Aula 1 Ligação Química, Estrutura Molecular, TLV, TOM, Funçoes Orgânicas

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Ligação Química e Estrutura Molecular 
em Moléculas Orgânicas
Tabela Periódica e a Química Orgânica; Modelos Estruturais
(Estruturas de Lewis, Teoria da Ligação de Valência, Teoria dos
Orbitais Híbridos e Teoria dos Orbitais Moleculares); Característica
estrutural das diversas funções orgânicas.
Lembrando..
1
2
3
4
5
6
7
P
e
rí
o
d
o
s
Grupos
(IA)
(IIA)
IIIA IVA VA VIA VIIA
VIIIA
Lembrando....
• Os átomos neutros tem o mesmo numero de prótons e eletros.
• Numero atômico (Z): Numero de Prótons
• Numero de Massa (A): Z + N (numero de nêutrones)
Exemplo: Isótopos do carbono
X
A
Z
Símbolo
C
12
6
C
13
6
C
14
6
A = 12 A = 13 A = 14
N = 6 N = 7 N = 8 
Z = 6 Z = 6 Z = 6
e- = 6 e- = 6 e- = 6
e-V = 4 e-V = 4 e-V = 4 
Isótopos: Átomos de um dado 
elemento que compartilham o 
mesmo número de prótons, 
mas difere uns dos outros em 
seu número de nêutrons. Os 
isótopos podem diferir em 
carga.
q é a carga
Z(8O) = 1s2 2s2 2p4 mas Z(8O2-) = 1s2 2s2 2p6
Z(11Na) = 1s2 2s2 2p6 3s1 mas (11Na+) = 1s2 2s2 2p6 3s0
Z(10Ne) = 1s2 2s2 2p6
Lembrando..
X
A
Z
A = 16 A = 23 A = 20
N = 8 N = 12 N = 10 
Z = 8 Z = 11 Z = 10
e- = 10 e- = 10 e- = 10 
O
16
8
2-
q
Na
23
11
+
Ne
20
10
Isoeletrônicos: Os átomos e 
íons que apresentam o 
mesmo número de elétrons 
são denominados 
isoeletrônicos.
px py pz px py pz
s
s = 2 elétrons
p = 6 elétrons
d = 10 elétrons
f = 14 elétrons
Elétrons de Valencia de átomos 
Elétrons de valência de um átomo são os elétrons da parte mais externa que
apresentam maior probabilidade de se envolver em ligações e reações químicas.
Nível 2, orbitais P  3 orbitais
Estrutura de Lewis e Geometria: Breve Resumo
1. Usar o número de elétrons de valência de cada átomo e distribuir como pares de 
elétrons ligantes e não ligantes na molécula.
O número de elétrons de valência de cada átomo é igual ao número de grupo na TP 
Pares ligantes
2. Usar ligações múltiplas para dar aos átomos a configuração de gás 
nobre (regra do octeto). 
3. Para um íon, adicionar (ânion) ou subtrair (cátion) elétrons para dar-
lhe a carga adequada. 
Algumas espécies não atendem a regra do octeto, p.e. ácidos de Lewis. 
Espécies reativas de carbono
Considera o número de pares de elétrons da ligação e de elétrons não
ligantes do átomo central. Com esta abordagem simples é possível prever
(mais ou menos) as geometrias das moléculas em torno de um átomo
central.
Geometria das moléculas pela Teoria de Repulsão de Pares 
de Elétrons da Camada de Valência (VSEPRT)
4 pares de elétrons = geometria tetraédrica
3 pares de elétrons 
geometria trigonal
Pares de elétrons não ligantes provocam uma maior repulsão estérea (forma).
• Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo central, consideramos todos os 
elétrons (pares não ligantes e pares ligantes). 
• Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente na posição dos 
átomos. 
O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação
Para determinar o arranjo: 
• Desenhe a estrutura de Lewis, 
• conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo central, 
• ordene os pares de elétrons em uma das geometrias acima para 
minimizar a repulsão elétron – elétron, conte as ligações múltiplas como
um par de ligação. 
Exemplo: Amônia, NH3
Linear
Trigonal planar e Angular
Tetraédrica e Pirâmide trigonal
Bipirâmide trigonal; Gangorra e Em 
“T”
Octaédrica; Pirâmide quadrada e 
Quadrado planar
Bipirâmide pentagonal
Teorias que descrevem a ligação química a partir do 
Modelo Quântico
Teoria da Ligação de Valência (TLV)
1927, Heitler e London
Teoria do Orbital Molecular – TOM
1933, Hund e Mulliken 
Busca entender como os orbitais 
atômicos de átomos dissociados se 
combinam para formar ligações 
químicas individuais quando uma 
molécula é formada.
(baseada na teoria de Lewis)
Elétrons localizados na região entre os 
átomos ligados.
Considera os elétrons de uma 
molécula ocupando orbitais 
moleculares formados pela 
combinação linear dos orbitais 
atômicos de todos os átomos na 
estrutura.
Elétrons deslocalizados por toda a 
extensão da molécula.
Modelo Quântico (E. Schrödinger) - Elétrons são melhores descritos como ondas.
A solução da função de onda (Ψ) fornece todas as informações sobre o elétron. 
Ψ(molécula) = Ψ(1)Ψ(2)Ψ(3)… Ψ(ne-) 
Rutherford e O Átomo Nuclear
A princípios de 1900 era evidente a existência do 
elétron e o próton. Mas não sabia-se como 
estavam organizados e distribuídas as cargas.
O modelo atómico de Thomson: 
“a carga positiva estava distribuída 
de maneira uniforme em todo o 
átomo. A cargas negativas se 
representavam como si estiveram 
incrustadas no átomo”
• Aluno de Thomson.
• Estabeleceu que as partículas 
tinham carga positiva, emitidas 
por átomos radioativos, num 
fenómeno de decaimento 
radioativo.
• Contou os flashes (cintilações) 
que causavam as partículas 
sobre o quadro de ZnS para 
determinar o numero relativo 
de partículas desviadas a 
diversos ângulos.
Ernest Rutherford (1871-1937)
Quase todas as partículas passavam a través da 
folha de ouro, ora desviando-se pouco, ora sim 
desviar-se. O Ângulo de dispersão era muito 
grande e só umas quantas rebotavam ate a fonte 
onde eram geradas.
Defletidas 
Quase não ou não defletidas 
Ernest Rutherford (1871-1937)
O análise matemático 
demostrou que a dispersão 
das partículas  se devia à 
repulsão provocada pela 
regiões de carga positiva na 
lamina de ouro, mas o seu 
diâmetro não era de mais de 
1/10000 do tamanho de dito 
átomo.
Quando usou laminas de 
outro metal, legou aos 
mesmos resultados.
Daí, Rutherford propôs o modelo atômico no qual:
“O átomo é constituído de duas regiões distintas: um núcleo ou região 
central que contém praticamente toda a massa do átomo e apresenta carga 
positiva; e uma eletrosfera, isto é, uma região ao redor do núcleo, onde os 
elétrons giram em órbitas circulares”.
Modelo atômico de Rutherford
Ernest Rutherford (1871 – 1937)
• Se o átomo fosse como Rutherford propunha, os elétrons adquiririam um movimento 
em espiral e colidiriam com as partículas positivas do núcleo.
Niels Böhr (1913): Criou um novo modelo atômico, que apesar de
revolucionário, mantinha as principais características do modelo de Rutherford:
“O átomo pode ser representado de forma que as órbitas permitidas para os elétrons 
tenham relação com os diferentes níveis de energia e, ainda, com as respectivas raias 
presentes no espectro característico de cada elemento químico.”
Desse modo, cada órbita circular permitida para os elétrons possuem energias diferentes, 
constantes e determinadas, sendo denominadas de níveis de energia.
Modelo atômico de Rutherford-Bohr
Niels Bohr (1885 – 1962)
Mecânica Quântica – o modelo atômico moderno
. Características da radiação eletromagnética
- produto de campos elétricos e magnéticos oscilantes;
- possui velocidade de 3,0 x 108 m.s-1, essa conhecida como “velocidade 
da luz”, representada pelo símbolo c;
- transferem energia de uma região do espaço para outra;
- afeta partículas carregadas, como o elétron.
- possui amplitude: altura da onda em relação à linha central;
- possui comprimento de onda (λ): distância entre dois máximos 
sucessivo;
- frequência(ν): o número de ciclos por segundo passando por um ponto 
fixo (hertz, 1 Hz = 1 s-1). 
Onda eletromagnética
Mecânica Quântica – o modelo atômico moderno
. Comprimentos de onda diferentes correspondem a regiões diferentes do espectro 
eletromagnético.
. Quanto menor o comprimento de onda, maior a frequência e vice-versa.
. Isso pode ser relacionado pela fórmula: λ = c/ν
Espectro eletromagnético
Mecânica Quântica – o modelo atômico moderno
. Catástrofe do ultravioleta: estudos com um corpo negro (objeto quente)
(objeto que não tem preferência em absorver ou emitir um determinado 
comprimento de onda), mostraram que qualquer um desses que estivesse em uma 
temperatura diferente de zero, deveria emitir raios ultravioletas, além de raios X e 
raios γ!
