capitulo 1

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COMPOSTOS DE CARBONO E 
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Universidade Federal de Minas Gerais
Instituto de Ciências Exatas
Departamento de Química
Química Orgânica F1
QUIMICA ORGÂNICA.
O QUE É?
É A QUÍMICA DOS COMPOSTOS DE 
CARBONO.
- São centrais para a vida neste planeta
Constituição dos 
seres vivos
Armazenam 
informações genéticas
Fornecem energia 
para a manutenção da 
vida
1858 – Kekulé, Couper e Butlerov
1 – formar um número fixo de ligações (VALÊNCIA).
CARBONO é tetravale (forma 4 ligações)
OXIGÊNIO é divalente (forma 2 ligações)
HIDROGÊNIO é monovalente
HALOGÊNIOS são monovalentes (normalmente)
C O H
X
carbono
tetravalente
oxigênio
divalente
hidrogênio
monovalente
halogênio
monovalente
TEORIA ESTRUTURAL
1858 – Kekulé, Couper e Butlerov
TEORIA ESTRUTURAL
2 - Um átomo de carbono pode utilizar um ou mais de seus elétrons 
de valência para formar ligações com outros átomos de carbono
C C C C C C
ligação
simples
ligação
dupla
Ligação
tripla
Alcanos Alquenos Alquinos
Ligações carbono-carbono
Isômeros: a importância das fórmulas estruturais
Isômeros constitucionais: Compostos diferentes que têm a mesma 
fórmula molecular, mas diferem em sua conectividade, isto é, na 
sequência em que seus átomos são ligados entre si.
Existem 2 compostos com fórmula molecular C2H6O, 
São diferentes pois possuem propriedades diferentes (isômeros):
C2H6O Álcool etílico Éter dimetílico
PE (OC) 78,5 -24,9
PF (0C) -117,3 -138
Determine as fórmulas estruturais dos compostos abaixo
COMO OS QUÍMICOS 
ORGÂNICOS 
REPRESENTAM AS 
FÓRMULAS 
ESTRUTURAIS?
Maneiras de escrever fórmulas estruturais
Modelo de bola e vareta Estrutura de pontos Fórmula de traços
Fórmula condensada Estrutura em bastão
Estruturas condensadas
1 – São mais fáceis de escrever do que as fórmulas de traço
2 – Nunca esquecer que o carbono é tetravalente
Fórmula de traços Fórmulas condensadas
Fórmulas condensadasFórmula de traços
1 – São mais rápidas de escrever, pois apresentam apenas o esqueleto do carbono
2 – São representadas em ziguezague. Em cada vértice ou extremidade 
existe um carbono.
3 – Os átomos de H são omitidos, mas haverá um número suficiente para completar a 
tetravalência do carbono. Nunca esquecer que o carbono é tetravalente
4 – Escrevemos apenas os átomos diferentes do C e H, a menos que seja 
um aldeído.
CH3CH2CH(CH2CH3)CH(CH2CH3)CH2CH2CH(CH3)CH2CH3
Ao representar ramificações, represente 
todas as ligações tão distantes quanto for 
possível
Estruturas em bastão (fórmulas de linha de ligação)
Todos os heteroátomos (outros átomos além de carbono e hidrogênio) têm que 
ser representados, e qualquer átomo de hidrogênio ligado a um heteroátomo 
também tem que ser representado. 
Estruturas em bastão (fórmulas de linha de ligação)
Ligações duplas são mostradas com duas linhas em ziguezague e 
ligações triplas com três linhas de modo linear 
Ao representar ligações duplas, represente todas 
as ligações tão distantes quanto for possível:
Estruturas em bastão (fórmulas de linha de ligação)
A FORMA TETRAÉDRICA DO METANO
EM 1874 – van’t Hoff e Le Bel propuseram a estrutura tetraédrica 
para o carbono.
No caso do metano o carbono está no centro do tetraedro
ou
Etano
metano
bromometano
ou
Cunha cheia: ligações que se projetam para FRENTE do plano do papel
Cunha tracejada: ligações que se estão ATRÁS do plano do papel
Linhas: ligações que estão NO PLANO do papel
Essas estruturas são utilizadas para todos os tipos de substâncias, incluindo as acíclicas, 
cíclicas e bicíclicas
Fórmulas tridimensionais
Qual a natureza das 
ligações químicas?
Lewis e Kössel, 1916, primeiras explicações sobre a natureza das 
ligações químicas
Propuseram dois tipos principais de ligações químicas:
Ligação iônica
Ligação Covalente
Ligações químicas
Aquisição de configuração 
eletrônica de um gás nobre
REGRA DO OCTETO
Ligações químicas: a regra do octeto
Ligação Iônica: formada pela transferência de um ou mais elétrons
de um átomo para outro para criar íons. Ocorre entre átomos cujos
valores de eletronegatividade são bastante distintos
Se a diferença de eletronegatividade for maior do que 1,9, 
os elétrons não serão compartilhados resultando em uma 
ligação iônica
Eletronegatividade de alguns elementos
Li FLiF
Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons
No período da tabela  a En tem
aumento contínuo acompanhando
o aumento do no atômico (núcleo
exerce maior atração pelo elétron)
Na coluna da tabela periódica  a
En não acompanha o no atômico; a
En aumenta de baixo para cima
(menor o no de níveis eletrônicos,
menor raio, núcleo exerce maior
atração pelo elétron)
Ligação covalente: ocorre quando átomos de eletronegatividades
iguais ou similares reagem, não há transferência completa de
elétrons, ocorre compartilhamento de elétrons
Se a diferença de eletronegatividade
estiver entre 0,5 e 1,9, os elétrons não
serão compartilhados igualmente entre os
átomos, resultando em uma ligação
covalente polar. Cl ▬ Cl H ▬ Cl
d+ d-
H2; Cl2, CH4, N2, NH4
+
ligação covalente 
apolar
ligação covalente 
polar
ESTRUTURAS DE LEWIS
As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de 
Lewis dos elementos:
Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é 
representado por uma única linha:
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
ESTRUTURAS DE LEWIS
Desenho das estruturas de Lewis
1) Calcule o no total de e- de valência de todos os átomos:
• complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central;
• coloque os elétrons que sobrarem no átomo central;
• se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central
um octeto, tente ligações múltiplas;
2) Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos
estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples.
PCl3
P Cl
Cl
Cl
P Cl
Cl
Cl P Cl
Cl
Cl
Ânions: somar e- da carga aos e- de valência 
Cátions: subtrair e- da carga
ESTRUTURAS DE LEWIS
Os elementos do segundo período
(B, C, N, O, F) PODEM ter no
MÁXIMO oito elétrons ao seu redor
(quatro ligações), pois estes elementos
possuem somente orbitais 2s(um) e
2p(três) disponíveis para ligações.
Os elementos do terceiro
período (ou mais) têm orbitais
d que podem ser usados para
ligação. Esses elementos
podem acomodar mais que
oito elétrons em sua camada
de valência
Carga formal: é a unidade de carga positiva ou negativa para
certos átomos na molécula ou no íon.
A soma aritmética de todas as cargas formais é igual ao total da
carga na molécula ou no íon.
CARGA FORMAL
Muitas das estruturas de Lewis estão incompletas até decidirmos
se alguns dos seus átomos possuem uma carga formal.
O cálculo da carga formal de um átomo em uma estrutura de Lewis
é simplesmente um método de contabilidade de seus elétrons de
valência
COMO CALCULAR?
Carga formal = número do grupo (da coluna), do átomo em questão, na TP
– número de elétrons de valência no átomo ligado.
Obs.: -dividimos os elétrons das ligações covalentes de modo equivalente
-elétrons não ligantes são contados integralmente
ÍON AMÔNIO (NH4)
Para hidrogênio
Número da coluna = 1
____
Carga formal = 0Para nitrogênio
Número da coluna = 5
____
Carga formal = +1
Carga no íon = 4(0) + 1 = +1
-Número de elétrons ligados = 1
-Número de elétrons ligados = 4
Cargas formais têm sempre que ser 
representadas e nunca podem ser omitidas, ao 
contrário de paresisolados que podem ser 
omitidos em uma estrutura.
IMPORTANTE:
Represente Todos Os Pares Isolados Em Cada
Um Dos Átomos De Oxigenio Nas Substâncias
A Seguir
As estruturas de Lewis abaixo podem estar incorretas. 
Identifique as cargas formais para representá-las 
corretamente:
CARGA FORMAL - RESUMO
Grupo Carga formal 
de +1
Carga formal 
de 0
Carga formal 
de -1
Represente a estrutura de Lewis e determine a 
carga formal para cada átomo das espécies 
químicas abaixo:
ESTRUTURAS DE LEWIS
Íon carbonato: CO3
2-
Estruturas de Lewis: mostram as ligações entre os átomos de uma
molécula e os pares de elétrons livres que podem existir na
molécula. Mas em alguns casos as estruturas de Lewis podem impor
uma localização artificial de elétrons.
Em alguns casos: mais de uma estrutura de Lewis equivalente
(não idênticas) pode ser escrita para uma espécie.
Estruturas de ressonância
Cada átomo tem oito 
elétrons; 
Conversão de uma estrutura
em outra a partir da
movimentação de elétrons;
Torna-se
Torna-se
Uma estrutura converte-se na outra apenas movimentando elétrons
IMPORTANTE:
Setas curvas mostram o 
movimento de pares de 
elétrons, não átomos. A seta 
começa na posição atual do par 
de elétrons e termina no local 
onde o par de elétrons estará na 
próxima estrutura.
DADOS CONHECIDOS
Dados de raios X
-Todas as ligações no íon carbonato têm o mesmo comprimento
Dados teóricos
- as densidades de carga são iguais nos átomos de oxigênio. 
TEORIA DA RESSONÂNCIA
Sempre que uma molécula ou um íon puderem ser
representados por duas ou mais estruturas de
Lewis, cuja única diferença é a posição dos
elétrons, teremos:
1 – Nenhuma dessas estruturas, que são chamadas
de estruturas de ressonância ou contribuintes de
ressonância, será a representação correta para a
molécula ou íon.
2 – A molécula ou íon será melhor representado
por um híbrido de ressonância.
Como seria o híbrido do íon carbonato ?
Estruturas de ressonância só existem no papel
O QUE PODEMOS FALAR SOBRE O 
HÍDRIDO DE RESSONÂNCIA?
1 – O comprimento das ligações C-O são iguais e são
intermediários entre uma dupla e uma simples.
Ligação simples C-O : 1,43 Å
Ligação dupla C=O : 1,20 Å
Ligação medida : 1,28 Å
2 – As densidades de carga são iguais em cada oxigênio 
IMPORTANTE:
Cada tipo de seta na química
orgânica tem significado
específico. É importante que
se use cada tipo de seta
somente para o propósito
para o qual foi definido.
Equilíbrio
Ressonância
Movimento de elétron(s)
REGRAS DE RESSONÂNCIA 
Estruturas de ressonância só existem no papel
•Apesar de não existirem, permitem descrever as 
moléculas que não podem ser representadas por 
uma única estrutura de Lewis
•Escrevemos as estruturas de ressonância e 
conectamos por uma seta dupla 
•A molécula real será um híbrido de todas elas.
Ao escrever estruturas de ressonância,
podemos mover apenas os elétrons
• A posição dos núcleos dos átomos devem continuar as mesmas em 
todas as estruturas. 
• Não escrever estrutura com quebra de ligação
São estruturas de ressonância Não é estrutura de 
ressonância, pois um 
átomo de hidrogênio 
foi retirado
Todas as estruturas de ressonância devem 
ser estruturas de Lewis apropriadas
• Não devemos escrever estruturas nas quais o carbono possua cinco 
ligações
Impossível!!! Carbono 
com cinco ligações
• não é uma violação se um elemento da segunda linha tiver menos
de um octeto de elétrons. 
Impossível!!! Nitrogênio e Oxigênio 
também não podem expandir o octeto
• Para cada um dos problemas vistos a seguir, determine se cada
uma das setas curvas viola qualquer uma das duas regras, e
descreva a violação se ela ocorrer.
A energia da molécula é mais baixa do que a energia 
que poderá ser estimada para qualquer estrutura de 
ressonância contribuinte
• O híbrido da molécula tem energia menor do que qualquer uma das 
estruturas de ressonância desenhada 
SISTEMAS EM QUE HÁ RESSONÂNCIA
Ligação dupla 
conjugada com:
O O
-
+
+ +
- -
O O-
Ligação múltipla
Elétron ímpar
Carga positiva
(orbital vazio)
Carga negativa
Elétons não ligantes
+
Quanto mais estável uma estrutura (isoladamente) 
maior é a contribuição para o híbrido
• a) Quanto mais ligações covalentes uma estrutura tem, mais estável ela 
tende a ser
• b) As estruturas com “octeto” completo são mais estáveis
• c) Separação de cargas diminui a estabilidade
• d) Estruturas onde cargas negativas estão em átomos mais eletronegativos 
são mais estáveis.
Mais dicas
Evitar a representação de uma estrutura de ressonância em que dois átomos de carbono têm 
cargas opostas. Tais estruturas de ressonância são geralmente insignificantes
É aceitável ter uma ou duas cargas, mas as estruturas com mais de duas cargas devem 
ser evitadas, se possível. 
Escreva as estruturas de ressonâncias significativas 
para cada um dos compostos abaixo e diga qual é a 
mais importante para o híbrido.
1) As formas abaixo são estruturas de ressonância ou 
são estruturas de compostos diferentes?
DESENHE AS ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA 
E O HIBRIDO DE RESSÔNANCIA PARA:
1926
Schrödinger, Heisenberg e Dirac
teoria da mecânica quântica para 
entender a estrutura atômica e 
molecular
ORBITAIS ATÔMICOS E ORBITAIS MOLECULARES
ORBITAIS ATÔMICOS
Um orbital é uma região do espaço onde a probabilidade de se 
encontrar um elétron é grande.
Os orbitais atômicos são designados pelas letras s, p, d e f. 
Os orbitais s e p são os mais importantes na formação das 
moléculas orgânicas.
Plano nodal = região onde a probabilidade de se encontrar o 
elétron é zero (quando maior o número de nodos maior será a 
energia do orbital).
ORBITAIS ATÔMICOS
Configurações do elétron de alguns elementos do segundo período
7
5
3 4
6
8
Boro
Nitrogênio
Flúor
Carbono
Oxigênio
Neônio
ORBITAIS MOLECULARES
São formados pela combinação de orbitais atômicos, 
levando a formação de moléculas.
Os orbitais moleculares (OM) que se formam envolvem 
ambos os núcleos e os elétrons podem se deslocar entre os 
dois núcleos.
O número de orbitais moleculares (OM) resultante é 
sempre igual ao número de orbitais atômicos (OA) que se 
combinam.
ORBITAIS MOLECULARES
A formação da molécula de hidrogênio (H2)
Orbital molecular ligante:
Orbital molecular anti-ligante:
CLOA – Combinação linear dos orbitais atômicos
Diagrama de energia para a molécula de hidrogênio
A combinação de dois orbitais atômicos dá origem a dois orbitais 
moleculares. A energia do OM ligante é menor do que do OA 
separados, e no estado de energia eletrônica mais baixo contém os 
dois elétrons.
A ESTRUTURA DO METANO E DO ETANO
HIBRIDIZAÇÃO sp3
Os orbitais s e p simples não oferecem, isoladamente, um 
modelo para o carbono tetravalente e tetraédrico.
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS 
Orbitais ATÔMICOS híbridos
Configuração do C (estado fundamental)
HIBRIDIZAÇÃO sp3
4 orbitais atômicos serão 
hibridizados e quatro orbitais 
atômicos híbridos são obtidos.
sp3
Uma parte do caráter s (25%) 
Três partes do caráter p (75%)
hibridização sp3
FORMAÇÃO DO METANO (CH4)
Carbono hibridizado em sp3 resulta em uma estrutura 
tetraédrica para o metano e em quatro ligações C-H 
iguais.
FORMAÇÃO DO METANO (CH4)
A força da ligação C-H: A sobreposição entre o 
orbital sp3 e o 1s do H é grande.
Ligação sigma (s): sobreposição frontal de orbitais 
Todas ligações simples são ligações sigma
Ligação carbono- hidrogênio
(OM ligante)
A ESTRUTURA DO ETANOH3C-CH3
Os ângulos de ligação nos átomos de carbono do etano (de todos 
os alcanos) são tetraédricos como os do metano
Formação das 
ligações sigma:
sp3-sp3
sp3-s
Rotação livre
~13-26 kJ/mol
A ESTRUTURA DO ETENO (CH2=CH2)
hibridização sp2
Hidrocarbonetos que possuem uma ligação dupla C-C são 
chamados de alquenos. 
Nos alquenos os carbonos das duplas são coplanares e 
apresentam uma geometria trigonal plana. 
HIBRIDIZAÇÃO sp2
Estado fundamental Estado excitado Estado hibridizado em sp2
O orbital p é 
perpendicular aos 
orbitais sp2
Promoção do elétron Hibridização
A ESTRUTURA DO ETENO (CH2=CH2)
HIBRIDIZAÇÃO sp2
sobreposição
Esqueleto de ligação sigma
Formação da ligação pi (p)
Sobreposição lateral dos orbitais p resulta na ligação pi. 
A ligação pi é mais fraca do que a ligação sigma (sobreposição frontal)
A ESTRUTURA DO ETENO (CH2=CH2)
HIBRIDIZAÇÃO sp2
Rotação limitada e a dupla ligação
Sobreposição máxima dos orbitais ocorrem quando eles 
estão paralelos
Barreira de energia = 264 kJ/mol
Rotação de ligação 
simples (rotação livre):
~13-26 kJ/mol
ROTAÇÃO DE 90°
ROTAÇÃO da 
dupla ligação
ISOMERISMO CIS-TRANS
2-buteno 2-buteno
Estereoisômeros: compostos que diferem apenas no arranjo 
espacial dos seus átomos.
cis = mesmo lado trans = lados opostos
cis- trans-
A ESTRUTURA DO ETINO (HCCH)
HIBRIDIZAÇÃO sp
Hidrocarbonetos que possuem uma ligação tripla C-C são 
chamados de alquinos. 
Nos alquenos os carbonos das duplas são lineares e os 
ângulos de ligação C-H são de 1800
HIBRIDIZAÇÃO sp
cada orbital p é 
perpendicular ao 
eixo que passa pelo 
centro dos dois 
orbitais sp
Estado fundamental Estado excitado Estado hibridizado em sp
Promoção do elétron Hibridização
A ESTRUTURA DO ETINO (HCCH):HIBRIDIZAÇÃO sp
Orbitais p
Orbital sp
Orbital sp
Carbono hibridizado em sp
Formação dos orbitais moleculares do etino
Ligação π
Ligação π
Formação daS ligações pi (p)
Sobreposição frontal de dois orbitais sp leva a ligação sigma (s)
Sobreposição lateral dos 2 orbitais p resulta em 2 ligações pi (p). 
Ligação tripla consiste em duas ligações pi e uma ligação sigma
A ESTRUTURA DO ETINO (HCCH)
HIBRIDAÇÃO sp
Rotação livre
Ligação 
π
Ligação 
π
Comprimento das ligações do etino, eteno e 
etano
Ligações C-H mais curtas estão associadas com aqueles orbitais de 
carbono que contêm o maior caráter s.
GEOMETRIA DE OUTRAS MOLÉCULAS
Amônia = piramidal trigonal
~sp3
Trifluoreto de boro = trigonal plana
sp2
Hidreto de berílio = linear
sp
Dióxido de carbono = linear
sp
Água = angular
~sp3
Hibridização versus ressonância
Hibridização versus ressonância
+ +
- -
Elétron ímpar
Carga positiva
(orbital vazio)
Carga negativa
PIRIDINA
Dê as estruturas de ressonâncias para os compostos
abaixo e determine o estado de hibridização de cada
heteroátomo.