Aulas 02 e 03

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Ligação Química e Estrutura 
Molecular em Moléculas Orgânicas 
Compostos Orgânicos e Vida 
Ligação química 
• Para entender a química orgânica, primeiramente 
precisamos entender como os compostos são 
formados, como os elementos são mantidos unidos: 
ligação química 
• 3 tipos de ligações químicas: covalente, iônica e 
metálica 
• Todos os átomos tendem a se combinar (ganhar, 
perder ou compartilhar e-) de forma a ficarem com 8 
elétrons na camada de valência, adquirindo a 
configuração de um gás nobre g maior estabilidade 
Ligação química 
• Para entender a química orgânica, primeiramente 
precisamos entender como os compostos são 
formados, como os elementos são mantidos unidos: 
ligação química 
• 3 tipos de ligações químicas: covalente, iônica e 
metálica 
• Todos os átomos tendem a se combinar (ganhar, 
perder ou compartilhar e-) de forma a ficarem com 8 
elétrons na camada de valência, adquirindo a 
configuração de um gás nobre g maior estabilidade 
Ligação covalente 
• Ocorre através do compartilhamento de um par de 
elétrons entre átomos que possuem pequena ou 
nenhuma diferença de eletronegatividade. 
• Classificação das ligações covalentes: 
 Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades 
iguais, os átomos possuem mesma 
eletronegatividade e atraem o par eletrônico 
compartilhado com a mesma intensidade. (C-H) 
 Polar: formadas por átomos de eletronegatividade 
diferentes, o átomo que possui maior 
eletronegatividade atrai o par eletrônico 
compartilhado com maior intensidade.(C=O) 
 
• Quanto maior a diferença de eletronegatividade 
entre os átomos maior a polarização da ligação. 
• Polaridade em moléculas: 
• Cada ligação covalente polar corresponde um dipolo 
elétrico. Em uma molécula, serão tantos dipolos, 
quantas forem as ligações polares. 
 
• A polaridade das moléculas será determinada pela 
soma dos dipolos de suas ligações polares 
• Quando os dipolos das ligações se anularem, a 
molécula será apolar 
 
 
 
 
 
• Quando houver um momento de dipolo resultante, a 
molécula será polar 
 
Como explicar a formação das 
ligações? 
• TLV g Teoria da Ligação de Valência 
• TOM g Teoria dos Orbitais Moleculares 
• Teoria dos orbitais híbridos 
 
Teoria da Ligação de Valência 
• Ligação ocorre pela sobreposição dos orbitais 
atômicos dos elementos 
• Para compreender melhor a TLV devemos relembrar 
alguns conceitos de da estrutura atômica e molecular 
Estrutura atômica 
• Átomos são formados por prótons, nêutrons e 
elétrons 
• Prótons e nêutrons se localizam no núcleo do átomo 
• Os elétrons são melhor descritos como ondas 
• Os elétrons são agrupados em níveis de energia cuja 
energia é universalmente proporcional ao inverso do 
quadrado do número quântico principal (n) 
• Os números quânticos (4) vêm da resolução da 
equação de Schrödinger 
• A Solução da Equação de Schrödinger é uma série de 
funções de onda com níveis de energia associados. 
Estas funções de onda descrevem os orbitais 
atômicos. 
• Orbitais atômicos: região no espaço onde há a maior 
probabilidade de se encontrar um elétron 
2 2
2 2
( ) ( )
8
h
V x E x
m x
 
     
 
• Cada número quântico têm um significado 
• Número quântico principal (n): descreve a energia e 
o tamanho do orbital. Tem valores inteiros 1,2,3,4... 
• À medida que n aumenta, o elétron se afasta do 
núcleo. Consequentemente, o elétron tem maior 
energia e está mais fracamente ligado ao núcleo 
• Número quântico secundário (l): descreve a forma do 
orbital. é uma medida da velocidade com que o 
elétron circula ao redor do núcleo 
• Os valores permitidos de l são 
limitados pelo valor de n e pode 
ser qualquer valor inteiro na 
faixa de 0 a n-1. 
• Número quântico magnético (ml): descreve a 
orientação do orbital 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Pelo princípio de exclusão de Pauli: 2 elétrons em um 
mesmo átomo não podem ter os 4 números 
quânticos iguais g um orbital pode comportar no 
máximo 2 elétrons 
• Daí vem o quarto número quântico: Número 
quântico de spin (ms) 
• Determina a direção de rotação do elétron dentro do 
orbital 
 
 
 
• Princípio da incerteza de Heisenberg: não se pode 
prever a posição exata, a direção e a velocidade de 
um elétron simultaneamente. 
• Como consequência do princípio da incerteza de 
Heisenberg, se sabemos a energia do orbital, sua 
posição exata é incerta e por isso temos uma região 
no espaço onde provavelmente encontramos um 
elétron (orbital) 
• Pela resolução da equação de Schrödinger, 
conseguimos plotar um gráfico de densidade que 
mostra a forma dos orbitais 
• Por meio do gráfico podemos perceber que os 
orbitais s têm forma esférica, os orbitais p possuem 
forma de halter e os orbitais d e f têm outras formas 
mais complexas 
• Os orbitais podem existir mesmo sem elétrons: 
orbitais vazios 
• Todos os orbitais de um átomo estão sobrepostos 
uns aos outros: muito complexo 
TLV 
• Ligação se dá pela sobreposição dos orbitais 
• À medida em que os núcleos se aproximam seus 
orbitais se sobrepõem 
• Quanto maior a sobreposição menor a energia de 
interação 
• À uma certa distância atinge-se a energia mínima = 
distância ou comprimento de ligação 
• Após atingida esse distância ideal, se os núcleos 
continuarem a se aproximar, a energia aumentará 
pois os núcleos começarão a se repelir. 
Orbitais moleculares 
• A sobreposição dos orbitais atômicos leva à 
formação de orbitais moleculares 
• Funções de onda se combinam de 2 formas: 
• Orbital ligante: repulsão entre os núcleos é 
compensada pela densidade eletrônica, o que ajuda 
a manter os átomos unidos 
• Orbital antiligante: densidade eletrônica não se 
encontra entre os dois núcleos, aumentando a 
repulsão. 
• 2 orbitais atômicos se combinam para gerar sempre 
2 orbitais moleculares, um ligante e outro antiligante. 
• Cada orbital molecular comporta apenas 2 elétrons 
emparelhados 
• Quando há a combinação de 2 orbitais atômicos há a 
liberação de energia, já que os orbitais moleculares 
ligantes formados sempre possuem menor energia 
que os orbitais atômicos 
• Se desejamos quebrar a ligação é necessário fornecer 
energia 
• Dependendo da forma da sobreposição dos orbitais 
há a formação de 2 tipos de orbitais moleculares: σ e 
π 
• Orbitais σ : sobreposição frontal dos orbitais, 
simetria ao longo do eixo 
• Orbitais π: formados pela sobreposição lateral 
dos orbitais 
• Orbitais moleculares σ geram ligações σ e orbitais 
moleculares π geram ligações π 
• Como a sobreposição frontal é maior que a lateral, os 
orbitais σ são menos energéticos que os orbitais π 
• Ligações heteronucleares: OAs possuem energias 
diferentes 
• Quanto maior a eletronegatividade do elemento, 
menor será a energia do OA. 
• Quando temos dois átomos diferentes combinando 
para formar um orbital molecular podemos ter 2 
situações diferentes: diferença muito grande de 
energia e pequena diferença de energia 
• Quando a diferença de eletronegatividade é muito 
grande há a transferência do elétron do orbital 
atômico mais energético para o menos, formando 
uma ligação iônica 
• Quando a diferença de eletronegatividade é pequena 
os orbitais atômicos se combinam para gerar orbitais 
moleculares. 
• O átomo mais eletronegativo contribui mais para a 
formação do orbital ligante e o átomo menos 
eletronegativo contribui mais para a formação do 
orbital antiligante 
• Essa diferença na contribuição na formação dos 
orbitais moleculares explica muito a reatividade dos 
compostos 
Fatores que afetam a interação dosorbitais 
• Ter a energia próxima não é o único fator que 
determina a interação entre os orbitais 
• A maneira como os orbitais se sobrepõem também é 
importante 
• Na ligação σ há uma maior sobreposição entre os 
orbitais do que na ligação π. A sobreposição frontal 
dos orbitais é mais eficiente que a sobreposição 
lateral. 
• Outro fator importante é o tamanho do orbital 
• Para a melhor sobreposição os orbitais devem ter o 
mesmo tamanho, i. e., um orbital 2p se sobrepõem 
melhor a um orbital 2p que a um orbital 3p ou 4p 
• A simetria do orbital também contribui 
• 2 orbitais devem ter a simetria apropriada para se 
sobrepor 
• Um orbital 2px não pode se combinar a um orbital 
2py ou 2pz, por que não têm a simetria correta 
Hibridização de orbitais atômicos 
• Se o C só tem 2 elétrons em sua camada de valência, 
como explicar a formação do metano? 
• Outra forma de considerar a ligação entre dois 
átomos é a formação de orbitais híbridos 
• A combinação de orbitais atômicos para a formação 
de orbitais híbridos é chamada hibridização 
• Essa combinação ocorre para alcançar estados de 
menor energia no momento de formar ligações 
químicas. 
• Para a formação da molécula de metano temos a 
combinação de 4 orbitais atômicos do carbono (1 s e 
3 p) para a formação de 4 orbitais híbridos sp3 
 
• Os quatro orbitais sp3 do átomo de carbono apontam 
para as quinas de um tetraedro 
• O metano é formado pela sobreposição dos orbitais 
híbridos com os orbitais s dos átomos de hidrogênio 
• Cada sobreposição leva à formação de um orbital 
molecular σ com 2 elétrons e um orbital molecular 
σ* vazio 
 
 
 
 
 
• Da mesma forma o etano é formado 
• Para a construção da molécula de etileno, todos os 
orbitais necessários para a formação das ligações σ 
são hibridizados 
• 3 ligações para cada átomo de carbono (2 C-H e 1 C-C) 
• 1 orbital 2s e 2 orbitais 2p são hibridizados para a 
formação de 3 orbitais sp2 
• Com a formação dos orbitais híbridos sobra um 
orbital 2p sem hibridizar (puro) 
 
 
• Os 3 orbitais híbridos se sobrepõem a outros orbitais 
( 2 orbitais 1s dos H e 1 orbital sp2 de outro carbono) 
para formar 3 orbitais moleculares σ e 3 σ* 
• Os orbitais 2p que sobraram em cada carbono se 
combinam para formar o orbital molecular π e π* 
• O esqueleto da molécula tem 5 ligações σ no plano e 
1 ligação π acima e abaixo do plano 
• As ligações σ podem ser formadas por orbitais 
híbridos, enquanto que as ligações π são formadas 
por orbitais p puros 
• Isso ocorre porque os orbitais híbridos não podem se 
sobrepor lateralmente 
• O acetileno tem uma tripla ligação 
• Cada átomo de carbono faz apenas 2 ligações σ 
• Então são necessários apenas 2 orbitais híbrido 
para fazerem essas ligações 
• São hibridizados 1 obital 2s e 1 orbital 2p, 
deixando o carbono com dois orbitais 2p puros 
para que as ligações π possam ser feitas 
• Os orbitais formados formam um esqueleto linear 
• Cada orbital atômico híbrido se sobrepõe a um 
orbital atômico 1s do hidrogênio e a um orbital 
híprido sp de outro carbono para formar 2 orbitais 
moleculares σ e 2 σ* 
• Os orbitais 2p puros se sobrepõem lateralmente para 
formar 2 orbitais moleculares π e 2 π* 
• As cadeias carbônicas são formadas por átomos de 
carbonos hibridizados tetraédricos (sp3), trigonais 
planares (sp2) e lineares (sp) 
• Para definir a forma e geometria da molécula basta 
apenas observar a hibridização dos átomos de 
carbono que a constituem 
• Se o carbono faz 4 ligações σ, ele é tetraédrico, se faz 
3, trigonal plano e se faz 2, linear. 
Ligações duplas com outros elementos 
• A ligação C=O é o grupo funcional mais importante 
da química orgânica 
• Por isso é importante entender sua estrutura 
eletrônica 
• Como no etileno os dois átomos que compõem a 
ligação são hibridizados sp2 
• O carbono usa todos os orbitais sp2 para fazer 
ligações σ, enquanto o oxigênio utiliza apenas 1 
 
• Os 2 pares de elétrons não ligante ocupam os 2 
outros orbitais sp2 do O e o orbital 2p puro faz a 
ligação π com o orbital 2p puro do carbono 
 
• Ligações triplas também podem ser formadas entre 
carbonos e outros elementos 
• A mais importante é a ligação tripla CN presente em 
nitrilas 
• Tanto o carbono quanto o nitrogênio têm 
hibridização sp 
• Um orbital sp do carbono se liga ao do nitrogênio e o 
outro se liga ao substituinte 
• O outro orbital sp do nitrogênio é preenchido pelo 
par de elétrons não ligante 
• A ligação tripla é formada pela sobreposição dos dois 
orbitais sp, formando uma ligação σ, e pela 
sobreposição lateral dos dois orbitais p, formando 2 
ligações π 
• A formação de todas as ligações químicas podem ser 
explicadas usando a teoria da ligação de valência, a 
teoria dos orbitais moleculares e os orbitais híbridos. 
• Para resolver as estruturas de moléculas pequenas e 
entender a reatividade dos grupos funcionais 
devemos usar os orbitais atômicos e moleculares 
Exercícios 
1. Qual a geometria e a hibridização de cada carbono 
nas seguintes moléculas: