Química Tecnológica II

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A ESTRUTURA ATÔMICA DO ÁTOMO DE CARBONO E DOS ÁTOMOS 
MAIS COMUNS LIGADOS A ELE NAS MOLÉCULAS ORGÂNICAS. 
TIPOS DE ORBITAIS E GEOMETRIA 
 
Prof. Dr. Marcelo Moreira Britto 
 
O número de ligações covalentes que um átomo pode formar é conhecida como 
covalência. Para quase todos os átomos, a presença de dois elétrons com spins opostos 
nos campos de atração, entre dois núcleos, é mais vantajoso, em termos de energia, que a 
presença de um único elétron no campo de seu próprio núcleo. 
 Pode ser visto, como exemplo, os átomos de oxigênio e nitrogênio, os quais podem se 
combinar com dois e três átomos respectivamente, em virtude de possuírem dois e três 
elétrons desemparelhados respectivamente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Quando possível, em alguns casos o número de elétrons desemparelhados é 
aumentado através da excitação do átomo, promovendo elétrons de orbitais menos 
energéticos para orbitais mais energéticos. Um exemplo pode ser ilustrado pelo átomo de 
carbono. 
 
 
 
 
 No exemplo acima, o carbono pode fazer quatro ligações a partir dos quatro elétrons 
emparelhados obtidos. 
A excitação dos átomos a um novo estado de valência requer energia. Entretanto 
elétrons só podem ser desemparelhados quando a energia consumida for compensada pela 
energia liberada pela formação de uma ligação química. 
Uma ligação covalente pode ser formada de duas formas: 
- Interação entre dois orbitais, cada qual com um elétron. 
- Interação entre dois orbitais sendo um com dois elétrons (doador) e o outro vazio 
(aceptor). 
2s 2p 2s 2p
2s
2p
2s
2pO
N8 62 24 5
O H
.
.:
..
. 32 N
..
.
.
.O H
H
..
: .H++
..
N H
H
H
2s
2p
2s
2pC
6*22s 2p2 2s 2p1 3C 6
O último caso pode ser ilustrado através da formação do íon amônio (NH4+). 
 
 
 
 
 
 
 
 
O nitrogênio possui um par de elétrons não ligantes em um orbital ao mesmo tempo que 
o H+ possui um orbital vazio (1s). Quando a molécula de NH3 se aproxima do íon H+ o 
orbital com os elétrons não ligantes do nitrogênio interage com o orbital vazio do íon H+ 
formando uma ligação covalente. 
Em geral, a covalência de um elemento é caracterizada pelo número total de orbitais de 
valência envolvidos na formação de ligações covalentes. 
Os elementos apresentam suas covalências máximas em acordo com a estrutura de 
suas camadas eletrônicas. Elementos do segundo período, por exemplo, possuem quatro 
orbitais de valência disponíveis ( 1 orbital s e 3 orbitais p), podendo formar, no máximo 4 
ligações covalentes ( oito elétrons no orbital de valência). O número máximo de ligações 
covalentes para os elementos do terceiro período é 6, o que corresponde ao envolvimento 
de 1 orbital s, 3 orbitais p e 2 orbitais d para a formação das ligações. O número máximo de 
ligações para um elemento que possua orbitais d seria 9 ( 1 orbital s, 3 orbitais p e 5 orbitais 
d). A covalência máxima para os elementos do bloco f seria ainda maior. 
 
A QUÍMICA DO ÁTOMO DE CARBONO: 
 
Consideremos o átomo de carbono com a seguinte configuração eletrônica: 1s2, 2s2, 2p2. 
Distribuindo estes elétrons no diagrama de níveis de energia, teremos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Podemos observar que o átomo de carbono possui 4 orbitais de valência ( 1orbital s e 3 
orbitais p) situados no segundo nível de energia. Possuindo 4 orbitais de valência, o átomo 
de carbono poderia fazer no máximo 4 ligações covalentes. Contudo, o átomo de carbono 
 O átomo central possui dois elétrons
disponíveis para ligação em um de seus 
orbitais de valência.
+
+N HH
H
H
N HH
H
..
H+
Este atomo está com o orbital s vazio
Estado fundamental 2p
2s
1s
Energia
possui apenas 2 elétrons desemparelhados, indicando com isto que este átomo poderia fazer 
apenas 2 ligações covalentes simples. 
Sabemos que quando uma ligação covalente é formada, há liberação de energia, 
estabilizando o sistema. Desta forma, quanto mais ligações um átomo faz, mais energia é 
liberada. Contudo sabemos que o número de ligações que um átomo pode fazer depende 
muito da sua estrutura eletrônica. 
O átomo de carbono pode, contudo, transferir um de seus elétrons do orbital 2s para o 
orbital 2p vazio, visto que a diferença de energia entre estes dois orbitais é pequena. Desta 
forma o átomo de carbono assume o seguinte estado eletrônico (excitado): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Neste estado eletrônico, o átomo de carbono pode agora fazer 4 ligações covalentes, o 
que justifica o fato do carbono ser tetravalente. 
Desta forma, o carbono fazer 4 ligações covalentes ligando-se a outros átomos da 
seguinte forma: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Estado excitado
Energia 2p
2s
1s
C
4 ligações covalentes simples (4 ligações sigma)
(Ligado a 4 átomos)
C
(ligado a 3 átomos)
3 ligações covalentes sigma e 1 ligação covalente pi
C
(ligado a 2 átomos)
2 ligações covalentes sigma e 2 ligações covalentes pi
C
(ligado a 2 átomos)
2 ligações covalentes sigma e 2 ligações covalentes pi
CASO 1: OS ORBITAIS HÍBRIDOS sp3 
 
 
 
 
 
 
Neste caso, todos os orbitais de valência utilizados pelo átomo são iguais, contudo 
podemos observar que os 4 orbitais de Valencia utilizados pelo carbono não são todos iguais 
(1 orbital s e 3 orbitais p). Desta forma, como estes orbitais possuem uma pequena diferença 
de energia (estão todos no mesmo nível), o átomo combina 1 orbital s com os três orbitais p, 
desta combinação resultam 4 novos orbitais do tipo sp3. Estes novos orbitais, denominados 
HIBRIDOS, possuem cada um 25% de caráter s e 75% de caráter p. Com energia 
intermediaria entre os orbitais s e p que se misturaram. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para minimizar a repulsão entre estes orbitais, sendo todos iguais, cada orbital vai se 
posicionar na direção dos vértices de um tetraedro, onde cada orbital fará um ângulo de 
109,5o com os demais orbitais, como na figura abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
C
4 ligações covalentes simples (4 ligações sigma)
(Ligado a 4 átomos)
sp sp
ss quatro orbitais hibridos sp formados
(cada orbital contém cerca de % de caráter
s e % de caráter p)
combinação de um orbital s com três orbitais p
px py pzpzpypx
sp
25
75
sp3 3 3 3
2s
2p
2s
2p
3
CASO 2: OS ORBITAIS HÍBRIDOS sp2 
 
 
 
 
 
Neste caso, o átomo de carbono utiliza três orbitais iguais. Como o átomo de carbono 
possui 4 orbitais de valência (1orbital s e 3 orbitais p) ele faz a combinação de apenas 3 
orbitais ou seja, 1 orbital s e 2 orbitais p. Desta combinação surgem 3 orbitais híbridos iguais 
do tipo sp2. Cada orbital sp2 possui 33,3% de caráter s e 66,6% de caráter p. Uma vez 
formados, para minimizar a repulsão entre eles, o átomo de carbono os direciona de forma 
que cada orbital faz um ângulo de 120o com os outros dois (geometria trigonal plana). O 
orbital p que não se combinou com os outros permanece inalterado. Desta forma o átomo de 
carbono utiliza dois tipos diferentes de orbital para se ligar a outros átomos: orbitais híbridos 
sp2 (fazem as ligações covalentes sigma) e um orbital p (faz a ligação pi) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 ligações covalentes sigma e 1 ligação covalente pi
(ligado a 3 átomos)
C
66
33
2 22 sp
px py pz pzpypx
combinação de um orbital s com dois orbitais p
 três orbitais hibridos sp formados
(cada orbital contém cerca de % de caráter
s e % de caráter p)
s s
pz
spsp
2s
2p2p
2sObserve como seriam os orbitais e a forma da molécula de eteno, onde os dois carbonos que 
compõem a molécula utilizam orbitais do tipo sp2 : 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como os orbitais híbridos sp2 assumem a geometria trigonal plana, podemos observar que 
todos os átomos estão no mesmo plano fazendo as ligações fortes sigma (σ) e os orbitais p 
paralelos interagem entre si fazendo a ligação pi (pi), com nuvem de elétrons acima e abaixo 
do plano da molécula. 
 
 
CASO 3: OS ORBITAIS HÍBRIDOS sp 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nestes casos, o átomo de carbono que está ligado a 2 átomos, utiliza dois orbitais iguais. 
Como o átomo de carbono possui 4 orbitais de valência (1orbital s e 3 orbitais p) ele faz a 
combinação de apenas 2 orbitais ou seja, 1 orbital s e 1 orbital p. Desta combinação surgem 
2 orbitais híbridos iguais do tipo sp. Cada orbital sp possui 50% de caráter s e 50% de 
caráter p. Uma vez formados, para minimizar a repulsão entre eles, o átomo de carbono os 
direciona de forma que cada orbital faz um ângulo de 180o um com o outro (geometria 
linear). Os 2 orbitais p que não se combinaram com os outros permanecem inalterados. 
Desta forma o átomo de carbono utiliza dois tipos diferentes de orbital para se ligar a outros 
C C
H
HH
H
2 ligações covalentes sigma e 2 ligações covalentes pi
(ligado a 2 átomos)
C
2 ligações covalentes sigma e 2 ligações covalentes pi
(ligado a 2 átomos)
C
átomos: orbitais híbridos sp (fazem as ligações covalentes sigma) e orbitais p (fazem as 
ligações pi). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Observe como seriam os orbitais e a forma da 
molécula de etino, onde os dois carbonos que 
compõem a molécula utilizam orbitais do tipo sp : 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50
50
sp sp
pzpy
ss
 dois orbitais hibridos sp formados
(cada orbital contém cerca de % de caráter
s e % de caráter p)
combinação de um orbital s com um orbital p
px py pzpzpypx
2s
2p2p
2s
2p
 
Como os orbitais híbridos sp assumem a geometria linear, podemos observar que 
todos os átomos estão dispostos linearmente fazendo as ligações fortes sigma (σ) e os 
orbitais p paralelos interagem entre si fazendo a ligação pi (pi), com nuvem de elétrons 
acima e abaixo, na frente e atrás do plano da molécula. 
 
OBSERVAÇÃO IMPORTANTE: convém observar que quando o átomo possui pares de 
elétrons não ligantes (pares de elétrons que não estão envolvidos em ligação química) estes 
pares de elétrons também estão localizados em orbitais. Desta forma para sabermos que 
tipo de orbitais são utilizados pelo átomo em questão, devemos contar estes pares como se 
estivem ligados a algum átomo. Não se esqueça que este procedimento é tomado apenas 
para se descobrir os tipos de orbitais utilizados. 
 
Exemplo: Observe a estrutura abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
Apesar do átomo de carbono estar ligado a três átomos, ele utiliza quatro orbitais iguais. O 
orbital que possui o par de elétrons não ligantes apesar de não estar ligado a outro átomo, é 
semelhante aos outros três. Desta forma, os orbitais utilizados pelo carbono nesta estrutura, 
são do tipo sp3. 
 
 
OUTROS ÁTOMOS COMUMENTE LIGADOS AO ÁTOMO DE CARBONO 
NAS MOLÉCULAS ORGÂNICAS: 
 
 
O ÁTOMO DE OXIGÊNIO: 
 
Consideremos o átomo de oxigênio com a seguinte configuração eletrônica: 1s2, 2s2, 2p4. 
Distribuindo estes elétrons no diagrama de níveis de energia, teremos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
C
..
s
pzpypx
2s
2p
1s
s
 O átomo de oxigênio possui 4 orbitais de valência situados no segundo nível de 
energia (1 orbital s e 3 orbitais p). O oxigênio possui apenas 2 elétrons desemparelhados 
fazendo apenas duas ligações covalentes comuns. O átomo de oxigênio pode se ligar ao 
carbono através de ligações simples ou duplas, como mostrado abaixo: 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
Contudo, como o átomo de carbono, o oxigênio não utiliza seus orbitais de valência puros (s 
e p) para fazer ligações. Da mesma forma que o carbono, o oxigênio também utiliza orbitais 
híbridos para se ligar aos outros átomos nas moléculas orgânicas. Vejamos quais são os 
tipos de orbitais utilizados pelo oxigênio: 
 
OS ORBITAIS HÍBRIDOS sp3 UTILZADOS PELO OXIGÊNIO NAS MOLÉCULAS 
ORGÂNICAS: 
 
Nos exemplos abaixo o oxigênio se liga a outros átomos utilizando apenas ligações 
simples: 
 
 
Desta forma, apesar de estar ligado a apenas 2 átomos, o oxigênio utiliza 4 orbitais 
iguais visto que ele possui dois pares de elétrons não ligantes que também estão localizados 
em orbitais. Com isto, o oxigênio que possui 4 orbitais de valência ( 1 orbital s e 3 orbitais p), 
faz a combinação dos 4 orbitais ( 1s + 3p) obtendo 4 orbitais híbridos sp3 iguais em forma e 
energia. Estes orbitais estão orientados de acordo com os vértices de um tetraedro, fazendo 
um ângulo de 109,5o um com o outro. Deste modo teremos: dois pares de elétrons situados 
em orbitais sp3 e dois orbitais disponíveis para a formação de ligações covalentes do tipo 
sigma (σ). O esquema abaixo ilustra o que foi dito acima: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O
C
.
..
.
H O CC O C
..
..
..
..
H C
H
H
O H
O
H
O
C
O H
O
O
O
..
..
..
..
C O C H O C
sp sp
ss três orbitais hibridos sp formados
(cada orbital contém cerca de % de caráter
s e % de caráter p)
combinação de um orbital s com três orbitais p
px py pz
pzpypx
sp
25
75
sp3 3 3 3
2s
2p
2p
2s
1s
s
OS ORBITAIS HÍBRIDOS sp2 UTILIZADOS PELO OXIGÊNIO NAS MOLÉCULAS 
ORGÂNICAS: 
 
Nos exemplos abaixo o oxigênio se liga a outros átomos utilizando ligações duplas: 
 
 
 
 
 
Desta forma, apesar de estar ligado a apenas 1 átomo, o oxigênio utiliza 3 orbitais 
iguais visto que ele possui dois pares de elétrons não ligantes que também estão localizados 
em orbitais. Com isto, o oxigênio que possui 4 orbitais de valência ( 1 orbital s e 3 orbitais p), 
faz a combinação de apenas 3 orbitais ( 1s + 2p) obtendo 3 orbitais híbridos sp2 iguais em 
forma e energia. Estes orbitais estão orientados de acordo com os vértices de um triangulo 
eqüilátero (trigonal plano) fazendo um ângulo de 120o um com o outro. Deste modo 
teremos: dois pares de elétrons não ligantes situados em orbitais sp2 e 1 orbital disponível 
para a formação de ligação covalente do tipo sigma (σ). O orbital p que não se combinou 
aos demais será utilizado para a formação da ligação pi (pi). O esquema abaixo ilustra o que 
foi dito acima: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O ÁTOMO DE NITROGÊNIO: 
 
Consideremos o átomo de nitrogênio com a seguinte configuração eletrônica: 1s2, 2s2, 
2p3. Distribuindo estes elétrons no diagrama de níveis de energia, teremos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
..
..
..
.
. .
.
O
C
O N
sp sp
pz
ss
 três orbitais hibridos sp formados
(cada orbital contém cerca de % de caráter
s e % de caráter p)
combinação de um orbital s com dois orbitais p
px py pzpzpypx
sp2 22
33
662s
2p
2s
2p
p
px py pz
s
s
1s
2s
2p
 O átomo de nitrogênio possui 4 orbitais de valência situados no segundo nível de 
energia (1 orbital s e 3 orbitais p). O nitrogênio possui 3 elétrons desemparelhados fazendo 3 
ligações covalentes comuns. Contudo em alguns casos ele pode fazer também 4 ligações (3 
ligações covalentes comuns e uma coordenada).O átomo de nitrogênio pode se ligar ao 
carbono através de ligações simples, duplas, ou triplas como mostrado abaixo: 
 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Contudo, como o átomo de carbono, o nitrogênio não utiliza seus orbitais de valência 
puros (s e p) para fazer ligações. Da mesma forma que o carbono, o nitrogênio também 
utiliza orbitais híbridos para se ligar aos outros átomos nas moléculas orgânicas. Vejamos 
quais são os tipos de orbitais utilizados pelo nitrogênio: 
 
 
OS ORBITAIS HÍBRIDOS sp3 UTILIZADOS PELO NITROGÊNIO NAS MOLÉCULAS 
ORGÂNICAS: 
 
 
Nos exemplos abaixo o nitrogênio se liga a outros átomos utilizando apenas ligações 
simples: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Desta forma, apesar de estar ligado a 3 átomos, o nitrogênio utiliza 4 orbitais iguais 
visto que ele possui um par de elétrons não ligantes que também está localizado em um 
orbital. Com isto, o nitrogênio que possui 4 orbitais de valência ( 1 orbital s e 3 orbitais p), faz 
a combinação dos 4 orbitais ( 1s + 3p) obtendo 4 orbitais híbridos sp3 iguais em forma e 
energia. Estes orbitais estão orientados de acordo com os vértices de um tetraedro, fazendo 
um ângulo de 109,5o um com o outro. Deste modo teremos: um par de elétrons situados 
em um orbital sp3 e três orbitais sp3 disponíveis para a formação de ligações covalentes do 
tipo sigma (σ). O esquema abaixo ilustra o que foi dito acima: 
N C N C
..
N CC
C
N CH
H
N CH
C
.. ..
:
..
..
N C N C
H
H
C
H
H
H
..
..
:
..
N N
N
H
.. N
..
..
N
N
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
OS ORBITAIS HÍBRIDOS sp2 UTILIZADOS PELO NITROGÊNIO NAS MOLÉCULAS 
ORGÂNICAS: 
 
Nos exemplos abaixo o nitrogênio se liga a outros átomos utilizando ligações duplas: 
 
 
 
 
 
 
 
Apesar de estar ligado a 2 átomos, o nitrogênio utiliza 3 orbitais iguais visto que ele 
possui um par de elétrons não ligantes que também estão localizados em orbital. Com isto, o 
nitrogênio que possui 4 orbitais de valência ( 1 orbital s e 3 orbitais p), faz a combinação de 
apenas 3 orbitais ( 1s + 2p) obtendo 3 orbitais híbridos sp2 iguais em forma e energia. Estes 
orbitais estão orientados de acordo com os vértices de um triangulo eqüilátero (trigonal 
plano) fazendo um ângulo de 120o um com o outro. Deste modo teremos: 1 par de elétrons 
não ligantes situados em 1 orbital sp2 e 2 orbitais disponíveis para a formação de ligações 
covalente do tipo sigma (σ). O orbital p que não se combinou aos demais será utilizado para 
a formação da ligação pi (pi). O esquema a seguir ilustra o que foi dito acima: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
sp sp
ss três orbitais hibridos sp formados
(cada orbital contém cerca de % de caráter
s e % de caráter p)
combinação de um orbital s com três orbitais p
px py pzpzpypx
sp
25
75
sp3 3 3 3
2s
2p
2s
2p
..
N C
..
..
..
N
N N
66
33
2 22 sp
px py pz pzpypx
combinação de um orbital s com dois orbitais p
 três orbitais hibridos sp formados
(cada orbital contém cerca de % de caráter
s e % de caráter p)
s s
pz
spsp
2s
2p
2s
2p
p
 
 
OS ORBITAIS HÍBRIDOS sp UTILIZADOS PELO NITROGÊNIO NAS MOLÉCULAS 
ORGÂNICAS: 
 
Nos exemplos abaixo o nitrogênio se liga a outros átomos utilizando ligações triplas: 
 
 
 
Apesar de estar ligado a 1 átomo, o nitrogênio utiliza 2 orbitais iguais visto que ele 
possui um par de elétrons não ligantes que também está localizado em orbital. Com isto, o 
nitrogênio que possui 4 orbitais de valência ( 1 orbital s e 3 orbitais p), faz a combinação de 
apenas 2 orbitais ( 1s + 1p) obtendo 2 orbitais híbridos sp iguais em forma e energia. Estes 
orbitais estão orientados linearmente, um oposto ao outro, formando um ângulo de 180o um 
com o outro. Deste modo teremos: 1 par de elétrons não ligantes situados em 1 orbital sp 
e orbital disponível para a formação de ligação covalente do tipo sigma (σ). Os 2 orbitais p 
que não se combinaram aos demais serão utilizados para a formação das 2 ligações pi (pi). 
O esquema a seguir ilustra o que foi dito acima: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
:N C
50
50
sp sp
pzpy
ss
 dois orbitais hibridos sp formados
(cada orbital contém cerca de % de caráter
s e % de caráter p)
combinação de um orbital s com um orbital p
px py pzpzpypx
2s
2p
2s
2p p