SOLUÇÃO!
. Em 1900, Max Planck defendeu a ideia de que a troca de energia entre a matéria 
e a radiação ocorre em quanta, isto é, em pacotes de energia.
E = hν
Onde h é a constante de Planck, igual a 6,626 x 10-34 J.s.
. Para a física clássica não há restrição à quantidade de energia que pode ser 
transferida de um objeto para outro, logo, até em baixas temperaturas um objeto 
poderia gerar radiações de alta frequência, agora com Planck, somente a partir de 
uma quantidade mínima de energia que isso poderia acontecer, ou seja, a energia é 
quantizada.
Mecânica Quântica – o modelo atômico moderno
. Efeito fotoelétrico: ejeção de elétrons de um metal 
quando sua superfície é exposta à radiação ultravioleta.
. Observações:
1. Nenhum elétron é ejetado até que a radiação tenha frequência acima de um determinado 
valor característico do metal;
2. Os elétrons são ejetados imediatamente, por menor que seja a intensidade da radiação.
3. A energia cinética dos elétrons ejetados aumentam linearmente com a frequência da 
radiação.
. Para explicar essas observações, 
Einstein considerou que a radiação 
eletromagnética era feita de 
partículas, os fótons. Cada fóton 
pode ser entendido como um pacote 
de energia, relacionado pela equação 
de Planck.
.Obs.: existem diversas evidências, 
como a difração, de que a radiação 
eletromagnética tem caráter de onda.
. Dualidade onda-partícula da matéria
. Em 1925, Louis de Broglie sugeriu que toda partícula deve ser entendida como 
tendo propriedades de onda, e que o comprimento de onda associado à “onda da 
partícula” é inversamente proporcional à massa da partícula, m, e à velocidade, v.
λ = h/mv
. O produto da massa pela velocidade é chamado de momento linear, p, e então a 
relação de Broglie pode ser expressa:
λ = h/p
. Exemplo:
Qual o comprimento de onda de uma partícula de massa 1 g viajando a 1 m.s-1. 
Lembrando que h = 6,626 x 10-34 J.s Resp.: 7 x 10-10 m
. Princípio da Incerteza
. Na mecânica clássica, uma partícula tem trajetória definida, ou seja, tem a 
localização e o momento linear especificados a cada instante.
. Porém, não é possível especificar a localização de uma partícula se ela se 
comporta como onda, ou seja, definir a localização de uma partícula com momento 
linear determinado.
. O princípio da incerteza de Heisenberg expressa quantitativamente a relação 
entre localização e momento linear, onde, se a localização é conhecida com 
incerteza Δx, então o momento só pode ser conhecido com incerteza Δp
ΔxΔp > ½ h
. Onde o h é igual a h/2π de valor constante 1,05457 x 10-34 J.s.
Werner Heisenberg (1901 – 1976)
De acordo com esse princípio, não 
podemos determinar com precisão e 
simultaneamente a posição e o momento 
de uma partícula.
. Funções de onda
. Um dos primeiros cientistas a formular uma teoria bem sucedida sobre a descrição 
da matéria levando em conta a dualidade onda-partícula foi Erwin Schrondiger, em 
1927.
. Ele substitui a trajetória precisa de uma partícula por uma função de onda, ψ, 
uma função matemática com valores que variam com a posição.
. O físico alemão Max Born propôs uma interpretação física para a função de onda: 
a probabilidade de encontrar uma partícula em uma região é proporcional ao valor 
de ψ2.
. Precisamente, ψ2 é uma densidade de probabilidade, isto é, a probabilidade de 
que a partícula esteja em uma pequena região do espaço dividida pelo volume da 
região ocupada.
Max Born 
(1882 – 1970)
Erwin Schrörindger 
(1887 – 1961)
. Equação de Schrörindger
. É usada para calcular as funções de onda.
. Do ponto de vista formal, para uma partícula de massa m que se move com 
energia potencial V(x), a equação é:
. Essa equação é uma “equação 
diferencial” e só pode ser resolvida para 
casos muito simples, como o de uma 
partícula em uma caixa, onde uma 
partícula de massa m está confinada entre 
duas paredes rígidas separadas por uma 
distância L.
. Se vemos a partícula como uma onda, 
somente alguns comprimentos de onda 
podem existir na caixa, exatamente como 
uma corda de violão que só assume 
algumas frequências. 
. Equação de Schrörindger
. Conclusões:
1. O comportamento do elétron no átomo é mais bem descrito como uma onda 
estacionaria – somente determinadas funções de onda são permitidas para o 
elétron no átomo;
2. Cada função de onda é associada com um valor permitido de energia para o 
elétron;
3. Decorre de 1 e 2 que a energia do elétron no átomo é quantizada;
4. O quadrado da função de onda, está relacionado com a probabilidade de 
encontrar o elétron dentro de uma determinada região do espaço – densidade 
eletrônica;
5. A região do espaço em que há a probabilidade de encontrar um elétron de 
determinada energia é chamada de orbital.
6. Para resolver a equação de Schrödinger para um elétron no espaço 
tridimensional, três números inteiros – os números quânticos (n, l e ml) são parte 
integral da resolução matemática.
. Lembrando que para definir os orbitais, leva-se em conta os números 
quânticos...
n (n = 1, 2, 3 ...) - Número quântico principal
– Define o tamanho e a energia do orbital. Orbitais atômicos com o 
mesmo valor de n pertencem a mesma camada do átomo.
l (l = 0, 1, 2,..., n - 1) - Número quântico do momento angular do orbital
– Define a forma do orbital. O valor de l, define as subcamadas;
ml (ml = l, l – 1,..., - l) - Número quântico magnético
– Distingue entre si os orbitais de uma camada.
Elétrons de um 
mesmo átomo 
devem ter uma 
combinação 
única dos quatro 
números 
quânticos. 
Cada elétron 
é único! 
← Números quânticos
1
Ψ2 → Expressa a 
probabilidade de 
encontrar um 
elétron. Gráficos 
em três dimensões 
geram as formas 
dos orbitais 
atômicos
Formas e orientação dos orbitais
Depende do número quântico “l”
(momento angular → movimento 
de um elétron movendo-se no 
orbital) “ml” (momento 
magnético, → orientação) .
s → l = ml = 0 (esféricos)
p → l = 1 → alteres
ml = -1
ml = +1
ml = 0
Depende do número quântico “l”
(momento angular → movimento 
de um elétron movendo-se no 
orbital) “ml” (momento 
magnético, → orientação) .
d → l = 2 Formas e orientação dos orbitais
f → l = 3 
Usando a TLV para entender a ligação covalente na 
molécula de H2
Energia potencial da molécula de H2
em função da distância internuclear
r = 0,74 Ǻ
repulsão
atração
Menor 
distância
(mais estável)
Ligações sigma e pi
. Ligação σ (sigma)
. Na TLV, supomos que quando os dois 
átomos H se aproximam o par de 
elétrons 1s de cada um e seus orbitais 
atômicos se fundem. A distribuição de 
elétrons resultante apresenta um 
formato de salsicha, tem densidade 
eletrônica entre os núcleos e é, então, 
chamada de ligação sigma.
. Formalmente, uma ligação σ não tem 
um plano nodal no eixo internuclear.
. A fusão dos dois orbitais atômicos é 
chamada desuperposição.
Ligações sigma e pi
. Ligação π (pi)
. Peguemos como exemplo agora a molécula de 
nitrogênio, N2. Existe um elétron desemparelhado 
em cada orbital 2p de cada átomo. Porém, quando 
tentamos alinhá-los e formar as três ligações, 
somente um dos três orbitais se superpõem 
cabeça-cabeça para formar uma ligação σ. Os 
outros dois orbitais se encontram perpendiculares 
ao eixo internuclear e só podem se superpor lado-
a-lado para emparelhar seus elétrons. Essa 
superposição lateral leva à ligação π.
. Formalmente, a ligação π tem um único plano 
nodal sobre o eixo internuclear.
. Generalizando:
- Uma ligação simples é uma ligação σ;
- Uma ligação dupla é uma σ e uma π e;
- Uma ligação tripla é uma σ e duas π.
TOM – Teoria dos Orbitais Moleculares
. Na TOM, os elétrons ocupam orbitais chamados orbitais moleculares, nos quais 
esses elétrons se espalham por toda a molécula, ou seja, não estão localizados nos 
átomos ou entre pares deles, e sim, deslocalizados sobre toda a molécula, não 
pertencendo a nenhuma ligação específica.
. Os orbitais moleculares são construídos pela superposição (adição) de orbitais 
atômicos provenientes da camada de valência de cada átomo: 
Ψ = ψA1s + ψB1s
. Em que ψA1s é um orbital 1s centrado em um átomo (A) e ψB1s outro orbital 1s 
centrado em outro átomo (B).
. O orbital molecular ψ provém de uma combinação linear de orbitais atômicos 
(LCAO), logo, o número de orbitais moleculares é o mesmo do número de orbitais 
atômicos envolvidos na ligação.
Formação da ligação covalente na molécula de H2 por TOM
2 orbitais 1s combinam-se “fora de fase” para gerar um ligação σ* (antiligante)
2 orbitais 1s combinam-se “em fase” para gerar um ligação σ (ligante)
Ambos OMs tem 
simetria de rotação 
ao longo do eixo 
internuclear
(a) Adição da função de onda ψ de orbitais atômicos 1s de átomos de 
hidrogênio gerando orbital molecular sigma ligante (σ), significando: 
região de alta probabilidade de encontrar o elétron entre dois núcleos.
(b) Subtração da função de onda ψ de um átomo de hidrogênio do outro 
gerando orbital molecular antiligante (σ*): região nodal (nodo ou nó) na qual 
a probabilidade de encontrar o elétron entre dois núcleos é zero.
adição das ψ 1s 
subtração das ψ 1s 
OM σ (ligante)
OM σ* (antiligante)
Em resumo: 
Construindo o diagrama de orbitais moleculares para H2 (TOM)
A combinação de n orbitas atômicos (OA) leva à formação de n 
orbitais moleculares (OM).
Es < Es
*
Nodo: Ψ = 0 (quanto maior o 
nº de nodos, maior energia)
O que aconteceria se um elétron de H2 for promovido do menor 
nível de energia (OM ligante), para o próximo nível de energia 
mais baixo (OM antiligante)?
Ordem de ligação = (nº elétrons no OM ligantes) − (nº elétrons em OM 
antiligantes)/2, ou seja, neste caso a ligação é quebrada (OL = 0).
(435 KJ/mol)
Molécula hipotética resultante da combinação de dois átomos de 
hélio por TOM
Nº elétrons nos orbitais ligantes = Nº elétrons nos orbitais antiligantes, 
ordem de ligação é zero, ou seja a molécula não existe
Configurações Eletrônicas
Molécula de O2 – Paramagnética
. Podemos definir a ordem de ligação 
(BO) da molécula na TOM como 
sendo metade dos elétrons em 
orbitais ligantes pelos elétrons em 
orbitais antiligantes:
BO = ½ (N – N*)
. Para o O2, a ordem de ligação é 2.
Combinação de orbitais “p” puros
Estes dois pares de orbitais p devem combinar lateralmente
Só estes dois orbitais p podem sobrepor no eixo axial
simétrico ao 
longo do eixo
simétrico ao 
longo do eixo
Não há simetria 
sobre este eixo. 
Se girarmos, a 
fase muda
Não há simetria 
sobre este eixo. 
Se girarmos, a 
fase muda
A sobreposição lateral de 2 orbitais p forma OM não simétricos em torno 
do eixo internuclear
Teoria da Hibridização: orbitais atômicos s e p
no átomo de carbono
Hibridização dos orbitais atômicos s e p
no átomo de carbono sp3
Orbitais sp3 híbridos do 
carbono de mesma energia
(degenerados)Configuração eletrônica 
do átomo de carbono
(fundamental)
Mistura de 
orbitais s e p 
para produzir 
quatro 
orbitais 
híbridos sp3
Diagrama de orbitais 
moleculares do metano
Orbitais moleculares do metano 
(simétricos e degenerados)
Orbitais híbridos sp3
No plano 
do papel
No plano 
do papel
Distante do 
observador
(p/ trás)
Próximo do 
observador
(p/ frente)
110 pm
1,10 A°
Descrição do metano
Hibridização dos orbitais dos hidrocarbonetos
. Para explicar a ligação dupla dos alquenos, podemos utilizar o eteno como 
exemplo. Dados experimentais mostram que essa molécula tem estrutura trigonal 
planar que pode ser explicada pela formação de uma ligação σ C-C e duas σ C-H 
por três orbitais sp2 hibridizados e a segunda ligação da ligação dupla, por uma 
ligação π C-C proveniente de um orbital p livre. Esse arranjo orienta os átomos para 
os vértices de um triângulo equilátero caracterizando a estrutura trigonal planar.
Eteno
Hibridização dos orbitais atômicos s e p
no átomo de carbono sp2
Mistura de 
orbitais 2s e 2px e 
2py para produzir 
orbitais híbridos 
sp2
3 orbitais sp2 híbridos 
(degenerados), deixando um 
orbital p “puro”Configuração eletrônica 
do átomo de carbono
(fundamental)
Diagrama de orbitais moleculares do eteno
HOMO = orbital ocupado de maior energia
LUMO = orbital desocupado de menor energia
HOMO
LUMO
Orbitais de fronteira
3 orbitais sp2
2 são usados para 
ligação sp2-s (C-H)
1 p/ sp2-sp2 (C-C)
3 orbitais sp2
2 são usados para 
ligação sp2-s (C-H)
1 p/ sp2-sp2 (C-C)
Orbitais HOMO e LUMO
. Em moléculas muito grandes, como moléculas orgânicas de grande cadeia carbônica, 
há a contribuição de muitos orbitais atômicos para formação de muito orbitais 
moleculares. Com essa grande quantidade de orbitais moleculares, os níveis de 
energia entre eles estão muito próximos e podemos resumi-los em dois grupos de 
orbitais: o HOMO (Highest Occupied Molecular Orbital) o orbital molecular ocupado de 
maior energia e o LUMO (Lowest Unoccupied Molecular Orbital) o orbital molecular 
não ocupado de menor energia.
. A fronteira entre esses orbitais é bem pequena e excitar um elétron do HOMO para o 
LUMO é bem fácil, por isso moléculas como o β-caroteno geram coloração 
(responsável pela coloração alaranjada da cenoura), pois uma energia fraca como a 
luz visível já é suficiente para excitar um elétron e emitir cor.
Β-caroteno
Descrição do eteno
(gás etileno)
1,09 A°
1,34 A°
Hormônio vegetal presente em todos 
os órgãos vegetais e em alguns fungos, 
etileno participa da regulação de quase 
todos os processos de desenvolvimento 
das plantas, em especial, no 
amadurecimento de frutos.
Hibridização dos orbitais dos hidrocarbonetos
. Para explicar a ligação tripla dos alquinos, podemos utilizar o etino como exemplo. 
Dados experimentais mostram que essa molécula tem estrutura linear que pode ser 
explicada pela formação de uma ligação σ C-C e uma σ C-H por dois orbitais sp 
hibridizados e as duas ligações restantes da ligação tripla, por duas ligações π C-C 
provenientes de dois orbitais p livres.
Hibridização dos orbitais atômicos s e p
no átomo de carbono sp
Mistura de 
orbitais 2s e 2px
para produzir 
orbitais híbridos 
sp
Configuração eletrônica 
do átomo de carbono
(fundamental)
2 orbitais sp2 híbridos 
(degenerados), deixando 2 
orbitais p “puros”
Descrição do etino
(gás acetileno)
1,06A° 1,34 A° 1,06A°
Incolor, instável, altamente 
combustível, e produz uma 
chama de elevada temperatura 
(mais de 3000° C ou 5400°F) em 
presença de oxigênio. Importante 
na indústria (p.e. maçaricos).Alenos: um caso especial de carbono sp
perpendiculares
Qualquer átomo pode ser hibridizado 
O arranjo tetraédrico dos átomos sobre qualquer átomo central pode 
ser racionalizado, descrevendo o átomo central como sp3 hibridizado.
Is
o
e
le
tr
ô
n
ic
o
s
sp3 
(piramidal)
sp3 
(tetraédrica)
sp2
(trigonal planar)
Isoeletrônicos Hibridização do 
átomo central 
Geometria da 
molécula
sp linear
sp2 trigonal
sp3 tetraédrica
sp3d bipirâmide
triangular
sp3d2 octraédrica
Hibridização dos orbitais
. Para explicar um arranjo bipirâmide trigonal, podemos misturar um orbital s com 
três orbitais p e um orbital d e produzirmos quatro orbitais sp3d, de mesma energia 
orientados para os vértices da bipirâmide trigonal. Por exemplo: molécula de PCl5
. Para explicar um arranjo octaédrico, podemos misturar um orbital s com três 
orbitais p e dois orbitais d e produzirmos cinco orbitais sp3d2, de mesma energia 
orientados para os vértices de um octaédro. Por exemplo: molécula de SF6
O número de 
orbitais híbridos 
é sempre igual 
ao número de 
orbitais 
atômicos.
Em resumo...
Todos os compostos de carbono normais têm oito elétrons na camada exterior 
(n = 2) do átomo de carbono, todos compartilhados em ligações. 
Não importa a origem dos elétrons: eles se encaixam nos OM sp, sp2 ou sp3.
Algumas espécies de carbono que não se enquadram são carbânion, 
carbocátion, radical e carbeno (espécies reativas de carbono):
.CH2 (sp
3/sp2 hibridizado, 1 elétron não ligante, piramidal e trigonal)
:CH2 (sp
2 hibridizado, 2 elétrons não ligantes porém com arranjos diferentes)
1 par não ligante orbital p vazio
sp3 
(piramidal)
sp2
(trigonal planar)
Exercício 1. Qual é a forma e a hibridização de cada átomo de carbono nestas moléculas?
Exercício 2. Sugerir estruturas detalhadas para estas moléculas e prever as suas formas. 
Fórmula molecular
Modelo de bolas e varetas
Modelo do raio de Van der Waals Mapa de Potencial Eletrostático
L-Dihidróxi-fenilalanina (L-Dopa)
Formas de ilustrações de moléculas
Metano
Etano
Propano n-Octano
Outros exemplos de Mapa de Potencial Eletrostático
Funções Orgânicas
Família Fórmula geral Grupo funcional
Alcano RH CnH2n (C–H e C–C)
Alceno
RCH=CH2, RCH=CHR
R2C=CHR, R2C=CR2
Alcino HC≡CR, RC≡CR
Aromático ArH Anel aromático
Haloalcano/Halogeneto RX (X = halogênio)
Álcool ROH
Éter ROR
Tiól e sulfeto RS-H, RSR’
Amina RNH2,R2NH, R3N
Aldeído RCHO
Cetona RCOR’
Ácido carboxílico RCO2H
Éster RCO2R’
Amida
RCONH2
RCONHR’, RCONR’R”
Nitrila RCN
C
ar
ac
te
rí
st
ic
as
 E
st
ru
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 d
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 P
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Fu
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O
rg
ân
ic
as
Características estruturais de alcanos, alquenos e alquinos 
(hidrocarbonetos)
sp , 180°, linear
sp2 , ~120°, 
trigonal planar
Todas as ligações
são sp3 , ~109°, 
tetraédrica
Compostos que possuem somente carbono e hidrogênio (C,H) em 
sua estrutura, variando apenas na hibridização de seus átomos:
Aromáticos
(arenos)
Alcanos
(parafinas) Alcenos
(olefinas)
Alcinos
(acetilenos)
sp2 , ~120°, 
(molécula plana)
Hidrocarbonetos que apresentam apenas ligações simples (C-C, C-H), onde
os carbonos são hibridização sp3
ALCANOS
combinação 
de orbitais 
atômicos 
Metano 
Etano 
Propano
Butano
Apresentam apenas ligações simples (C-C, C-H), fórmula geral CnH2n+2
(podendo apresentar-se ramificada e não-ramificada)
C3H8
C4H10
C2H6
CH4
Alcanos podem apresentar isômeros constitucionais (mesma fórmula
molecular, com átomos conectados de forma diferente)
C4H10
C5H12
C6H14
norbonano
biciclo[2.2.1]-heptano
C7H12
trans-decalina
trans-biciclo[4.4.0]decano
C10H18
cis-decalina
C3H6 C4H8
C5H10 C6H12 C7H14
C8H16
C9H18 C10H20
Alcanos podem apresentar-se na forma cíclica: alcanos cíclicos
(cicloalcanos) e biciclos (CnH2n...)
Alquenos são rígidos em torno da ligação C=C
Alcanos apresentam rotação livre em torno da ligação C-C
A cligação C=C é restrita (rígida) porque a ligação π 
resulta do recobrimento lateral de orbitais p. Se 
girarmos um dos orbitais p da ligação π C-C (p-p) 
haverá quebra da ligação → processo 
termodicamicamente muito desfavorecido.
Conformações
Isômeros geométricos
Diferentes tipos de carbonos e hidrogênios
metil 
etil
propil
isopropil
butil
isobutil
sec-butil
terc-butil
pentil
isopentil
Nomenclatura de substituintes alquila:
Nomenclatura de Compostos Orgânicos Segundo as Recomendações da IUPAC. 
Uma Breve Introdução
José Augusto R. Rodrigues
Julho de 2011, www.chemkeys.com
Carbono hibridizado sp2
ALCENOS
Eteno (H2C=CH2)
Mapa de potencial
eletrostático
Ligação π
C sp2 , ~120°, 
trigonal planar
Plano nodal
ALCINOS
sp , 180°, linear
231 Kcal.mol-1 174 Kcal.mol-1 101 Kcal.mol-1
4-metil-2-penteno
CH2CH3
3-etil-1-cicloexeno
( 3-etilcicloexeno )
A numeração deve iniciar da extremidade mais próxima do grupo 
funcional: o grupo funcional tem preferência sobre substituintes
Nomenclatura de alcenos e alcinos
2-hexeno
Etenil
(Vinil)
2-Propenil
(Alil)
Grupamentos importantes:
2-hexino
4-metil-2-pentino
Na numeração, a ligação 
tríplice tem preferência 
sobre a dupla
hex-5-en-2-ino
Na numeração, o grupo funcional tem 
preferência sobre substituintes
HIDROCARBONETOS AROMÁTICOS: BENZENO PROTÓTIPO
Todos os carbonos
são sp2, ~120°, 
(estrutura plana)
RESSONÂNCIA
ESTRUTURAS DE KEKULÉ
Energia de ressonância = 36 Kcal/mol
Todas as ligações são equivalentes
O anel totalmente simétrico. 
Comprimentos ligação variando entre 
uma ligação simples e dupla.
Muito estável
Menos reativo que outros grupamentos 
funcionais.
Característica estrutural do benzeno
Orbitais 
moleculares
Todos os 
orbitais 2p 
sobrepõem-se 
igualmente.
Região de maior
densidade eletrônica
R
ipso
orto
meta
para
POSIÇÕES ORTO, META E PARA
CH
3
NO
2
m-nitrotolueno
3-nitrotolueno
1-metil-3-nitrobenzeno
o-
m-
p-
1
2
3
4
5
6
Cl
Cl
p-diclorobenzeno
1,4-diclorobenzeno
Nomenclatura de benzenos substituídos
CH
3
Metilbenzeno
CH
3
Cl
1-Cloro-3-metilbenzeno
(tolueno) 
Br
NO
2
1-Bromo-3-nitrobenzeno
CH
3
CH
3
1,4-Dimetilbenzeno
Menor numeração + ordem alfabética dos substituintes
Alguns nomes especiais
CH
3
NH
2
tolueno anilina anisol
O CH
3
fenol
CH
3
CH
3
o-xileno m-xileno
p-xileno
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
OH
COOH
ácido benzóico
Estruturalmente similares aos hidrocarbonetos correspondentes, exceto
pela natureza de um grupo X que se liga a uma das valências do carbono.
R = hidrocarboneto (alifático ou aromático)
X = OH, OR, NR2, halogênio
Polarização da ligação C-X (X= heteroátomo)
HALETOS, ÁLCOOIS, ÉTERES E AMINAS
Classificação e Exemplos de Haletos Orgânicos
Haletos de alquila: átomo de halogênio ligado a um carbono hibridizado sp3.
C C
X
X
Haletos de vinila: átomo 
de halogênio ligado a um 
carbono hibridizado sp2
Haletos de arila: átomo de 
halogênio ligado a um carbono 
hibridizado sp2 aromático.
Haletos de vinila Haletos de fenila ou arila
H–C≡CCH2OH
Classificação e Exemplos de Álcoois
Classificação e Exemplos de Éteres
Classificação e Exemplos de Aminas
COMPOSTOS CARBONÍLICOS: ALDEÍDOS E CETONAS 
Grupo carbonila
Orbitais moleculares dos compostos carbonílicos
Nomenclatura dos aldeídos
Substituir a terminação -o
do alcano correspondentepor – al. 
O grupo funcional aldeído é 
sempre o carbono 1 (não 
numerado)
Grupos funcionais aldeído ligados a um anel são nomeados usando o sufixo 
carbaldeído
Substituir a terminação -o do alcano correspondente por -ona. 
O grupo funcional cetona é sempre numerado (menor numeração)
Cetonas mais complexas usa-se nomear os dois grupos ligados ao grupo 
cetona. Algumas cetonas são mais conhecidas pelos nomes comuns:
Nomenclatura das cetonas
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS E DERIVADOS
Semelhantes aos
compostos carbonílicos, 
exceto pela presença de 
um heteroátomo X
C sp2, ~120°, trigonal planar
Estabilidade excepcional das amidas
Rotação lenta (conjugação)
Iminas 
Enaminas
Nitrilas
Outras classes de 
compostos orgânicos
Carvalho, I.; Pupo, M. T.; Borges, A. D. L.; Bernardes, L. S. C. Introdução a
modelagem molecular de fármacos no curso experimental de Química
Farmacêutica. Quim. Nova, 2003, 26, 428.
• Clayden, J.; Greeves, N.; Warren, S. & Wothers, P. Organic Chemistry, 2a Ed, 
Oxford University Press Oxford, 2012.
• Solomons, T. W. G. & Fryhle, C. B. Química Orgânica – tradução da 10ª Ed. 
Editora LTC. Volume 1.
• Carey, F. A. Química Orgânica - volumes 1 e 2 7a Ed, Bookman, 2012.
• Vollhardt, P. & Schore, N. Química Orgânica – Estrutura e Funções, 6ª Ed, 
Editora Bookman, Porto Alegre, 2013 (ISBN 9788565837033).
Texto complementar: