Aula de estrutura atômica

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Estrutura atômica 
Estrutura atômica: Descrição de um átomo 
Estrutura atômica: Orbitais 
Configuração Eletrônica 
A Natureza das Ligações Químicas: Ligação Iônica 
A Natureza das Ligações Químicas: Ligação Covalente 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Hibridação: Orbitais sp3 e a estrutura do metano 
Hibridação: Orbitais sp3 e a estrutura do etano 
Hibridação: Orbitais sp2 e a estrutura do etileno 
Hibridação: Orbitais sp e a estrutura do acetileno 
Hibridação de outros átomos: Nitrogênio, Oxigênio e Boro 
 
Estrutura e Ligação 
Estrutura atômica 
NÚCLEO 
ELETROSFERA 
Carregado positivamente 
Prótons (positivos) 
Neutrons (neutros) 
Concentra praticamente 
toda a massa do átomo 
Elétrons – circulam em torno do núcleo a 
uma distância aproximada de 10-10 m 
Estrutura atômica: descrição de um átomo 
E lemento químico: 
representa átomos 
de mesmo número 
atômico (Z) 
Z 
Número atômico: 
É igual ao número 
de prótons 
A 
Número de massa: 
É igual ao número 
de prótons + 
número de 
neutrons 
Todos os átomos de um mesmo elemento têm o mesmo número atômico, 
mas eles podem ter diferentes números de massa (dependendo do número 
de neutrôns) 
Ex. 1H (hidrogênio), 2H (deutério) e 3H (trítio) 
Isótopos: mesmo número de prótons 
Ex: 1H (hidrogênio), 2H (deutério) e 3H (trítio) 
Isótonos: mesmo número de neutrons 
Ex: 17Cl
 37 e 20Ca
40 n= 20 neutrons 
Isóbaros: mesmo número de massa 
Ex: 19K
40 e 20Ca
40 A = 40 
1s2 
2s2 2p6 
3s2 3p6 3d10 
4s2 4p6 4d10 4f14 
5s2 5p6 5d10 5f14 
6s2 6p6 6d10 
7s2 
Camadas eletrônicas: Os elétrons estão distribuídos em camadas ou 
níveis de energia 
Estrutura atômica 
K 
L 
M 
O 
N 
P 
Q 
Subníveis de energia: As camadas ou níveis de energia são 
formados de subcamadas ou subníveis de energia, designados 
pelas letras s, p, d, f. 
OBS: Cada 
subnível tem um 
número máximo 
de elétrons 
OBS: 
Quanto 
mais 
distante a 
camada 
estiver do 
núcleo, 
mais 
enegética 
será 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 
2 
8 
18 
32 
32 
18 
2 
Número máximo 
de elétrons por 
camadas 
Estrutura atômica: Orbitais 
Schrödinger: o movimento de um elétron em torno de 
um núcleo pode ser descrito matematicamente pelo que 
se conhece como uma equação de onda 
Solução de uma equação de onda (): função de onda 
ou orbital 
Expressão matemática cujo 
quadrado (2) prediz o volume do 
espaço em torno do núcleo onde o 
elétron pode ser encontrado 
orbital 
Estrutura atômica: Orbitais 
Existem 4 diferentes formas de orbitais: s, p d e f 
1 orbital s 1 orbital p 1 orbital d 
Núcleo 
situado 
no centro 
4 orbitais d Plano nodal – densidade de elétrons = 0 
1 orbital 2px 1 orbital 2py 3 orbitais 2p 1 orbital 2pz 
•Dois ou mais orbitais vazios de mesma energia são preenchidos 
por elétrons de mesmo spin até que todos os orbitais estejam meio 
cheios (regra de Hund) 
Ex. 8O 
1s 2s 2px 2py 2pz 
Configuração Eletrônica 
A configuração eletrônica do estado fundamental de um átomo é 
a descrição dos orbitais ocupados pelo átomo no seu estado 
fundamental 
Regras: 
•Os orbitais de energia mais baixa são preenchidos em primeiro lugar, de 
acordo com a ordem: 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 
•Apenas dois elétrons podem ocupar um mesmo orbital, e 
eles devem ter spins opostos (princípio da exclusão de Pauli) 
Elétrons giram em torno de um eixo de modo muito semelhante à 
rotação da Terra. Essa rotação (spin) pode ter duas orientações. 
Afinidade eletrônica: quantidade de energia (H) envolvida no 
processo em que um átomo isolado, no seu estado fundamental, 
recebe um elétron formando um íon negativo. Quanto mais negativo 
H, maior a tendência a receber elétrons. 
Afinidade eletrônica para os ametais é mais negativa que para os 
metais 
A Natureza das Ligações Químicas: Ligação Iônica 
Porque os átomos se ligam uns aos outros ? 
Resp. Para formar um composto resultante mais estável (menor energia) 
do que os átomos separados. 
Regra do octeto: Os átomos tem tendência a assumir a configuração 
eletrônica de um gás nobre 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 - metais: tendência a perder elétrons 
9F 1s2 2s2 2p5 - ametais: tendência a ganhar elétrons 
Energia de ionização: energia necessária para remover um elétron 
