AULAS 02 e 03 – O átomo de Carbono

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AULAS 02 E 03 – O 
ÁTOMO DE CARBONO –
COMPOSTOS DE CARBONO:
Profa. Dra. Daniele Tonon Dominato
QUÍMICA ORGÂNICA
5° MODULO – Licenciatura e Bacharelado em Química
1° semestre de 2017
AULA 02 – O ÁTOMO DE CARBONO –
COMPOSTOS DE CARBONO:
 Teoria Estrutural;
 Hibridização;
TEORIA ESTRUTURAL
A Química Orgânica é a química do 
CARBONO
A estrutura de um átomo
• Núcleo: pequeno e denso;
• Eletrosfera: elétrons
• Núcleo: formado por prótons (positivos) e nêutros
(neutros);
• Nº de prótons = nº de elétrons (átomo é neutro);
• O átomo pode ganhar ou perder elétrons;
• Os elétrons formam ligações químicas;
• Nº de prótons não muda.
TEORIA ESTRUTURAL
ÁTOMO
A Distribuição de Elétrons em um Átomo
• Movimento dos elétrons: é caracterizado pelo
movimento de onda;
• Elétrons são encontrados em camadas e cada uma tem
subcamadas = orbitais atômicos;
Distribuição eletrônica
Tarefa: faça a distribuição
eletrônica dos elementos
abaixo, no seu estado
fundamental.
a) 1H
b) 7N
c) 8O
d) 17Cl
A Distribuição de Elétrons em um Átomo
• A energia é maior ou menor, quanto mais perto do núcleo
está o orbital atômico?
MENOR ENERGIA
• Orbitais que são degenerados têm a mesma energia.
px orbital
x
s orbital
8
Mg Magnésio 12
O princípio de Aufbau:
Primeiro os elétrons ocupam os orbitais de menor energia.
 O princípio de exclusão de Pauli:
Somente dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital e os dois elétrons
têm que ter spins opostos.
 A regra de Hund:
Os elétrons ocuparão orbitais degenerados vazios antes de ser
emparelhado em um mesmo orbital.
 Por que os átomos fazem ligações?
• Teoria do Octeto: liberar, receber ou compartilhar elétrons
para completar a camada de valência (8 elétrons) = configuração
estável (ex: NaF);
Tipos de Ligação
1. Iônica:
• Substâncias iônicas são formadas quando um elemento
eletropositivo (ex: Na) transfere elétron(s) para um elemento
eletronegativo (ex: Cl).
o Quando doa = cátion (+)
o Quando recebe = ânion ( - )
2. Covalente:
 Quando há compartilhamento de elétrons e forma-se
molécula;
 Resultam da sobreposição dos orbitais atômicos dos
átomos que participam da ligação.
 A ligação covalente pode ser polar ou apolar.
 Podem ser do tipo sigma ou pi.
MOMENTO DIPOLAR
 A molécula de HF tem uma ligação polar – uma
separação de cargas devido a diferença de
eletronegatividade existente entre o F e o H.
 A forma da molécula e a grandeza do dipolo
explicam a polaridade total da molécula.
+H-F
o R = 0 - covalente apolar.
o R  0 - covalente polar.
MOMENTO DIPOLAR E GEOMETRIA
 Moléculas diatômicas homonucleares  não
apresentam momento dipolar (O2, F2, Cl2,
etc).
 Em moléculas como CCl4 (tetraédricas) BF3
(trigonal planar) todos vetores das ligações
polares individuais se cancelam 
resultando em nenhum momento
dipolar(zero).
O MOMENTO DIPOLAR DEPENDE DA
GEOMETRIA DA MOLÉCULA
MAIS EXEMPLOS POLARIDADE E GEOMETRIA
Nuvem eletrônica do orbital s
A probabilidade de encontrar o elétron diminui
à medida que nos afastamos do núcleo.
Orbitais atômicos degenerados
• Energia do orbital 2p > 2s pois 2p está mais distante do núcleo.
Orbitais moleculares: descrevem o volume no espaço
em torno da molécula onde o elétron pode ser
encontrado.
• Orbitais moleculares pertencem a molécula como um todo e
resultam de ligações covalente.
• Ligação  (sigma): formada pela sobreposição de dois orbitais s.
A MOLÉCULA DE H2
 Observa-se uma ligação covalente simples
resultante da sobreposição de um orbital 1s de cada
um dos átomos de hidrogênio.
o Observa-se que a ligação tem uma simetria
cilíndrica sobre o eixo que une o centro dos dois
átomos. Isto é conhecido como ligação .
• A ligação no H2 (H-H”) pode ser resumida em:
1s (H) – 1s(H”)  ligação 
A LIGAÇÃO COVALENTE NO H2
 Interpenetração de orbitais (ligação sigma s-s)
H H
Região da sobreposição
A LIGAÇÃO COVALENTE NO H2
 SIMETRIA CILÍNDRICA DA LIGAÇÃO SIGMA
H H
2 átomos de H separados
Cada átomo de H apresenta 1 eletron no orbital do subnível 
1s. Este elétron encontra-se atraído pelo único próton existente no núcleo do 
átomo de H.
Início da formação do H2
Os átomos de H se aproximam acontecendo a sobreposição dos orbitais 1s. 
Cada elétron começa a sentir a força atrativa de ambos prótons dos núcleos.
Ligação sigma s-s quase completa no H2
Molécula de H2 com seu orbital molecular
Na molécula de H2 os dois orbitais atômicos 1 s dão origem a um orbital 
molecular que engloba os dois elétrons existentes na ligação covalente.
A MOLÉCULA DE CL2
 Observa-se uma ligação simples originada da união
de dois orbitais 3p, cada um pertencente a um dos 
átomos de cloro. 
26
Cl Cl
Resumo 3pz (Cl ) – 3pz (Cl”) ligação sigma
A LIGAÇÃO SIGMA P-P
 Simetria cilíndrica
Cl Cl
Uma Molécula Linear
A molécula de BeH2
BeH H
Região da ligação
GEOMETRIA DAS MOLÉCULAS
 Muitas propriedades (ex:reatividade) das moléculas 
estão relacionados com sua forma.
 A forma é dependente do ângulo das ligações e do 
comprimento das ligações.
 Utiliza-se o conceito de hibridização dos átomos numa 
molécula para explicar a forma dessa molécula.
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• É a mistura de orbitais pertencentes a um mesmo
átomo, originando novos orbitais iguais entre si,
mas diferentes dos orbitais originais.
• A diferença destes novos orbitais atômicos,
denominados orbitais híbridos, acontece tanto na
geometria(forma) como no conteúdo energético.
• O número dos orbitais híbridos obtidos será o
mesmo dos orbitais existentes antes de serem
misturados.
Hibridização dos Orbitais Atômicos
Tipos de interação entre orbitais em 
ligações covalentes:
 (sigma): ocorre quando há interação frontal de 
orbitais
 (pi): ocorre quando há interação em paralelo 
de orbitais
ORBITAIS ANTES DA HIBRIDIZAÇÃO
px orbital
pz orbital
z
x
py orbital
y
s orbital
hibridização
ORBITAIS APÓS HIBRIDizAÇÃO (sp3)
x
z
4 x sp3
orbitais híbridos
HIBRIDIZAÇÃO SP3
 É a mistura de 3 orbitais p “puros” com um
orbital s “puro”, formando 4 novos orbitais
“híbridos” denominados sp3.
A geometria dos 4 orbitais sp3 é tetraédrica
(os 4 orbitais partem do centro do tetraédro e
dirigem-se, cada um, para um dos vértices do
tetraédro).
O ângulo entre os orbitais sp3 será de
aprox.109°
Acontece no C que se liga através de 4 ligações
simples ( o C é tetravalente).
A FORMAÇÃO DOS HÍBRIDOS SP3
EXEMPLO DE HIBRIDAÇÃO SP3 CH4
No CH4, os 4 orbitais híbridos sp
3 do C se
ligam com os orbitais s de 4 átomos de H,
formando 4 ligações sigma C-H
[sp3 (C) – 1s (H) ] x 4 ligação 
2p
2s
hibridação sp
3
H
H
H
H
Fórmula molecular do metano: CH4
Fórmula estrutural do metano: C
H
H
H
H
Lembrando, 4 ligações simples  sp3 ( 4 orbitais híbridos). 
Hidrogênio possui  1s orbital não hibridizado.
METANO
FORMA DAS MOLÉCULAS
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sp3 - tetraédrica
H
N
H
H
H
N
H
H
sp3
O
H
H
sp3sp
3
H
H
C
H
H
C
o O carbono possui 4 elétrons de valência  2s22p2
o O carbono é tetravalente.
.
. .
.
o O carbono pode formar ligações simples, duplas e
triplas.
O carbono pode apresentar orbitais híbridos do tipo sp, sp2 e 
sp3
FORMA DAS MOLÉCULAS
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esta ligação está se
afastando de você
esta ligação está indo em sua direção
H
H
C
H
H
MOLÉCULA DO CH4
A MOLÉCULA DE CH4
HIBRIDIZAÇÃO SP2
É a mistura de um orbitals com dois orbitais p
(pertencentes a um mesmo átomo), resultando
em 3 novos orbitais denominados híbridos sp2.
Os três orbitais híbridos sp2 situam-se num
mesmo plano formando ângulos de 120° entre si
(geometria plana triangular).
Acontece com C que possua uma dupla ligação.
Num C do tipo sp2 existirá um orbital p “puro”
que será responsável pela ligação covalente do
tipo pi.
HIBRIDIZAÇÃO DO CARBONO sp2
Etileno 
C C
H
H
H
H
Cada carbono é hibrido sp2 . O hidrogênio é 1s.
Uma ligação da dupla é sp2 - sp2. A outra é p - p. 
2p
2s
hibridação
2p
sp2
C C
Observe que a dupla ligação consiste numa ligação do tipo  e outra 
do tipo .
C C
H
H
H
H
C C
H
H
H
H
Exemplo de hibridização sp2
H2C=CH2
• Molécula de eteno (etileno).
• Os dois átomos de C encontram-se
ligados por uma dupla ligação Uma
ligação sigma sp2-sp2 e uma ligação pi).
• Cada átomo de C encontra-se ligado a
dois átomos de H (duas ligações sigma
s-sp2).
A MOLÉCULA DE C2H4
OS ÂNGULOS DE LIGAÇÕES NO C2H4
 Como os átomos centrais são dois carbonos de
hibridação sp2 o ângulo entre as ligações sigma será
de  120. observe que a ligação p é perpendicular
ao plano que contém a molécula.
 C com uma dupla ligação  hibridação sp2
Numa dupla ligação  uma ligação  e uma
ligação 
HIBRIDIZAÇÃO SP2
sp2 - trigonal planar
eteno
(etileno)
ligação
 ligação
C C
H
H H
H
C C
H
H H
H
C C
H
H H
H
120°
FORMA DA MOLÉCULA
 ligação
 ligação
sp2 - trigonal planar
C C
orbital p vazio
C C
H
H H
H
56
57
OUTRAS MOLÉCULAS PLANAS 
TRIGONAIS
C N
H
H H
C O
H
H
hibridação sp2 geometria trigonal planarH
H
H
H
H
H
neste exemplo, cada
carbono é sp2
Hibridização sp
o É a mistura de um orbital s com 1 orbital p, produzindo
dois novos orbitais denominados híbridos sp.
o Os orbitais híbridos sp formam um ângulo de 180 entre
si.
o A geometria molecular será linear.
o Surge em C com duas duplas ou C com uma tripla ligação.
o Numa tripla ligação ter-se-á uma ligação sigma e duas pi.
ETINO (ACETILENO)
EXEMPLO DE HIBRIDAÇÃO SP C2H2
Etino (acetileno)
Em torno dos átomos de C existem dois orbitais híbridos
sp e dois orbitais p “puros”.
Os dois orbitais híbridos se ligarão através de ligações
sigma s-sp (H-C) e sigma sp-sp(C-C).
Os dois orbitais p de cada carbono se ligarão produzindo
duas ligações pi entre os carbonos (resultando numa
tripla ligação entre os dois carbonos). 
 Liga tripla  uma ligação  e duas ligações 
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Fórmula estrutural do acetileno
C CH H
Cada átomo de carbono é um híbrido sp.
Os hidrogênios possuem orbitais 1s, não hibridizados.
2p
2s
hibridação
2p
sp
Observe que a tripla ligação consiste de uma  e 2 . 
As duas ligações provem dos orbitais p, não hibridizados.
CCH H
C C HH
A MOLÉCULA DE C2H2
TIPOS DE LIGAÇÕES NO C2H2
 No acetileno existem 3 tipos de ligações: ligações
sigma s-sp; ligação sigma sp-sp; ligações pi
[sp (C 1 ) – 1s (H) ] x 2 tipo 
[sp (C 1 ) – sp (C 2 ) ] tipo 
[2py (C 1 ) – 2py (C 2 ) ] tipo 
[2pz (C 1 ) – 2pz (C 2 ) ] tipo 
Resumo
• Força da ligação dupla não é o dobro da força da ligação simples pois tem uma
ligação σ e uma π, sendo força de π (lado a lado) < força de σ (alinhada);
• C – H é menor e mais forte do que C – C pois orbital s de H está mais próximo do
núcleo do que orbital sp3;
• Comprimento e força de C – H depende da hibridização de C que H está ligado;
• Ângulo da ligação também depende do caráter s (quanto maior s, maior ângulo).
Resumo
• Ligações simples: todas σ;
• Ligações duplas: 1 σ e 1 π;
• Ligações triplas: 1 σ e 2 π.
• Hibridização de C, O e N: Verificar o nº de ligações π;
 Se 0 π = sp3 ;
 Se 1 π = sp2 (ligação dupla);
 Se 2 π = sp (ligação tripla).
• Ângulo de ligação: CH4 > NH3 > H2O.
Exercício
Determine o tipo de ligação ( ou ) e 
quais os orbitais envolvidos (s-s, s-p, p-p) 
nas substâncias abaixo:
a) NH3 b) Br2 c) PH3 d) PCl3
e) HI f) H2O2 g) N2H4