2 Ligações químicas em moléculas orgânicas

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12/08/2020
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Ligações químicas em moléculas 
orgânicas
Aula Aula 
Teórica 2Teórica 2
Disciplina: PQF- II
Profa. Dra. Danay Dupeyrón
Sumário
 Desenvolvimento da teoria da ligação química
 Natureza das ligações químicas: teoria da ligação de valência
 Orbitais híbridos sp3: estrutura do metano e etano 
2
 Orbitais híbridos sp2 : estrutura do etileno
 Orbitais híbridos sp e a estrutura do acetileno
 Hibridização do nitrogênio e oxigênio. (Ver também: fósforo e enxofre).
 Natureza das ligações químicas: teoria do orbital molecular
 Representação de estruturas químicas
Classificação das ligações químicas
3
Características
Ligação Iônica
transferência de elétrons
entre átomos de baixa e alta eletronegatividade.
4
Ligação Covalente:
pares de elétrons são partilhados
entre átomos cuja diferença de eletronegatividade é 1,9 ou inferior.
Ligações covalentes 
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Insert elpot of
carbon d ioxide
Polar
Apolar
O C O
-- +
Carbon dioxide
(nonpolar)
-
+
Water
(polar)
(page 19) Insert elpot
of water
(page 19)H H
O
Ligações Sigma (σ)
 Conhecidas como ligações simples. 
 São ligações extremamente fortes. 
 São as primeiras a ocorrer. 
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Tipos de ligações 
 Só ocorre uma vez em cada dois átomos.
Ligações Pi (π)
 Conhecidas como duplas ou triplas ligações.
 São ligações fracas. 
 Facilmente são rompidas.
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Exemplo:
ππ
ππ
Geraniol
8 Natureza das ligações químicas
Desenvolvimento da teoria da ligação química
1800 - Kekulé e Couper
observaram independentemente que o carbono
faz 4 ligações
1858 - Kekulé disse que os átomos de
9
q
carbono podem se ligar para formar longas
cadeias
Até 1874 - Bidimensionalidade
Friedrich August Kekulé
Darmstadt, Alemanha
(1829- 1896) 
Curiosidade!!!
Sonho revelador
Desenvolvimento da teoria da ligação química
 van't Hoff e Le Bel
propuseram que as 4 ligações do C apresentam orientação espacial específica
(terceira dimensão dos compostos orgânicos)
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Convenções usadas para mostrar 
tridimensionalidade
Átomos cercam o carbono nos 
vértices de um tetraedro regular
Por que os átomos se unem?
 Átomos formam ligações porque o composto resultante é 
mais estável que os átomos individuais.
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Como ganhar estabilidade?
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PERDEM e-
COMPARTILHAM e-
GANHAM e-
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Por que os átomos se unem?
Gilbert Newton Lewis 
nasceu em Weymouth,
(1875- 1946)
Moléculas orgânicas possuem 
ligações covalentes formadas pelo 
compartilhamento de elétrons 
(Lewis, 1916)
Revisando conceitos
Gases nobres: 
átomos que têm pouca 
tendência de se unir com 
14
tendência de se unir com 
outros átomos. 
Muito estáveis
(Pouco reativos). 
Teoria eletrônica da valência
Gilbert N. Lewis e Walter Kossel (1916) 
explicação lógica para as uniões entre os átomos
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Revisando conceitos
Valência: capacidade de um átomo ligar-se a outros
16
Hidrogênio (monovalente)  1 hidrogênio
Oxigênio (bivalente)  2 hidrogênios
Nitrogênio (trivalente)  3 hidrogênios
Carbono (tetravalente)  4 hidrogênios
Teoria eletrônica da valência
Hipótese:
Átomos procuram perder, ganhar ou compartilhar elétrons na
última camada até atingirem a configuração eletrônica de um gás nobre. 
17
Regra do octeto
Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 
elétrons na camada eletrônica mais externa, ou 2 
elétrons quando possui apenas a camada K.
Ligação Covalente 
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Ligação covalente aparece entre dois átomos de não-metais, ou 
semimetais ou, ainda, entre esses elementos e o hidrogênio
(tendência a ganhar –e)
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 De acordo com a teoria da ligação covalente, as ligações químicas só são 
efetuadas por orbitais atômicos semi preenchidos.