de um átomo isolado na fase gasosa 
Energia de ionização para os metais é menor que para os ametais 
 Ligação Iônica: ligação entre metais e ametais 
Ex: NaF, CaCl2 (sólidos iônicos em que os íons são mantidos 
juntos pela atração eletrostática entre cargas de sinais opostos) 
Ligação Covalente: formada pelo compartilhamento de elétrons 
Molécula: conjunto de átomos unidos por ligações covalentes 
Estrutura de Lewis: valência do átomo representada por meio de pontos 
Ex. 
C . . 
. 
. 
+ 4H . 
H 
H 
H 
H .. C 
.. 
: : 
A Natureza das Ligações Químicas: Ligação Covalente 
H 
H 
1s 1s 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
A ligação covalente segundo a TLV : 
•Ligações covalentes são formadas através da superposição de 
orbitais atômicos cada um com um elétron de spin oposto ao 
outro 
+ H 
H 
Molécula de H2 
OBS: A força 
de uma ligação 
depende do 
grau de 
superposição 
dos orbitais. 
 Quanto > 
superposição 
+forte a ligação 
•Cada um dos átomos ligados conserva os seu próprios 
orbitais atômicos. O par de elétrons nos orbitais superpostos 
é compartilhado por ambos os átomos 
Ligação sigma : formada pela superposição frontal de dois 
orbitais atômicos ao longo de uma linha que une os núcleos 
Seção reta 
circular 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Energia de ligação: energia liberada na formação de uma 
ligação ou energia necessária para quebrar uma ligação 
Comprimento de ligação: distância ótima entre os núcleos que 
leva à estabilidade máxima 
OBS: 
Muito pequena – repulsão dos núcleos 
Muito grande – não conseguem 
compartilhar os elétrons da ligação 
•Forma-se um orbital molecular oval (denominado orbital molecular ligante) 
 •Possui energia menor do que os dois orbitais atômicos 1s do H 
•Forma-se um orbital molecular que tem um nodo entre os núcleos 
(denominado orbital molecular antiligante) 
•Possui energia maior do que os dois orbitais atômicos 1s do H 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
A TOM descreve a ligação covalente como uma combinação 
matemática de orbitais atômicos (funções de onda) para formar 
orbitais moleculares 
Orbital 
1s de H 
Orbital 
1s de H 
A combinação dos orbitais acontece por adição e subtração 
H H 
Elétrons estão na 
maior parte do tempo 
na região entre os 
dois núcleos, 
ajudando a manter os 
átomos ligados 
H H Elétrons não podem 
ocupar a região 
central entre os 
núcleos (nodo), não 
podendo contribuir 
para a ligação 
O número de orbitais moleculares formados é igual ao número 
de orbitais atômicos combinados 
região do espaço em 
torno do átomo onde 
é mais provável 
encontrar um elétron 
região do espaço na 
molécula onde é mais 
provável encontrar os 
elétrons 
A distância internuclear 
de energia mínima é o 
comprimento da ligação 
covalente H -- H 
Mudança no conteúdo energético quando dois orbitais atômicos 1s se aproximam. 
Sobreposiçãode dois orbitais atômicos 1s para formar um orbital molecular 
Os orbitais atômicos do H e orbitais moleculares do H2 
Antes da formação das ligações covalentes, cada elétron 
está em um orbital atômico. 
Depois da formação da ligação covalente, ambos os 
elétrons estão no orbital molecular. 
O orbital molecular antiligante está vazio. 
Poderíamos esperar que o metano tivesse 2 ligações C H 
diferentes pois o carbono utiliza dois orbitais diferentes (2s e 
2p) para formar as ligações 
6C – 1s2 2s2 2p2 
 Hibridação 
Linus Pauling: mostrou matematicamente a combinação de um 
orbital s com três orbitais p, formando quatro orbitais atômicos 
equivalentes em orientação tetraédrica (hibridos sp3) 
6C 
1s2 2s2 2px 2py 2pz 1s
2 sp3 sp3 sp3 sp3 
As ligações C H do metano são iguais e orientadas na direção dos 
vértices de um tetraedro 
Hibridação: Orbitais sp3 e a estrutura do metano 
hibridação 
4 orbitais híbridos 
equivalentes sp3 
Combinação aditiva 
 
hibridação 
Combinação 
subtrativa 
1 orbital s 
1 orbital p 1 orbital sp3 híbrido 
Por que a hibridação? 
Porque resulta em orbitais 
híbridos assimétricos em 
relação ao núcleo central 
Lobo muito maior que o 
outro: melhor superposição 
com o outro átomo, 
formando ligações mais 
fortes 
Hibridação: Orbitais sp3 e a estrutura do etano 
Carbono sp3 Carbono sp3 Ligação  sp
3 - sp3 
Etano 
 Csp3 Hs Ligação  C H
 
