (C, H, N, O, S, P, Cl,...) isto significa atingir uma
configuração de camada de valência de 8 elétrons correspondendo à configuração mais
próxima a de um gás nobre.
• Átomos com configuração eletrônica próxima ao do átomo de hélio têm em sua camada
de valência 2 elétrons.
• Os átomos podem formar ligações iônicas ou covalentes para satisfazer a regra do octeto
Eletronegatividade
• A eletronegatividade é a habilidade de um átomo em atrair elétrons
• Ela aumenta da esquerda para a direita e debaixo para cima na tabela periódica (excluindo
os gases nobres)
O fluor é o mais eletronegativo dos átomos e é o que melhor estabiliza o excesso de 
densidade eletrônica
Ligações iônicas
• Quando as ligações iônicas são formadas, os átomos ganham ou perdem elétrons para
atingir a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo
• Neste processo os átomos se tornam iônicos
• Os íons resultantes possuem cargas opostas e se atraem para formar ligações iônicas
• Isto geralmente ocorre entre átomos com eletronegatividades bem diferentes
• Exemplo: O lítio perde um elétron para ter configuração do átomo de hélio e se tornar
carregado positivamente. O flúor ganha um elétron para ter a configuração do atomo de
neônio e se tornar carregado negativamente. O lítio carregado positivamente e o flúor
carregado negativamente formam uma ligação iônica forte (formam uma rede cristalina)
Ligações covalentes
• Ligações covalentes ocorrem entre atomos com eletronegativade similares (normalmente
estao próximos entre si na tabela periodica)
• Os atomos atigem o octeto compartilhando seus elétrons de valência
• A partir destas ligações covalentes são formadas as moléculas
• Os elétrons de valência podem ser indicados por pontos (fórmula de pontos ou estruturas
de Lewis), mas isto despende muito tempo para escrevê-las
• A maneira usual de indicar dois elétrons numa ligação é usar uma linha (uma linha = dois
elétrons)
• Escrevendo estruturas de Lewis
1. As estruturas de Lewis mostram as ligações entre os átomos em uma molécula ou
íon utilizando apenas os elétrons de valência dos átomos envolvidos. Os elétrons
de valência são aqueles do nível mais externo de um átomo
2. Para elementos do grupo principal, o número de elétrons de valência com o qual
um átomo neutro contribui para uma estrutura de Lewis é o mesmo número do
seu grupo na tabela periódica. O carbono por ex. está no grupo IVA e tem quatro
elétrons de valência; os halogênios (Flúor por ex.) estão no grupo VIIA e cada
um tem sete elétrons de valência; o hidrogênio está no grupo IA e tem um elétron
de valência
3. Se a estrutura que estamos desenhando é um íon negativo (um ânion),
adicionamos um elétron ao seu número de elétrons de valência original para cada
carga negativa que ele possua. Se a estrutura é um íon positivo (um cátion),
subtraímos um elétron para cada carga positiva
• Escrevendo estruturas de Lewis
4. Ao desenharmos as estuturas de Lewis, tentamos fornecer a cada átomo a
configuração eletrônica de um gás nobre. Para fazer isso, desenhamos as
estruturas onde os átomos compartilham elétrons para formar ligações
covalentes ou transferem elétrons para formar íons.
a) O hidrogênio forma uma ligação covalente através do compartilhamento de seu
elétron com um elétron do outro átomo, de tal forma que ele possa ter dois
elétrons de valência,o mesmo número do gás nobre hélio
b) O carbono forma quatro ligações covalentes através do compartilhamento de
seus quatro elétrons de valência com quatro elétrons de valência de outros
átomos, de tal forma que ele possa ter oito elétrons (o mesmo número da
configuração eletrônica do neônio, satisfazendo a regra do octeto)
c) Para atingir um octeto de elétrons de valência, elementos tais como nitrogênio, o
oxigênio e os halogênios normalmente compartilham apenas alguns de seus
elétrons de valência através de ligações covalentes, deixando outros como pares
de elétrons não compartilhados
Exemplo
• Escreva a estrutura de Lewis para o CH3F
- Encontra-se o número total de elétrons de valência de todos os átomos
- Utiliza-se pares de elétrons para formar ligações entre todos os átomos que estão ligados entre si.
Representamos esses pares ligantes com linhas. No nosso exemplo, isso requer quatro pares de elétrons
(8 dos 14 elétrons de valência)
- Adiciona-se então os elétrons restantes em pares, de forma a fornecer a cada hidrogênio, 2 elétrons e
cada um dos outros átomos 8 elétrons. No nosso exemplo, distribuímos os 6 elétrons de valência
restantes no átomo de flúor nos três pares não ligantes
Exceções à regra do octeto
• A regra do octeto se aplica somente para atomos do segundo periodo da tabela periódica
(C, O, N, F) os quais são limitados para eletrons de valência dos orbitais 2s e 2p
• Para outros elementos deste periodo, átomos com menos eletrons são possíveis. Exemplo:
BF3
• Para períodos superiores, outros orbitais são acessíveis e mais de 8 elétrons ao redor de
um átomo são possíveis. Ex: PCl5 e SF6
Exemplo: Escrever a estrutura de Lewis para o íon sulfato (SO4
2-) 
( o átomo de enxofre está ligado aos 4 átomos de oxigênio)
Carga Formal
• O cálculo de cargas formais é simplesmente um método de contabilização de elétrons
• Calcula-se a carga formal de um átomo em particular em uma estrutura de Lewis da
seguinte forma
1. Atribui-se o número de elétrons de valência associados ao átomo relevante na estrutura
de Lewis. Para fazer isso, atribuímos ao átomo:
a) Metade de todos os elétrons que estão na ligação covalente a ele, e
b) todos os seus pares de elétrons não compartilhados
2. Utiliza-se a tabela periódica para determinar-se o número de elétrons de valência que o
átomo teria em seu estado neutro quando não participando de uma ligação
3) Compara-se o número de elétrons de valência atribuído ao átomo em seu estado
ligado ao número de elétrons de valência quando não participa de ligação.
a) Se atribuímos ao átomo na estrutura de Lewis menos elétrons do que ele teria como
um átomo neutro que não participa de ligação, o átomo tem uma carga formal
positiva como uma grandeza correspondente ao número de elétrons na diferença
b) Se atribuímos ao átomo na estrutura de Lewis mais elétrons do que ele teria como
um átomo neutro que não participa de ligação, o átomo tem uma carga formal
negativa como uma grandeza correspondente ao número de elétrons na diferença
4. A soma aritmética de todas as cargas formais em uma molécula ou íons será a carga
total na espécie.
Ex: Íon amônio (NH4
+)
Íon nitrato (NO3
-)
Água e amônia
Resumo das cargas formais
Teoria da ressonância
• Frequentemente, uma única estrutura de Lewis não representa precisamente a estrutura
verdadeira da molécula
• O carbonato real não é representado por qulquer das estruturas 1, 2 e 3
• Experimentalmente, sabe-se que o carbonato não tem duas ligações simples carbono-
oxigênio e uma ligação dupla; todas as ligações são iguais em comprimento e a carga é
dispersada igualmente pelos três oxigênios
• O íon carbonato real pode ser representado por um desenho no qual ligações duplas
parciais aos oxigênios são mostradas e carga parcial negativa existe em cada oxigênio
• A estrutura real é um híbrido ou mistura de três estruturas de Lewis
• Setas de ponta dupla são usadas para mostrar que três estruturas de Lewis em ressonância
contribuem para a estrutura real.
• O uso de setas de equilíbrio é incorreta desde que as três estruturas não estão em
equilíbrio; a estrutura real é um híbrido (média) de todas as três estruturas de Lewis
• Uma forma de ressonância é convertido no outro pelo uso de setas curvas as quais
mostram o movimento dos elétrons
• Um mapa de potencial eletrostático do carbonato mostra claramente que a densidade
eletrônica é dispersa igualmente pelos três oxigênios
Áreas que são vermelhas são mais negativamente
carregadas;
Áreas azuis são relativamente menos densas em elétrons
Regras para ressonância
1. Estruturas de ressonância existem somente no papel
• A molécula real é um híbrido (média) de todas as contribuições
• Formas de ressonância são indicadas pelo uso de setas duplas
2. Apenas elétrons são permitidos se moverem entre as estruturas de ressonância
• A posição dos núcleos deve se manter a mesma
• Apenas elétrons em ligações múltiplas e elétrons não ligantes podem se mover
Exemplo: 3 não é uma estrutura de ressonância uma vez que um átomo de hidrogênio se 
moveu
Regras para ressonância
3. Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis apropriadas
4. A energia da molécula real é mais baixa do que a energia que pode ser prevista para
qualquer estrutura contribuinte
• Esta estabilização é chamada estabilização de ressonância
• Estruturas de ressonância equivalentes contribuem igualmente para o híbrido, e um
sistema descrito por elas tem uma estabilização de ressonância grande
• Estruturas com formas de ressonância equivalentes tendem a ser fortemente estabilizadas
Exemplo
As duas formas do benzeno contribuem igualmente e o estabilizam fortemente
5. Quanto mais estável a estrutura (quando analisada isoladamente), maior será sua
contribuição para o híbrido
• Formas de ressonância mais estáveis contribuirão mais para a estrutura da molécula real
a) Quanto mais ligações covalentes uma estrutura tem, mais estável ela é
Exemplo: A é mais estável e mais importante que B pois tem mais ligações covalentes
b) Separação de cargas diminui a estabilidade
Separação de cargas opostas requer energia resultando em uma contribuição de ressonância
menos estável
c) Formas de ressonância nas quais todos os átomos tem um nível de valência de elétrons
completo (estrutura de gás nobre) são especialmente estáveis e contribuem muito para o
híbrido
O átomo de carbono de B tem apenas 6 elétrons ao seu redor, enquanto o de A tem 8
elétrons. Baseado nisso podemos concluir que A é mais estável e faz maior contribuição
Mecânica Quântica
• Descrição matemática de ligação que leva em conta a natureza de onda dos elétrons
• Uma equação de onda é resolvida para dar uma série de funções de onda para os átomos
• A função de onda psi (Y) descreve uma série de estados com energias diferentes para cada
elétron
• Equações de onda são usadas para calcular:
1. A energia associada com o estado do elétron
2. A probabilidade de encontrar o elétron em um estado particular
Mecânica Quântica
• Sinal de fase: Equações de onda, quando resolvidas, podem ser positivas, negativas ou
zero
• Em analogia com uma onda em um lago, quando a onda está sobre o nível médio do lago,
o sinal é positivo (Y = +); quando a onda está abaixo do lago, o sinal é negativo (Y = - ).
• Quando a onda está exatamente no nível médio do lago, tem um sinal de 0 e é chamado
um nodo (Y = 0).
• Equações de onda podem reforçar uma à outra se elas tem o mesmo sinal ou interferem na
outra se elas têm sinais diferentes
• Funções de onda, sejam elas sons, ondas de lago ou a energia de um elétron,têm a
possibilidade de interferência construtiva ou destrutiva.
• Interferência construtiva ocorre quando funções de onda com o mesmosinal de fase
interagem. Há um efeito de adição e a amplitude entre as duas funções de onda aumenta
• Interferência destrutiva ocorre quando funções de onda com sinais opostos interagem. Há
um efeito de subtração e a amplitude entre as duas funções de onda zera ou muda o sinal.
Orbitais Atômicos
• O quadrado de Y (Y2) dá a probabilidade de encontrar um elétron em um local particular
do espaço
• Um gráfico de Y2 em três dimensões geram as formas dos orbitais s, p, d e f
• Apenas orbitais s e p são muito importantes em química orgânica
• Orbital: uma região do espaço onde a probabilidade de encontrar um elétron é grande
• As representações típicas de orbitais são aquelas nas quais seu volume contém o elétron
90-95% do tempo
• Os orbitais 1s e 2s são esferas centradas ao redor do núcleo
• Cada orbital pode acomodar 2 elétrons
• O orbital 2s é de maior em energia e contém uma superfície nodal (Y = 0) no seu centro
• Cada orbital 2p tem duas esferas quase se tocando (lóbulos)
• Uma esfera tem sinal de fase positivo e a outra sinal de fase negativo; um plano nodal
separa as duas esferas
• Existem 3 orbitais 2p que são perpendiculares (ortogonais) um ao outro.
• Cada orbital p pode acomodar 2 elétron em um total de 6 elétrons.
• Todos os três orbitais p são degenerados (iguais em energia)
• Os orbitals 2p são maiores em energia do que os orbitais 1s e 2s.
Átomos podem ter sua configuração eletrônica descrita, usando as seguintes regras
• Princípio de Aufbau: Orbitais de menor energia são preenchidos primeiro
• Princípio de exclusão de Pauli: Um máximo de 2 elétrons emparelhados podem ser
colocados em cada orbital
• Regra de Hund: Um elétron é adicionado a cada orbital degenerado (de igual energia)
antes de um segundo elétron ser adicionado.
Configuração eletrônica de alguns elementos do segundo período:
Orbitais Moleculares
• Um simples modelo de ligação é ilustrado pela formação de H2 molecular a partir de
átomos de H e a variação na distância
• Região I: Energia total de dois átomos isolados
• Região II: O núcleo de um átomo começa a atrair elétrons do outro: a energia do sistema
diminui.
• Região III: em 0,74Å a atração dos elétrons e núcleos balanceia a repulsão dos dois
núcleos: esta é a distância de ligação do H2.
• Região IV: Energia do sistema aumenta com o aumento da repulsão entre os dois núcleos.
• Este modelo simples de ligação não leva em conta o fato de que os elétrons não são
estacionários mas movem-se constantemente ao redor do átomo
• Princípio da incerteza de Heinseberg: a posição e momento de um elétron não pode ser
conhecida simultaneamente.
• A mecânica quântica resolve este problema abordando sobre a probabilidade (Y 2) de se
encontrar um elétron em um certo local do espaço
• Ao se aproximarem dois átomos um do outro, seus orbitais atômicos (OAs) se sobrepõem
para se tornarem orbitais moleculares (OMs).
• A função de onda dos OAs são combinadas para originar a nova função de onda dos OMs.
• O número de OMs que resulta deve sempre ser igual ao número de OAs usados.
Exemplo: Molécula de H2
• Como os átomos de hidrogênio se aproximam um do outro, seus orbitais 1s (Y1s)
começam a se sobrepor.
• Os OM que se formam agrupam ambos os núcleos
• Os elétrons não estão restritos à vizinhança de um ou outro núcleo
• Cada OM tem um máximo de 2 elétrons com spin emparelhados.
• A soma da função de onda de dois átomos leva ao orbital molecular ligante.
• A subtração de funções de onda de dois átomos leva ao orbital molecular anti-ligante.
• A operação matemática pela qual funções de onda são somadas ou subtraídas é chamada
Combinação Linear de Orbitais Atômicos (CLOA).
Orbital Molecular Ligante
• OAs se combinam por adição (OAs de mesma fase sobrepõem os sinais)
• As funções de onda se reforçam
• Os valores de Y aumentam entre dois núcleos
• Os valores de Y 2 (densidade de probabilidade de elétrons) na região entre dois núcleos
aumenta
• Os dois elétrons entres os núcleos atraem os núcleos um para o outro
• Este é o estado fundamental (estado de menor energia) do OM.
Orbital Molecular Anti-ligante
• Formados por interação de OAs com sinais de fase oposta.
• Funções de onda interferem e um nódulo é produzido (Y = 0).
• Na região entre dois núcleos:
1. um nódulo é produzido;
2. Nos dois lados do nódulo Y é pequeno.
3. Y2 (densidade de probabilidade de elétron) é pequena.
• Elétrons no orbital antiligante evitam a região entre os dois núcleos
• Forças repulsivas entre os núcleos predominam e os elétrons em orbitais antiligantes
fazem os núcleos se distanciarem.
• A energia dos elétrons em orbitais moleculares ligantes é menor do que a energia dos
átomos individuais
• A energia dos elétrons em orbitais antiligantes é maior
• No estado fundamental da molécula de hidrogênio, os elétrons ocupam apenas o
orbital ligante, menor em energia.
Estrutura do metano e do etano: hibridização sp3
• A estrutura do metano com suas 4 ligações tetraédricas idênticas não pode ser adequa-
damente explicadas usando a configuração eletrônica do carbono
• A hibridização dos orbitais de valência (2s e 2p) fornecem 4 novos orbitais idênticos, os
quais podem ser usados para ligação no metano.
• A Hibridização de orbitais é uma combinação matemática das funções de onda dos
orbitais 2s e 2p para se obter funções de onda para os novos orbitais.
• Quando um orbital 2s e 3 orbitais 2p são hibridizados, quatro orbitais novos e
idênticos são obtidos
• Quando quatro orbitais são hibridizados, quatro novos orbitais devem resultar
• Cada novo orbital têm uma parte com caráter s e três partes com caráter p.
• Os quatro orbitais idênticos são orientados em um arranjo tetraédrico
• Os quatro orbitais sp3 são então combinados com um orbital 1s de quatro
hidrogênios para dar o orbital molecular do metano.
• Cada novo orbital molecular pode acomodar 2 elétrons.
• Um orbital sp3 parece um orbital p com um lóbulo extendido. O lóbulo menor
freqüentemente não é desenhado.
• O lóbulo extendido do orbital sp3 pode então se sobrepor bem com um
hidrogênio 1s para formar uma ligação forte.
• A ligação formada é chamada ligação sigma (s) porque ela é circulamente
simétrica quando vista ao longo do eixo de ligação.
• Uma variedade de representações do metano mostra sua natureza tetraédrica e
distribuição eletrônica.
a) Superfície de densidade eletrônica calculada
b) Modelo tridimensional
c) Desenho tridimensional
Etano (C2H6)
• A ligação carbono-carbono é feita a partir da sobreposição de dois orbitais sp3 para formar
uma ligação s.
• A molécula é aproximadamente tetraédrica ao redor de cada carbono
• A representação do etano mostra o arranjo tetraédrico ao redor de cada carbono
a) Superfície de densidade eletrônica calculada
b) Modelo tridimensional
c) Desenho tridimensional
Estrutura do Eteno (etileno) : hibridização sp2
• O eteno (C2H2) contém uma ligação dupla carbono-carbono e pertence à classe de
compostos orgânicos chamados alcenos
• Outro exemplo de alceno é o propeno.
• A geometria ao redor de cada carbono é chamada trigonal plana
• Todos os átomos conectados diretamente ao carbono estão no plano
• As ligações apontam para os vértices de um triângulo regular
• O ângulo de ligação é de aproximadamente 120º
• Existem três ligações s ao redor de cada carbono e estas são formadas usando orbitais
hibridizados sp2
• Os três orbitais hibridizados sp2 surgem da união entre um s e dois p.
• Um orbital p é deixado não-hibridizado
• Os orbitais sp2 são arranjados em um arranjo trigonal plano
• O orbital p é perpendicular (ortogonal) ao plano
• Um orbital sp2 de cada carbono sobrepõe-se para formar uma ligação s carbono-carbono
• Os orbitais sp2 restantes formamligações ao hidrogênio
• Os orbitais p de cada carbono se sobrepõem para formar uma ligação p entre os dois
carbonos
• A ligação p resulta da sobreposição entre os orbitais p acima e abaixo do plano da ligação
s.
• O orbital p ligante resulta da sobreposição dos lóbulos dos orbitais p de mesmo sinal
• O orbital p antiligante resulta da sobreposição de lóbulos de orbitais p com sinais opostos.
• O orbital antiligante tem um nódulo conectando os dois núcleos e outro nódulo entre os
dois carbonos
• O orbital p ligante é menor em energia do que os orbitais antiligantes
• No estado fundamental, dois elétrons de spin emparelhandos são promovidos a um nível
mais baixo
Restrição de rotação e ligação dupla
• Existe uma barreira de energia grande para a rotação (cerca de 264kJ/mol) ao redor da
dupla ligação
• Esta corresponde à força de uma ligação p.
• A barreira rotacional de uma ligação simples C-C é de 13-26kJ/mol
• Esta barreira rotacional resulta porque os orbitais p devem estar bem alinhados para a
sobreposição máxima da ligação p
• Rotação dos orbitais p em 90º quebram totalmente a ligação p
Isomerismo cis-trans
• Isômeros cis-trans são aqueles que resultam de uma rotação restrita sobre a ligação dupla
• Estes isômeros têm a mesma conectividade de átomos e diferem apenas no arranjo dos
átomos no espaço
• Os isômeros cis-trans são uma classe de estereoisômeros
• As moléculas a seguir não se sobrepõem uma com a outra
• Uma molécula é designada cis (grupos do mesmo lado) e a outra trans (grupos de lado
oposto).
Estrutura do etileno (acetileno): hibridização sp
• Acetileno é membro de um grupo de compostos chamados alcinos, os quais têm ligações
triplas carbono-carbono
• Propino é um alcino típico
• O arranjo dos átomos ao redor de cada carbono é linear com ângulos de ligação de 180º
O carbono no etino é hibridizado sp
• Um orbital s e um orbital p são unidos para formar dois orbitais sp
• Dois orbitais p são deixados não-hibridizados
• Os dois orbitais sp são orientados 180º um relativo ao outro ao redor do núcleo de
carbono.
• Os dois orbitais p são perpendiculares ao eixo que passa através do centro dos orbitais sp.
• No etino os orbitais sp nos dois carbonos se sobrepõem para formar uma ligação s.
• Os orbitais sp restantes se sobrepõem com o orbital 1s do hidrogênio
• Os orbitais p de cada carbono se sobrepõem para formar duas ligações p.
• A ligação tripla consiste de uma ligação s e duas ligações p.
• A densidade eletrônica ao redor da ligação carbono-carbono têm simetria circular
• Mesmo se a rotação ao redor da ligação carbono-carbono ocorrer, não resultaria em um
composto diferente.
Comprimento de ligação no etino, eteno e etano
• O comprimento da ligação carbono-carbono é menor à medida que mais ligações
conectam os dois átomos
• Com uma maior densidade eletrônica entre os dois carbonos, há uma “cola” maior ligando
mantendo unidos os núcleos dos carbonos
• O comprimento da ligação carbono-hidrogênio também diminui com um maior caráter s
para a ligação
• Orbitais 2s são mantidos mais próximos do núcleo do que orbitais 2p.
• Um orbital hibridizado com mais porcentagem de caráter s é mais preso ao núcleo do que
um orbital com menos caráter s.
• O orbital sp do etino tem 50% de caráter s e sua ligação C-H é mais curta
• O orbital sp3 do etano tem apenas 25% de caráter s e sua ligação C-H é maior
Geometria molecular: Modelo de repulsão de pares de elétrons da camada de
valência
• Esta é uma teoria simples para predizer a geometria das moléculas
• Todos os elétrons de valência são considerados, incluindo
a) Pares de elétrons envolvidos em ligações simples ou múltiplas
b) Pares não-ligantes e não-compartilhados
• Pares de elétrons repelem uns aos outros e tendem a se afastar o máximo possível um do
outro
• Elétrons não-ligantes tendem a repelir outros elétrons mais do que pares ligantes (são mais
difusos
• A geometria da molécula é determinada pelo número de pares de elétrons (ligantes ou
não) usando princípios de geometria
Metano
• A camada de valência do metano contém 4 pares de elétrons
• Para se afastar o máximo possível um par do outro, eles adotam um arranjo tetraédrico
(ângulo de ligação de 109,5º)
• A molécula do metano é desta forma tetraédrica
Amônia
• Quando os elétrons ligantes e não ligantes são considerados, existem 4 pares
de elétrons
• A molécula é essencialmente tetraédrica mas a forma real dos átomos ligantes
é considerada trigonal plana.
• Os ângulos de ligação são cerca de 107º e não 109,5º porque os elétrons não-
ligantes são mais difusos e comprimem a ligação nitrogênio-hidrogênio.
Água
• Existem 4 pares de elétrons incluindo 2 pares ligantes e 2 pares não-ligantes
• A geometria é novamente essencialmente tetraédrica mas a forma real dos
átomos é considerada ser um arranjo angular
• O ângulo de ligação é cerca de 105º devido aos dois pares não-ligantes difusos
comprimindo os elétrons na ligação oxigênio-hidrogênio
Trifluoreto de boro
• Três pares de elétrons ligantes estão o mais longe possível um do outro em um arranjo
trigonal (ângulo de ligação de 120º)
• Os três flúor estão nos vértices de um triângulo equilátero
Hidreto de Berílio
• Dois pares de elétrons ligantes estão o mais longe possível um do outro em um arranjo
linear (ângulos de 180º)
Dióxido de carbono
• Existem apenas dois tipos de elétrons ao redor do carbono central e a molécula é linear
(ângulo de ligação de 180º)
• A seguir são consideradas geometrias de outras moléculas simples
Como Representar Fórmulas Estruturais
• Químicos orgânicos usam várias formas diferentes de representar fórmulas 
estruturais
• As formas mais comuns são mostradas a seguir:
Fórmulas Estruturais de Traços
• Átomos ligados por ligações simples podem girar livremente em relação aos 
outros
• Essa rotação livre significa que a cadeia de átomos no álcool propílico pode 
assumir uma variedade de arranjos, como estes:
• Fórmulas de traços como estas indicam a maneira com a qual os átomos são 
ligados um ao outro e não são representações das geometrias reais das moléculas
• Exercício: Existem 3 isômeros constitucionais de fórmula C3H8. Escreva as fórmulas 
estruturais para os 3 isômeros
Fórmulas Condensadas
• Nas formulas condensadas, todos os hidrogênios que são ligados a um carbono 
particular, são normalmente escritos após o carbono. O mesmo ocorre para os 
outros átomos. 
• Exercício: Escreva fórmulas condensadas para os seguintes compostos
a) b) 
Fórmulas de linhas
• São as formas mais rápidas de representar os compostos orgânicos, uma vez que nos 
familiarizamos com ela
• C não é escrito para o carbono e H não é escrito para o hidrogênio (a menos que seja 
uma fórmula tridimensional)
• Linhas representam ligações e vértices das linhas representam os carbonos. Hidrogênios 
normalmente são omitidos.
•Hidrogênios ligados a outros átomos que não o carbono, são representados
Fórmulas de linhas
• Fórmulas de linhas são fáceis de representar para moléculas com ligações múltiplas e 
para moléculas cíclicas
• Exercício: Escreva fórmulas de linhas para:
Escreva cada uma das seguintes fórmulas condensadas como fórmulas de linhas:
Escreva fórmulas de traços para cada uma das seguintes estruturas
Fórmulas tridimensionais
• Nestas representações, ligações que são projetadas para cima do plano do papel são
indicadas por uma cunha sólida ( ) e as ligações projetadas para baixo do plano do
papel são indicadas por uma cunha tracejada ( ) e finalmente as ligações no plano do
papel são indicadas por uma linha.
• Para átomos tetraédricos desenhamos as duas ligações no plano respeitando o ângulo
tetraédrico de 109º entre os átomosExercício: Escreva representações tridimensionais para cada uma das seguintes 
moléculas