Química Orgânica - Ligação covalente e hibridização do carbono

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QUÍMICA ORGÂNICA
Prof. Isaías Soares
Aula 2 – Ligação Covalente e Hibridização
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Aula 2 – Ligação Covalente e Hibridização
Ligação covalente
 Esse tipo de ligação ocorre entre átomos com pouca diferença de eletronegatividade, ou seja, onde ambos tendam a receber elétrons. Nesse caso, como não pode haver a transferência de elétrons, há o compartilhamento desses elétrons, formando pares eletrônicos. Cada par eletrônico é constituído por um elétron de cada átomo, pertencendo simultaneamente entre os dois átomos. E como não há perda nem ganho de elétrons, forma-se estruturas eletricamente neutras, de grandeza limitada, denominadas moléculas. Por esse motivo, essa ligação é chamada também de ligação molecular. Esquematicamente: 
Exemplo: 17Cl: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p5 
17Cl: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p5 
Cl2
Gás Cloro
Fórmula eletrônica
Fórmula estrutural
Fórmula molecular
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Aula 2 – Ligação Covalente e Hibridização
 Esse tipo de ligação justifica a existências de muitas moléculas na natureza. Vejamos os exemplos:
 
Fonte: Usberco
 e Salvador-Volume único-
Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Ligação covalente coordenada (dativa)
 Esse tipo de ligação é equivalente à ligação covalente comum, ocorrendo entre um átomo já estável e outro (ou outros) que necessitem de 2 elétrons para adquirirem estabilidade na sua camada de valência. Vejamos o exemplo da molécula de SO2. 
O enxofre se estabiliza compartilhando elétrons com o primeiro oxigênio, mas o segundo oxigênio ainda está instável. Então, o enxofre “empresta” seu par eletrônico ao oxigênio, estabilizando sua valência. Note que a ligação covalente dativa é representada na fórmula estrutural por uma seta cuja ponta vai em direção ao átomo beneficiado com o par eletrônico. Outro exemplo, ocorre no H2SO4.
 
Fonte: Usberco e Salvador-
Volume único-Editora Saraiva-
5ª Ediçao
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Aplicação 1
 
Solução: alternativa d)
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Aplicação 2
 
Solução: 
Aplicação 3
Escreva a fórmula estrutural para os seguintes compostos
a) C2H4 b) HCN c) COCl2 d) CH2O
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Propriedades dos compostos covalentes
 -As substâncias formadas por ligações covalentes (moleculares) existem nos três estados físicos.
 
- Apresentam temperaturas de fusão (T.F) e ebulição (T.E) muito inferiores às das substâncias iônicas e não conduzem a corrente elétrica quando fundidos. 
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Geometria Molecular
 As moléculas são formadas por átomos unidos por ligações covalentes e a disposição desses átomos irá determinar variadas formas geométricas para essas moléculas. Toda molécula formada por apenas dois átomos será sempre linear, pois seus núcleos obrigatoriamente estarão alinhados. No caso de moléculas com mais átomos a geometria irá depender da repulsão entre os pares eletrônicos constituintes. 
Fonte: Brady-Químca Geral 
– LTC Editora
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Geometria Molecular
 Exemplos:
CO2, HCN
BCl3, SO3
CH4, CF4
NH3, PH3
H2O, SO2
Fonte: Brady-Químca Geral 
– LTC Editora
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Geometria Molecular
 Exemplos:
PCl5
TeCl4
ClF3
SF6
IF3-
Fonte: Brady-Químca Geral 
– LTC Editora
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Aplicação 4
 
Solução: a) Trigonal; b) Piramidal;
c) Tetraédrica 
Aplicação 5
Solução: Tetraédrica, angular, angular
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Polaridade das ligações
 Imaginemos uma ligação entre dois átomos quaisquer. Se a ligação é iônica, como no caso do NaCl, sabe-se que o sódio doa definitivamente seu elétron para o cloro, gerando cargas positivas e negativas. Isso acontece porque é muito grande a diferença de eletronegatividade entre o Na e o Cl, formando pólos positivos e negativos na molécula. Então, a formação de um pólo (acúmulo de cargas elétricas, representado por δ) se dá devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes, sendo máxima na ligação iônica. Nas ligações covalentes, devido ao fato de átomos diferentes (ou iguais) se ligarem, pode haver ou não a formação de pólos na ligação, que são classificadas como:
Ligação polar: quando existe diferença de eletronegatividade entre os átomos na ligação.
Ligação apolar: quando a diferença de eletronegatividade é nula entre os átomos na ligação.
Ligação polar
Ligação apolar
Fonte: Usberco e Salvador
-Volume único-
Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Do que foi discutido, podemos ter a seguinte relação:
Ordem crescente de eletronegatividade entre os elementos mais comuns nas ligações covalentes
A polaridade de uma ligação é caracterizada por uma grandeza chamada momento dipolar ou dipolo elétrico (μ) que é representado por um vetor orientado no sentido do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo. Assim:
Fonte: Usberco e Salvador-
Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
Fonte: Usberco e Salvador-
Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Polaridade das moléculas
 As moléculas também são classificadas em polares e apolares. Ela é polar se conseguir ser orientada na presença de um campo elétrico e apolar se não se orienta na presença do mesmo campo, como na figura abaixo.
Moléculas polares sendo 
Orientadas através de um
Campo elétrico
Teoricamente o que determinada a polaridade das moléculas é a soma dos seus vetores momento dipolo nas ligações (μ), ou seja, seu dipolo resultante (μr). Assim, temos: 
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-
Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Aplicação 6
 
Solução: a) Apolar; b) Polar;
c) Polar; d) Polar; e) Polar; f) Polar;
g) Apolar; h) Apolar; i) Apolar
Aplicação 7
Solução: b) é a única falsa.
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Forças intermoleculares
São as forças que mantém as moléculas de um composto unidas umas ás outras e estão relacionadas ás mudanças de estado físico do composto (também chamadas forças de Van der Waals). Compostos que possuem pouca polaridade na molécula, por exemplo, tendem a ter ligações intermoleculares mais fracas e a terem pontos de fusão e ebulição mais baixos do que moléculas mais polares. Como exemplo, a água existe à temperatura ambiente no estado líquido, enquanto que o dióxido de carbono é gasoso. As principais forças intermoleculares são: 
Dipolo-dipolo induzido: Ocorrem em todos os tipos de moléculas, mas são as únicas que ocorrem em moléculas apolares. Ocorrem devido a uma deformação momentânea da nuvem eletrônica nas ligações dessas moléculas, originando pólos positivos e negativos. 	 
Exemplos:
Forças de dipolo induzido. As moléculas induzem-se
Umas às outras. O pólo positivo de uma atrai o negativo de
 outra, e assim sucessivamente. 
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-
Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Dipolo-Dipolo permanente: Esse tipo de força é característica de moléculas polares e é muito parecido com a que ocorre entre as moléculas apolares. A diferença é que ela é permanente e não momentânea, visto que os pólos nessas moléculas existemdevido à diferença de eletronegatividade entre os átomos de suas moléculas. Portanto, são mais fortes que as dipolo induzido.
Exemplos:
Pontes de Hidrogênio: A ponte de hidrogênio é a mais forte de todas as ligações intermoleculares e ocorre em moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, que são bastante eletronegativos, gerando dipolos altamente acentuados. Exemplo: H2O, C2H5OH, NH3
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Aula 2 – Ligação Covalente e Hibridização
Exemplo de pontes de hidrogênio na água
Exemplo de pontes de hidrogênio no HF
Exemplo de pontes de hidrogênio no NH3
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Forças intermoleculares e pontos de fusão
e ebulição
Pelo fato de existirem forças intermoleculares mais fortes que outras, não é surpresa que algumas substâncias tenham a facilidade de mudar de estado físico preferencialmente a outras. 
Quanto maior as forças intermoleculares, maiores seus pontos de fusão e ebulição. O mesmo ocorre com o tamanho da molécula. Então temos:
 
Então moléculas apolares tendem a ter pontos de fusão e ebulição mais baixos que as polares. 
Fonte: Usberco e Salvador
-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Aula 2 – Ligação Covalente e Hibridização
Comparando-se moléculas com o mesmo tipo de interação a que tem maior ponto de fusão e ebulição é a que tem maior tamanho. 
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Aplicação 8
 
I e IV – dipolo-dipolo induzido; II e III – Pontes de hidrogênio (grupo OH)
I < IV< II < III
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Exercício 1
 
A Vitamina C pois é mais facilmente solúvel em água (pontes de hidrogênio)
Devido às forças intermoleculares na Vitamina C serem mais fortes.
Dadas as substâncias:
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 Ligações sigma (δ) e pí (π)
Por volta de 1960, Linus Pauling propôs um novo modelo que explica a ligação covalente pelo entrosamento de orbitais incompletos (que contém apenas um elétron). Para entender esse modelo, vamos estudar a molécula de hidrogênio (H2).
Orbitais atômicos
Orbital molecular
Após a interpenetração dos orbitais atômicos, estes se deformam, gerando um orbital molecular. Como a interpenetração ocorreu ao longo do mesmo eixo, essa ligação é denominada sigma (δ) e como é uma ligação entre dois orbitais s ela é do tipo δs-s. 
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Alguns tipos de ligação sigma
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 Ligação pí (π)
Ocorre quando dois átomos fazem mais de uma ligação simultânea. A primeira será sempre sigma, e as demais, ligações pí (π) que são ligações de orbitais em eixos paralelos. 
A ligação pí é sempre formada pela interpenetração de orbitais incompletos do tipo p, contidos em eixos paralelos e é representado por πp-p . 
Para o O2, temos: 
Para o N2 temos: 
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 Hibridização
Considere a molécula do metano (CH4). Essas quatro ligações que o carbono faz com o hidrogênio são equivalentes. Porém, se fizermos a distribuição eletrônica do átomo de carbono vamos ter:
Segundo essa distribuição o carbono só poderia fazer 2 ligações. Para explicar o fato de o carbono fazer 4 ligações, existe um modelo chamado hibridização de orbitais. Segundo esse modelo, os orbitais incompletos se misturam formando orbitais híbridos, de igual número dos orbitais originais. Ao ser excitado, um elétron do orbital 2s é promovido para o orbital 2p. Assim:
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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Depois, os orbitais se unem e formam 4 novos orbitais híbridos. 
No metano o carbono ocupa o centro de um tetraedro e faz quatro ligações idênticas do tipo
 Isso explica as ligações do metano e a simetria desta molécula. 
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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 A teoria da hibridização de orbitais também explica as ligações duplas do carbono. 
Vejamos o exemplo do aldeído fórmico (CH2O) . 
Uma das ligações é pí, então um dos orbitais do carbono deve ser puro para fazer essa ligação.
Essa ligação sigma é chamada δs-sp2
Fonte: Usberco e Salvador-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
Fonte: Usberco e Salvador
-Volume único-Editora Saraiva-5ª Ediçao
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 Finalmente, a teoria da hibridização de orbitais também explica as ligações triplas do carbono. 
Vejamos o exemplo do gás cianídrico (HCN) . 
Como serão agora 2 ligações pí, dois dos orbitais do carbono devem ser reservados para essas ligações.
Essa ligação sigma é chamada δs-sp Essa teoria também explica quando o carbono faz 2 ligações duplas
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Aplicação 9
Solução: alternativa c)
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Exercício 2
Solução: 4π e 21δ
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