Orbital 
p puro 
sp2 
sp2 
sp2 
sp2 sp
2 
sp2 
Orbital p puro 
Vista lateral Vista superior 
120° 90° 
Hibridação: Orbitais sp2 e a estrutura do etileno 
Por que o etileno tem estrutura planar? 
Por que os átomos de carbono compartilham quatro elétrons 
formando uma ligação dupla 
Etileno 
Hibridação sp2 
Um orbital 2s se combina com dois orbitais p, resultando em três 
orbitais híbridos sp2 e um orbital p puro 
Orbitais hibridos sp2 
Orbitais p puros Ligação Pi
 Ligação 
sigma 
Ligação dupla: 
superposição 
fontal  + 
superposição 
lateral () 
Etileno 
Hibridação: Orbitais sp e a estrutura do acetileno 
Hibridação sp: 
Um orbital 2s se combina com um único orbital p, resultando em 
dois orbitais híbridos sp e dois orbitais p puros que permanecem 
inalterados 
Um orbital sp dois orbitais sp (180°) Carbono hibridizado sp 
híbridos sp 
p puro 
p puro 
Ligação tripla Carbono Carbono 
Acetileno 
1 superposição frontal  (sp-sp) + 
2 superposições laterais () (py-py e pz-pz) 
 Molécula Ligação Energia de 
ligação (KJ/mol) 
Comprimento 
da ligação (Å) 
Ângulo da 
ligação (°) 
 
Csp3-Hs 
 
 
 
 438 
 
 1,10 
 
 109,5 
Csp3- Csp3 
 
Csp3-Hs 
 376 
 
 420 
 1,54 
 
 1,10 
 
 
 109,6 
Csp2- Csp2 
 
Csp2-Hs 
 611 
 
 444 
 1,33 
 
 1,076 
 
 
 121,7 
Csp- Csp 
 
Csp-Hs 
 835 
 
 552 
 1,20 
 
 1,06 
 
 
 180 
Comparando ângulos e tamanhos de ligações 
Etileno 
Acetileno 
Etano 
Metano 
Hibridação de outros átomos: Nitrogênio, Oxigênio e Boro 
Par isolado 
 Amônia 
 
Hibridação sp3 
do nitrogênio 
107,3° 
7N 
1s 2s 2px 2py 2pz 1s sp
3 sp3 sp3 sp3 
hibridação 
O Nitrogênio se hibridiza para formar quatro orbitais sp3 
Orbital ocupado por 
um par de elétrons 
não-ligantes 
Ângulo muito próximo do 
valor tetraédrico (109,5°) 
 Superpõe-se 
aos orbitais Hs 
Oxigênio com hibridação sp3 
104,5° 
Pares isolados 
O Oxigênio se hibridiza para formar quatro orbitais sp3 
8O 
1s 2s 2px 2py 2pz 1s sp
3 sp3 sp3 sp3 
hibridação 
 Superpõe-se 
aos orbitais Hs 
Orbitais ocupados por 
pares de elétrons 
não-ligantes 
Essa pequena diferença do ângulo 
tetraédrico (109,5°) deve-se a interação 
repulsiva dos pares isolados 
Hibridação de outros átomos: Nitrogênio, Oxigênio e Boro 
Hibridação de outros átomos: Nitrogênio, Oxigênio e Boro 
5B 
1s 2s 2px 2py 2pz 1s sp
2 sp2 sp2 p 
hibridação 
•O Boro tem 3 elétrons de valência e pode formar apenas 3 ligações 
•Não consegue compor um octeto estável 
•Possui hibridação sp2 
Orbital p vazio 
Se orientam para ficar o mais distante 
possível originando uma estrutura planar 
Referências Bibliográficas 
 
McMurry, J. – Química Orgânica, 8a. ed., Thomson Brooks Cole Publishing 
Company, 2011. 
Bruice, P. Y., Química Orgânica, 4a. Ed., Pearson Prentice Hall, 2010. 
Solomons, T. W. G. and Fryhle, C.- Química Orgânica, 10a. Ed., John Wiley, 
2012. 
Russel, J. B. Química geral. v. 1. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. 621p. 
 
Experimental: 
Pavia, D. L., Lampman, G. M., Kriz, G. S. Engel, R. G. Química Orgânica 
Experimental – técnicas de escala pequena 2ª Ed., Bookman, Porto Alegre, 
2009. 
VOGEL'S text book of practical organic chemistry, Rev. FURNISS, B. S. et al. 
5th ed. London : Longman, l989. 
WILCOX, C. F. Experimental organic chemistry (A Small-Scalle Approach). New 
York: McMillan, 1988.