QOrganica I

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Química Orgânica I
Prof. Paulo Cesar de Lima Nogueira
São Cristóvão
Junho/2017
CONCEITOS BÁSICOS:
ESTRUTURA E LIGAÇÂO
Química Orgânica
• O estudo dos compostos contendo carbono e
hidrogênio.
• Ca. 30 milhões de compostos já foram
identificados.
• “C” é um átomo pequeno.
– Forma ligações simples, duplas e triplas.
– Tem eletronegatividade intermediária (2.5).
– Forma ligações fortes C, H, O, N, e alguns
metais.
2
Estrutura do Átomo
• Um núcleo pequeno e denso: diâmetro 10-14 - 10-15
contendo prótons carregados positivamente e a
maioria da massa do átomo.
• Um espaço extranuclear: diâmetro 10-10 m, o qual
contém elétrons carregados negativamente.
3
espaço extranuclear 
contendo elétrons
núcleo contendo 
prótons e neutrons
4
espaço extranuclear 
contendo elétrons
elétron
núcleo
(prótons e neutrons)
neutron
próton
Estrutura do Átomo
Configuração Eletrônica dos Átomos
Elétrons são confinados em regiões do espaço
chamados de níveis de energia principal (camadas).
• Cada camada pode conter 2n2 elétrons
(n = 1,2,3,4......)
5
camadas
Número de 
elétrons que a 
camada 
comporta
Energias 
relativas dos 
elétrons nestas 
camadas
maior
menor
• Camadas são divididas em subcamadas chamadas
orbitais, as quais são designadas pelas letras s, p, d,
f........
– s (1 por camada)
– p (conjunto de 3 por camada a partir da 2a. camada)
– d (conjunto de 5 por camada a partir da 3a. camada)
..…
– A distribuição dos orbitais nas camadas:
Shell Orbitals Contained in That Shell
3
2
1 1s
2s , 2px, 2py, 2pz
3s , 3px, 3py, 3pz, p lus five 3d orbitals
Configuração Eletrônica dos Átomos
6
• O pareamento de spins eletrônicos
Configuração Eletrônica dos Átomos
7
• Princípio de Aufbau (“Construção”) :
– Orbitais são preenchidos em ordem crescente de
energia do mais baixo para o mais alto nível de
energia.
• Princípio da Exclusão de Pauli:
– Não mais que 2 elétrons podem ocupar um orbital.
Se 2 elétrons estão presentes, seus spins devem ser
emparelhados.
• Regra de Hund:
– Quando orbitais de igual energia são disponíveis,
mas não há elétrons suficientes para preenche-los
totalmente, um elétron é adicionado a cada orbital
antes do 2o elétron ser adicionado a qualquer um
deles; os spins dos elétrons em orbitais
degenerados deverão estar alinhados.
Configuração Eletrônica dos Átomos
8
• Diagrama de nível de energia: Representação de
onde elétrons estão localizados numa configuração
eletrônica. Por exemplo, um diagrama de nível de
energia para o “C” no estado fundamental 1s2 2s2 2p2.
Para cloro: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.
1s
2s
2p
Energy-level 
diagram for chlorine
(atomic number 17)
E
n
e
r
g
y
3s
3p
1s
2s
2p
Energy-level 
diagram for carbon
(atomic number 6)
E
n
e
r
g
y
Configuração Eletrônica dos Átomos
9
Configuração Eletrônica dos Átomos
10
O Conceito de Energia
• No estado fundamental do “C”, elétrons são
dispostos de acordo com os princípios da química
quântica (Aufbau, regra de Hund, princípio da
exclusão de Pauli, etc.) que ditam a forma de mais
baixa energia do carbono.
• Se colocarmos os elétrons numa maneira
diferente (como por exemplo com um elétron em
2s e três elétrons em 2p) deveremos ter um nível
de energia maior chamado de estado excitado.
Qdo os elétrons são rearranjados de volta ao
estado fundamental, energia é liberada.
11
• Elétrons no orbital de mais baixa energia, 1s, estão
mais presos ao núcleo e são mais difíceis de
remover do átomo.
• Primeira energia de ionização: A energia
necessária para remover o elétron mais
fracamente preso de um átomo ou molécula.
O Conceito de Energia
12
Estruturas de Lewis: Regra do Octeto
• Gilbert N. Lewis & W. Kössel (1916)
• Camada de Valência:
– A camada mais externa de um átomo contendo
elétrons.
• Elétrons de Valência :
– Elétrons na camada de valência de um átomo;
estes elétrons são usados para formar ligações
químicas e em reações químicas.
• Estruturas de pontos de Lewis:
– O símbolo de um elemento representa o núcleo e
todos os elétrons mais internos.
– Pontos representam elétrons na camada de
valência do átomo.
13
Estruturas de Lewis
• Símbolos de Lewis para elementos com 1-18 elétrons.
14
Modelo de Ligação de Lewis
• Átomos interagem de tal maneira que cada átomo
participante adquire a configuração eletrônica do gás nobre
de número atômico mais próximo.
– Um átomo que ganha elétrons torna-se um ânion.
– Um átomo que perde elétrons torna-se um cátion.
– A atração de ânions e cátions leva a formação de sólidos
iônicos. Esta interação iônica é normalmente chamada de
ligação iônica.
– Um átomo pode compartilhar elétrons com um ou mais
átomos para completar sua camada de valência; uma
ligação química formada pelo compartilhamento de
elétrons é chamada de ligação covalente.
– Ligações podem ser parcialmente iônicas ou
parcialmente covalentes; estas ligações são chamadas
ligações covalentes polares
15
Eletronegatividade
• Eletronegatividade:
– Uma medida da atração de um átomo pelos
elétrons que ele compartilha com outro átomo
numa ligação química.
• Escala de Pauling:
– Varia de 0,7 (Cs) a 4,0 (F)
– Geralmente aumenta da esquerda para direita
num período.
– Geralmente aumenta de baixo para cima num
grupo (família).
16
Eletronegatividade
17
Formação de Íons
Geral:
• Íons serão formados se a diferença na
eletronegatividade entre os átomos que interagem
for 1,9 ou maior.
• Exemplo: sódio (EN 0,9) e flúor (EN 4,0)
• Usamos meia seta curvada para mostrar a
transferência de um elétron do “Na” para “F”.
• Na formação Na+F-, o único elétron 3s do “Na” é
transferido para a camada de valência parcialmente
preenchida do “F”.
Na + F Na+ F -
• •• •• •
• •
• •• •
• •
+ F-(1s22s22p6)Na +(1s22s22p6)F(1s22s22p5)+Na(1 s22s22p63s1)
18
Ligações Covalentes
• A ligação covalente mais simples é aquela no H2
– O único elétron de cada “H” se combina para formar
um par de elétrons.
– Um par de elétrons compartilhado funciona de duas
maneiras simultaneamente; são compartilhados pelos
2 átomos e preenchem a camada de valência de cada
átomo “H”.
• O número de elétrons compartilhados
– Um par de elétrons compartilhados forma uma
ligação simples
– Dois pares compartilhados formam uma ligação dupla
– Três pares compartilhados formam uma ligação tripla
H H H-H+ • ∆H0 = -435 kJ (-104 kcal)/mol•
19
No elétrons não 
compartilhados
Carga Formal
• Carga Formal: A carga de um átomo numa molécula ou
num íon poliatômico.
• Para determinar a carga formal
1. Escreva uma estrutura de Lewis correta para a
molécula ou íon.
2. Assinale em cada átomo todos os seus elétrons não
compartilhados (não-ligantes) e metade de seus
elétrons compartilhados (ligantes).
3. Compare este número com o número de elétrons de
valência no átomo neutro não ligado.
4. A soma de todas as cargas é igual a carga total na
molécula ou íon.
20
Carga 
formal
No elétrons de 
Valência do 
átomo neutro,
Não ligado
No elétrons 
compartilhados
2
• Exercício: Desenhe as estruturas de Lewis e
mostre quais átomos em cada exemplo
apresentam carga formal.
NH2
- HCO3 - CO3 2 -
CH3NH3 + HCOO- CH3COO-
(b) (c)
(d) (e) (f)
(a)
Carga Formal
21
• Para escrever uma estrutura de Lewis
– Determine o número de elétrons de valência.
– Determine o arranjo dos átomos (conectividade).
– Conecte os átomos através de ligações simples.
– Arranje os elétrons remanescentes que forma que
cada átomo tenha a camada de valência completa.
– Mostre um par de elétrons ligante como uma única
linha.
– Mostre os paresde elétrons não-ligantes (um par
isolado) como um par de pontos.
– Numa ligação simples átomos compartilham um par
de elétrons, numa ligação dupla eles compartilham
dois pares de elétrons e numa ligação tripla eles
compartilham três pares de elétrons.
Estruturas de Lewis
22
• Para escrever uma estrutura de Lewis
1) Determine o arranjo dos átomos: Fórmula molecular e
conectividade são determinadas experimentalmente!
Ex. Nitrito de metila CH3NO2: C-O-N-O; H3C-
2) Contar o número de elétrons de valência disponível:
Molécula neutra: No. igual a soma dos e- de valência
“H” contribui com 1 e-; “C” 4 e-; “N” 5 e-; “O” 6e-
Total (CH3NO2) = 24 elétrons (3H, 1C, 1N, 2O)
3) Conecte os átomos através de ligações simples (par e-):
Estrutura parcial
H3C-O-N-O
4) Arranje os elétrons remanescentes de forma que cada átomo
tenha a camada de valência completa: no e- compartilhados (2 x
no ligações) subtraído do no total e- fornece o no e- que serão
adicionados para completar a estrutura. (24 e- no total menos 12
e- (6 ligações), logo o saldo é de 12 elétrons.
Estruturas de Lewis
23
• Para escrever uma estrutura de Lewis
5) Adicione elétrons em pares de forma que a maioria dos
átomos possuam 8 e- (“H” é limitado a 2 e-). Quando o No.
e- for insuficiente para fornecer um octeto para todos os
átomos, distribua e- nos átomos em ordem DECRESCENTE
DE ELETRONEGATIVIDADE
- Mostre os pares de elétrons não-ligantes (um par isolado)
como um par de pontos.
6) Se um ou mais átomos tiver menos que 8 e-, use pares de
e- não compartilhados num átomo adjacente para formar
uma ligação dupla ou tripla para completar o octeto.
Estruturas de Lewis
C
H
H
H
O N O
C
H
H
H
O N O C
H
H
H
O N O estrutura alternativa: satisfaz octeto, mas 
menos estável!
mais estável 24
• Numa molécula neutra
– “H” tem uma ligação.
– “C” tem 4 ligações e nenhum par isolado.
– “N” tem 3 ligações e 1 par isolado.
– “O” tem 2 ligações e 2 pares isolados.
– “X” tem 1 ligação e 3 pares isolados.
Estruturas de Lewis
25
metanoamôniaágua ácido clorídrico
etileno acetileno formaldeído ácido carbônico
Exceções a Regra do Octeto
• Moléculas que contém átomos do Grupo 3A,
particularmente boro e alumínio.
26
trifluoreto de boro cloreto de alumínio
6 elétrons na camada 
de valência do Boro e 
do Alumínio
Exceções a Regra do Octeto?
• Átomos do 3o Período são freqüentemente desenhados com
mais ligações que permitido pela regra do octeto.
• O “P” na trimetilfosfina obedece a regra do octeto devido ter
3 ligações e um par não compartilhado.
• Contudo, uma representação comum do ácido fosfórico têm
5 ligações no “P”, a qual é explicada invocando o uso dos
orbitais 3d para acomodar as ligações adicionais.
27
trimetilfosfina pentacloreto de 
fósforo ácido fosfórico
carga
formal
• No entanto, o uso dos orbitais 3d para ligações é discutível.
• Representação alternativa do ácido fosfórico: “P” com 4
ligações num octeto tendo uma carga formal positiva no “P”,
enquanto “O” da ligação dupla possui carga formal negativa.
Exceções a Regra do Octeto?
28
Exceções a Regra do Octeto?
Outro exemplo: a Reação Wittig 
29
adição de ilídio de fósforo
uma betaína de fósforo
uma oxafosfaciclo-butano
(oxafosfetano)
Mecanismo da reação de Wittig
• Enxofre é comumente representado com números variáveis de
ligações. Em cada uma das estruturas alternativas, “S” obedece a
regra do octeto.
Exceções a Regra do Octeto?
30
sulfeto de 
hidrogênio dimetilsulfóxido
cargas 
formais
ácido sulfúrico
carga 
formal
• Linus Pauling – anos 1930
– Muitas moléculas e íons são melhor descritos
escrevendo duas ou mais estruturas de Lewis.
– Estruturas de Lewis individuais são chamadas
estruturas contribuintes.
– Estruturas contribuintes individuais são
conectadas pela seta de ponta-dupla
(ressonância).
– A molécula ou íon é um híbrido das várias
estruturas contribuintes.
Ressonância
31
Ressonância
• Para muitas moléculas e íons, uma única estrutura de Lewis
não fornece uma representação adequada.
32
íon etanoato
(íon acetato)
e
• Exemplos: estruturas contribuintes equivalentes.
Ressonância
33
íon nitrito
(estruturas contribuintes 
equivalentes)
íon acetato
(estruturas contribuintes equivalentes)
• Formalismo da seta curva: Símbolo usado para
mostrar a redistribuição de elétrons de valência.
• Usando setas curvas, existe apenas duas maneiras
de redistribuição de elétrons:
– De uma ligação pi para um átomo adjacente.
– De um par isolado num átomo para uma ligação
adjacente.
• O fluxo de elétrons é útil em Química Orgânica!
Ressonância
34
• Todas as estruturas contribuintes devem:
1. Ter o mesmo número de elétrons de valência.
2. Obedecer as regras de ligação covalente:
– Não mais que dois elétrons na camada de valência
do “H”.
– Não mais que oito elétrons na camada de valência de
um elemento do 2o período.
3. Diferir apenas na distribuição dos elétrons de valência;
a posição de todos os núcleos devem ser a mesma.
4. Ter o mesmo número de elétrons emparelhados e
desemparelhados.
Ressonância
35
• Exemplo: íon carbonato
– É um híbrido de 3 estruturas contribuintes
equivalentes.
– A carga negativa está distribuída igualmente entre os
3 oxigênios.
Ressonância
36
• Preferência 1: Camada de valência preenchida
– Estruturas na qual todos os átomos tem camadas de
valência preenchidas contribuem mais que aquelas com
uma ou mais camadas de valência não preenchidas.
Ressonância
37
contribuinte principal 
(ambos “C” e “O” possuem 
camada de valência completa)
menor contribuinte
(“C” possui apenas 6 e- na 
camada de valência)
• Preferência 2: número máximo de ligações covalentes
– Estruturas com um número maior de ligações covalentes
contribuem mais que aquelas com menor número de
ligações covalentes.
Ressonância
38
contribuinte principal 
(8 ligações covalentes)
menor contribuinte
(7 ligações covalentes)
• Preferência 3: Menor separação de carga contrárias
– Estruturas com separação de cargas contrárias
contribuem menos que aquelas sem separação de cargas.
Ressonância
39
contribuinte principal 
(sem separação de cargas 
contrárias)
menor contribuinte
(separação de cargas 
contrárias)
• Preferência 4: carga negativa no átomo mais
eletronegativo.
– Estruturas que levam uma carga negativa no átomo mais
eletronegativo contribui mais que aquelas com carga
negativa num átomo menos eletronegativo.
Ressonância
40
contribuinte 
principal 
contribuinte 
menor 
não deve ser 
desenhada!
Mecânica Quântica
• Albert Einstein: E = hν (energia é quantizada)
– Luz tem propriedades de partícula.
• Louis deBroglie: dualidade onda/partícula
• Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg e Paul Dirac(1926)
• Schrödinger: equação de onda H ψ =E ψ
– Função de onda, ψ: uma solução para um conjunto de
equações que retrata a energia de um elétron num
átomo.
– Cada função de onda está associada com um único
conjunto de números quânticos.
– Cada função de onda representa uma região do espaço 
3D e é chamada de orbital.
– Max Born: ψ 2 é a probabilidade de se encontrar um
elétron num dado ponto do espaço.
λ = h
mν
41
• Características de uma onda associada com uma
partícula em movimento.
λ= comprimento de onda.
Mecânica Quântica
42
Formas dos orbitais atômicos s
• Todos os orbitais s tem 
a mesma forma esférica 
com o centro da esfera 
no núcleo.
43
– Representação 3D dos orbitais atômicos 2px, 2py e 2pz
incluindo os planos nodais.
Formas dos orbitais atômicos p
44
• Representação gráfica dos orbitais atômicos 2px, 2py e
2pz incluindo os planosnodais.
Formas dos orbitais atômicos p
45
• Considerar as propriedades ondulatórias dos elétrons.
- Se concentrar em funções de onda e formas associadas
com orbitais s e p, pois são os orbitais mais
freqüentemente envolvidos nas ligação covalentes de
compostos orgânicos.
• Interações de orbital refere-se a interações de onda.
- Ondas interagem construtivamente ou destrutivamente
(adição ou subtração).
- Quando duas ondas de mesma fase se sobrepõem, uma
onda se adiciona construtivamente à outra onda.
- Ondas de fases opostas (fase positiva e negativa) se
adicionam destrutivamente, se anulando.
46
Teoria do Orbital Molecular
- A T.O.M. propõe que elétrons nos átomos existem em
orbitais atômicos (O. A.) e elétrons em moléculas existem
em orbitais moleculares (O. M.).
• Diagrama de energia da formação de uma ligação σ por
sobreposição de orbitais 1s.
Teoria do Orbital Molecular
47
• Exemplos de formação de ligação σ.
Teoria do Orbital Molecular
48
Regras:
• Combinação de n orbitais atômicos dão n OMs.
• OMs são arranjados em ordem crescente de energia.
• OMs são preenchidos pelas mesmas regras que
orbitais atômicos:
• Princípio de Aufbau (“construção”): preenchimento
começa com o orbital de menor energia
• Princípio da exclusão de Pauli: não mais que 2e-
num OM
• Regra de Hund: Quando dois ou mais OMs de
mesma energia são disponíveis, adicione 1e- em
cada antes de preencher qualquer um deles com 2e-.
Teoria do Orbital Molecular
49
• OMs derivados da combinação por (a) adição e (b)
subtração de dois orbitais atômicos 1s.
Teoria do Orbital Molecular
50
Teoria do Orbital Molecular
• Nos átomos, elétrons ocupam orbitais atômicos, mas
nas moléculas eles ocupam orbitais moleculares, os
quais circundam a molécula.
• Os dois orbitais atômicos 1s se combinam para formar
dois orbitais moleculares, 1 ligante (σ) e 1 anti-ligante
(σ*).
• Esta é uma ilustração
do diagrama de OM do
H2.
•Note que 1 elétron de
cada átomo está sendo
“compartilhado” para
formar uma ligação
covalente. Este é um
exemplo de mistura de
orbitais.
51
Teoria do Orbital Molecular
• Cada linha no diagrama representa um orbital.
• O volume do O.M. abrange a molécula toda.
• Os elétrons preenchem os OMs da molécula como os
elétrons preenchem orbitais atômicos nos átomos.
• Elétrons ocupam o orbital de menor energia disponível
para formar a mais baixa energia potencial para a
molécula (Princípio de aufbau)
• O no. máximo de elétrons em cada OM são dois (02).
(Princípio da exclusão de Pauli)
• Um (01) elétron ocupa orbitais de igual energia, com
spin paralelo, antes de começar a emparelhar. (Regra
de Hund.)
52
Teoria do Orbital Molecular
Os elétrons dos orbitais moleculares ligantes (σ ou pi)
são elétrons ligantes e os dos orbitais moleculares
anti-ligantes (σ* ou pi*) são elétrons antiligantes.
Ordem de Ligação
A diferença entre os elétrons ligantes e os elétrons
antiligantes nos dá o número de elétrons efetivamente
ligantes. Aqueles cujo efeito é mutuamente anulado
chamam-se elétrons não-ligantes.
53
O.L.= no elétrons ligantes – no elétrons antiligantes
2
Teoria do Orbital Molecular
• He2: ⇒ sem estabilização (ou ligação).
• ⇒ um saldo de 1 elétron ligante. 
• Ordem de Ligação: O.L. = 1/2(nL − nA), onde nL é o No.
elétrons ligantes e NA é o No. elétrons anti-ligantes.
Ex. Para He2 , O.L.(He2) = 1/2(2 −2) = 0. 
Ex2. H2 por outro lado deverá ter O.L. (H2) = 1/2(2 − 0) = 1 
ou existe uma ligação simples entre os 2 átomos. 
• Li2: ⇒ O.L.=1/2(4 − 2) = 1. 
• A Molécula de lítio deverá ser estável. 
• O2: ; 
( ) ( )1121 *ss σσ
( ) ( )2121 *ss σσ
+
2He
( ) ( ) ( )221121 s*ss σσσ
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )22224222222121 *ppp*ss*ss piσpiσσσσ
Diagrama de OM do N2
OL= 1/2(10 − 6) = 2. Últimos 2 orbitais preenchidos são antiligantes ⇒ 1 elétron em
cada orbital (regra de Hund) ou 2 elétrons desemparelhados ⇒ O2 é uma molécula
paramagnética.
54
Teoria do Orbital Molecular
Níveis de OM dos Elementos do 2o Período
*
p2σ
*
p2pi
p2σ
↑↓
↑↓
↑↓↑↓
↑↓
↑↓↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓↑↓
↑↓
↑↓↑↓
↑↓
↑↓
↑↓↑↓
↑↓
↑ ↑
↑↓
↑↓
↑↓↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓↑↓
↑↓
↑↓
↑ ↑p2pi
*
s2σ
s2σ
B2 C2 N2 O2 F2 Ne2
grande interação 2s-2p pequena interação 2s-2p
Ordem de Ligação
Comportamento 
Magnético
1
P
2
D
3
D
2
P
1
D
0
P = Paramagnético; D = Diamagnético
55
Teoria do Orbital Molecular
Diagrama OM para CH4
56
Teoria da Ligação de Valência:
Hibridização de Orbitais Atômicos
• Um princípio da TLV: ligações são criadas pela sobreposição
de orbitais atômicos.
– Portanto, as ligações estão localizadas adjacentes aos
átomos ao invés de deslocalizados sobre vários átomos
como na TOM.
– O modelo da TLV correlaciona representações de Lewis,
onde 2 elétrons são visualizados entre dois átomos como
uma ligação.
No entanto, a localização das ligações entre os átomos
apresentam o seguinte problema:
– Na formação de ligações covalentes, átomos de “C”, “N” e
“O” usam orbitais atômicos 2s e 2p.
– Se estes átomos usassem estes orbitais para formar
ligações, deveríamos esperar ângulos de ligação de aprox.
90°.
– Mas, raramente observamos estes ângulos de ligação. 57
TLV: Hibridização de Orbitais Atômicos
• Em vez disso, encontramos ângulos de ligação de aprox.
109,5° em moléculas com apenas ligações simples, 120°
em moléculas com ligações duplas e 180°em moléculas
com ligações triplas.
• Linus Pauling (1930s) propôs que orbitais atômicos se
combinam para formar novos orbitais atômicos, chamados
orbitais híbridos, que formam ligações por sobreposição com
orbitais de outros átomos.
• Orbitais híbridos são formados por combinações de OA por
um processo chamado de hibridização.
58
– O número de orbitais híbridos formados é igual ao
número de O.A. combinados.
– Elementos do 2º período formam 3 tipos de orbitais
híbridos, chamados de sp3, sp2 e sp.
– A combinação matemática de 1 OA 2s e 3 OA 2p forma 4
orbitais híbridos equivalentes sp3.
TLV: Hibridização de Orbitais Atômicos
59
hibridização sp2
e
n
e
r
g
i
a
Formas dos Orbitais Atômicos
Prof. Sidney Lima
sp3 = 2,00
sp2 = 1,99
sp1 = 1,93
p = 1,72
s = 1,00
Poder de sobreposição: força da ligação
60
• A forma dos orbitais híbridos sp3 (a) Computadorizado; (b)
desenho da representação 3D; (c) 4 balões de tamanho e
forma similares amarrados, irá assumir uma geometria
tetraédrica.
TLV: Hibridização de Orbitais Atômicos
61
(a) orbital híbrido sp3 (b) 4 orbitais sp3 (arranjo tetraédrico)
(c)
• Esta abordagem é usada para criar ligações σC-H.
• Exemplo: CH3CH3 contem 1 ligação σ C-C e 6 ligações σ C-H.
Combinação TLV & TOM
62
uma ligação σ C-C, se
forma da sobreposição de
dois orbitais sp3 “C” seis ligações σ C-H,sobreposição de orbitais
sp3 “C” com orbital 1s “H”
63
pares de elétrons 
não-compartilhados
pares de elétrons 
não-compartilhados
TLV: Hibridização de Orbitais Atômicos
amônia
água
• A combinação matemática de 1 OA 2s e 2 OA 2p forma
3 orbitais híbridos equivalentes sp2.
TLV: Hibridização de Orbitais Atômicos
64
hibridização sp2
e
n
e
r
g
i
a
• Orbitais hibridos sp2 e um orbital 2p puro em um átomo
hibridizado sp2.
TLV: Hibridização de Orbitais Atômicos
65
a) orbital sp2
(desenho computadorizado)
b) três orbitais sp2
c) um orbital 2p perpendicular aos três orbitais sp2
• Orbitais hibridos sp2 e um orbital 2p puro em um átomo
hibridizado sp2. Ex. Eteno.
TLV: Hibridização de Orbitais Atômicos
vista de lado vista do topo 66• Uma ligação dupla usa hibridização sp2.
• Exemplo: etileno, C2H4 - Carbono usa uma combinação de
orbitais híbridos sp2 para ligações σ e o orbital 2p não
hibridizado forma a ligação dupla (pi).
Combinação TLV & TOM
67
quatro ligações σ C-H,
sobreposição de orbitais
sp2 “C” com orbital 1s “H”
uma ligação pi se forma
entre os dois orbitais 2p
uma ligação σ C-C,
se forma da
sobreposição de
dois orbitais sp2
“C”
TLV: Hibridização de Orbitais Atômicos
• A combinação matemática de 1 OA 2s e 1 OA 2p forma
2 orbitais híbridos equivalentes sp.
68
hibridização sp
e
n
e
r
g
i
a
TLV: Hibridização de Orbitais Atômicos
69
a) orbital sp
(desenho computadorizado)
b) dois orbitais sp
c) dois orbitais 2p 
perpendicular aos orbitais 
híbridos sp
TLV: Hibridização de Orbitais Atômicos
Exemplo: Etino
70
“C” hibridizado sp
• Uma ligação tripla C-C consiste de uma ligação σ formada pela
sobreposição de orbitais híbridos sp e duas ligações pi
formadas pela sobreposição em paralelo de orbitais atômicos
2p.
Combinação TLV & TOM
71
duas ligações σ C-H, sobreposição de
um orbital sp “C” com orbital 1s “H”
uma ligação pi se forma
entre os dois orbitais 2p
uma ligação σ C-C, sobreposição
de dois orbitais sp “C”
uma ligação pi se forma
entre os dois orbitais 2p
etino
Comprimento de Ligação: Hibridização 
Etino (sp)Eteno (sp2)
sp - sp 
sp2 - sp2
sp3 - sp3
Força dos orbitais híbridos
C-C: caráter (%) s.
C C C C C C
1,54 A 1,47 A 1,38 A
sp3 - sp3 sp2 - sp2 sp - sp
72
• C-C de alcinos é mais curta que C-C de alcenos;
• C-C de alcenos é mais curta que C-C de alcanos;
• C-H de alcinos é mais curta que C-H de alcenos;
• C-H de alcenos é mais curta que C-H de alcanos;
• Ligações mais curtas são mais fortes
• Mas, ligações σ são mais fortes que ligações pi
Força e comprimentos de ligações
73
Força e comprimentos de ligações
H - C- C -H
H
H
H
H
H
C C
H
H H
H -C C -H
C -C
C -C
C -C
C -H
C -H
C -H
Formula Bond
Orbital
Overlap
Bond Length
(pm)
sp 3-sp 3
sp 2-1 s
sp -sp , two 2 p -2p
sp -1 s
sp 3-1 s
sp 2-sp 2, 2 p -2 p
153.2
111.4
133.9
110.0
121.2
109.0
Ethane
Ethene
Ethyne
Name
74
VSEPR (RPECV)
• Baseada no duplo conceito:
– átomos são cercados por regiões de densidade
eletrônica.
– regiões de densidade eletrônica repelem umas as outras
75
4 regiões densidade e-
(tetraédrica, 109,5º)
3 regiões densidade e-
(trigonal planar, 120º)
3 regiões densidade e-
(linear, 180º)
• RPECV nos diz que BH3 é trigonal planar, com ángulo de
ligação de 120° H-B-H.
• No BH3 o orbital 2p não hibridizado (puro) está vazio.
TLV: Hibridização de Orbitais Atômicos
76
ligações σ formadas
pela sobreposição de
orbitais sp2 “B” com
orbital 1s “H”
orbital 2p vazio
No BeH2 a hibridização é sp.
(linear)
Modelo RPECV (VSEPR)
• Exercício: apresente a representação 3D para cada uma
das moléculas ou íons abaixo.
77
C
Ligações Covalentes Polar e Não polar
• Embora todas as ligações covalentes envolvam
compartilhamento de elétrons, elas diferem amplamente no
grau de compartilhamento.
• Dividimos em ligações covalentes polar e não polar (apolar).
Difference in 
Electronegativity
Between Bonded Atoms Type of Bond
Less than 0.5
0.5 to 1.9
Greater than 1.9
Nonpolar covalent
Polar covalent
Ions f orm
78
Diferença em 
eletronegatividade entre 
átomos ligados Tipo de ligação
Menos que 0,5
0,5 a 1,9
Maior que 1,9
Covalente não polar
Covalente polar
Forma íons
• Exemplo: H-Cl tem uma ligação covalente polar.
• A diferença em eletronegatividade entre Cl (3,0) e H
(2,1) = 0,9 (3,0 – 2,1)
• Simbologia δ+ e δ- mostra polaridade (uso da seta está
em desuso).
H Cl
δ+ δ-
H Cl
Ligações Covalentes Polar e Não polar
79
Momento de dipolo (µ):
• Medida da polaridade de uma ligação covalente.
• O produto da carga do átomo de uma ligação vezes a
distância do núcleo.
H-O
H-N
H-C
H-S C-I
C-F
C-Cl
C-Br C-N
-
C-O
C=N
C=O
-
 Bond 
Dipole
 (D ) Bond
1.4
1.5
1.5
1.4
1.2
Bond
 Bond 
Dipole
 (D )
1.3
0.3 0.7
0.2
0.7
2.3
3.5
 Bond 
D ipole
 (D)Bond
Ligações Covalentes Polares
80
Ligação
Dipolo da 
Ligação
Dipolo da 
Ligação
Dipolo da 
Ligação
Ligação Ligação
Moléculas Polares e Não polares
• Para determinar se uma molécula é polar,
precisamos determinar
– se a molécula tem ligações polares;
– o arranjo dessas ligações no espaço.
• Momento de dipolo Molecular (µ): A soma
vetorial dos momentos de dipolo das ligações
individuais numa molécula.
– Unidade: Debye (D)
81
Mapas de Potencial Eletrostático
• Em mapas de potencial eletrostático
– em vermelho: áreas calculadas de densidade de
elétrons relativamente alta.
– em azul: áreas calculadas de densidade de elétrons
relativamente baixa.
– Densidade de elétrons intermediária são
representadas por cores intermediárias.
82
• Estas moléculas têm ligações polares, mas cada
molécula tem um momento de dipolo zero.
O C O
Carbon dioxide
µ = 0 D
B
F
F
F
Boron trifluoride
µ = 0 D
C
Cl
ClCl
Cl
Carbon tetrachloride
µ = 0 D
Moléculas Polares e Não polares
83
dióxido de carbono trifluoreto de boro tetracloreto de carbono
• Estas moléculas têm ligações polares e são moléculas polares.
N
H
H
H
O
H H
 Water
µ = 1.85D
Ammonia
 µ = 1.47D
direction
of dipole
moment
direction
of dipole
moment
Moléculas Polares e Não polares
84
direção do 
momento 
de dipolo
direção do 
momento 
de dipolo
água amônia
• Formaldeído tem ligações polares e é uma molécula polar.
Moléculas Polares e Não polares
85
formaldeído
direção do 
momento 
de dipolo
• Exemplo: propriedades físicas (p.f., p.e., solubilidade)
• Água e óleo não se misturam! Óleo é apolar e água é polar.
• Os dois se repelem entre si, e assim não se dissolve um no
outro.
86
Polaridade das Ligações
“semelhante dissolve semelhante”
Polaridade das Ligações
• Polar dissolve polar.
• Apolar dissolve apolar.
87
Forças Intermoleculares
• Força ou atração de van der Waals
• Podem surgir de 3 fontes:
1. Dipolo-Dipolo (ou dipolo permanente - dipolo
permanente)
2. Dipolo-Dipolo Induzido (ou dipolo induzido – dipolo
induzido) ou Forças de Dispersão ou Forças de London**
3. Ligação de Hidrogênio (“Pontes de Hidrogênio”)
** reconhecida pelo físico polonês Fritz London
Ligações mais fracas que covalente
88
Forças Intermoleculares
Dipolo-Dipolo
• Em algumas moléculas o centro das cargas
positivas não coincide com o centro das
cargas negativas, mesmo na ausência de
campos elétricos externos.
• Estas moléculas são chamadas polares, e
possuem momento de dipolo permanente.
89
Forças Intermoleculares
Dipolo-Dipolo
• São características de moléculas
polares.
• As moléculas de alguns materiais,
embora eletricamente neutras,
podem possuir um dipolo elétrico
permanente. Devido a alguma
distorção na distribuição da carga
elétrica, um lado da molécula e
ligeiramente mais "positivo" e o
outro é ligeiramente mais
"negativo". A tendência é destas
moléculas se alinharem, e
interagirem umas com as outras,
por atração eletrostática entre os
dipolos opostos.
90
Forças Intermoleculares
Dipolo-Dipolo Induzido
• Ocorre quando a molécula é
apolar.
• A presença de moléculas que
tem dipolos permanentes
podem distorcer a
distribuição de carga elétrica
em outras moléculas vizinhas,
mesmo as que não possuem
dipolos (apolares), através de
uma polarização induzida.91
acetona hexano
Forças Intermoleculares
Dipolo-Dipolo Induzido
• Normalmente hidrocarbonetos (substâncias formadas apenas por
“H” e “C”) são consideradas apolares: apesar do átomo de “C” ser
mais eletronegativo que o átomo de “H”, esta diferença de
eletronegatividade não é significativa.
• Nesta situação (interação dipolo induzido-dipolo induzido) o que
importa é a área superficial. Quanto maior for esta área, maior será a
interação.
92
Forças Intermoleculares
Dipolo-Dipolo Induzido
• Em um determinado instante, o centro de carga negativa dos elétrons
e de carga positiva do núcleo atômico poderia não coincidir. Esta
flutuação eletrônica poderia transformar as moléculas apolares, tal
como o benzeno e alcanos, em dipolos tempo-dependentes, mesmo
que, após um certo intervalo de tempo, a polarização média seja zero.
Estes dipolos instantâneos não podem orientar-se para um
alinhamento de suas moléculas, mas eles podem induzir a polarização
das moléculas adjacentes, resultando em forças atrativas.
93
Forças Intermoleculares
Ligações de Hidrogênio
• Quando um átomo de hidrogênio liga-se covalentemente a um átomo
mais eletronegativo mantém uma afinidade residual por outro átomo
eletronegativo, apresentando uma tendência à carga positiva.
• Por exemplo, um átomo de “H” (receptor de elétrons) pode atuar
como uma ponte entre dois átomos de “O” (doador de elétrons),
ligando-se a um deles por ligação covalente e ao outro por forças
eletrostáticas.
94
Forças Intermoleculares
Ligações de Hidrogênio
• Ocorre quando existe um átomo de “H” deficiente em
elétrons e um par eletrônico disponível (principalmente em
grupos -OH e -NH ).
95
Forças Intermoleculares
Ligações de Hidrogênio
• Ligação de Hidrogênio:
ocorre entre átomos de
“H” ligados a elementos
como o “N”, “O” ou “F”,
com átomos de “N”, “O”
ou “F” de outras
moléculas. Esta interação
é a mais intensa de todas
as forças intermoleculares
96
Forças Intermoleculares
Resumo
• Hierarquia das Forças Intermoleculares:
Ligações de Hidrogênio é uma força > 
força dipolo-dipolo > força dipolo-dipolo 
induzido
LH >> DD>> DDI
97