Vamos analisar o Carbono, em seu estado fundamental:
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C : 1s2 2s2 2p2
Desenvolvimento da teoria da ligação química
2 orbitais semipreenchidos na 
camada de valência: assim, o 
carbono seria bivalente
6C : 1s 2s 2p
Valências do carbono
 O carbono tem quatro elétrons 
de valência (2s2 2p2), formando 
20
de valência (2s 2p ), formando 
quatro ligações (CH4)
Tetravalência do carbono
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C ATIVADO
22
23
Modelos desenvolvidos para 
descrever a ligação covalente
Teoria da ligação de 
valência
Teoria do orbital 
molecular
Modelo #1: Teoria da ligação de valência 24
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Teoria da ligação de valência
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Teoria da ligação de valência 
Ligações covalentes são formadas quando dois átomos se aproximam muito e
os orbitais de ambos átomos contendo elétrons desemparelhados se superpõem.
 Elétrons são emparelhados após a sobreposição dos orbitais e passam a ser
mutuamente atraídos por ambos os núcleos
 A ligação H–H resulta da
sobreposição de dois orbitais 1s
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Teoria da ligação de valência
semipreenchidos do hidrogênio
[ligação sigma () ]
 A ligação H-H simetricamente
cilíndrica.
Corte circular transversal
Energia de ligação
 Reação 2 H·  H2 libera 436 kJ/mol
 Produto tem 436 kJ/mol a menos do que os átomos: H–H tem força de 
ligação de 436 kJ/mol.
 (1 kJ = 0.2390 kcal; 1 kcal = 4.184 kJ)
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Comprimento de ligação
 Distancia entre os núcleos conduz à máxima estabilidade
28
Perto demais,
repulsão
Longe demais, 
ligação fraca
A natureza da ligação química. 
Representando ligações covalentes...
 Estruturas Lewis mostra elétrons de valência como pontos
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Estruturas de Lewis: Pontos
Estruturas de Kekulé: Traços
Metano 
(CH4)
Amônia 
(NH3)
Água
(H2O)
Metanol 
(CH3OH)
• Átomos com 1, 2 ou 3 elétrons de valência formam uma, duas ou três ligações.
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Número de ligações covalentes de 
um átomo
A estabilidade para a maioria dos átomos resulta de uma camada 
de valência preenchida: octeto (oito pontos), 2 para o hidrogênio.
• Átomos com 4 ou mais elétrons de valência formam tantas ligações forem
necessárias para preencher os orbitais s e p e atingirem o octeto de valência.
1 ligação 4 ligações 3 ligações 2 ligações 1 ligação
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Elétrons não ligantes
 Elétrons de valência não utilizados em ligações são chamados de:
elétrons não–ligantes, ou pares de elétrons solitários.
(frequentemente omitidos na representação das estruturas).
Exemplo:
ê ô ( )
31
Nitrogênio na amônia (NH3)
 Compartilha seis elétrons de valência em três ligações covalentes
os dois elétrons de valência remanescentes forma o par não ligante
ou ou
Exercício #1
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A natureza da ligação química
A quantos átomos de hidrogênio o fósforo se liga na formação da 
fosfina? 
PHx ?
Estratégia #1
Identifique o grupo do fósforo na tabela periódica e diga, a partir disso, 
quantos elétrons (ligações) são necessários para formar um octeto.
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A natureza da ligação química
Resposta #1
O fósforo está no grupo 15 da tabela periódica e possui 5 elétrons de valência
34
A natureza da ligação química
O fósforo está no grupo 15 da tabela periódica e possui 5 elétrons de valência.
Ele precisa compartilhar mais 3 elétrons para formar o octeto e por tanto forma três 
ligações com átomos de hidrogênio para formar a fosfina PH3.
Orbitais híbridos ?!
Problema:
 Sobreposição de orbitais atómicas 2s e 2p 
dará ângulos de ligação de 90º 
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dará ângulos de ligação de 90 . 
 Em vez disso os ângulos de ligação são 
aproximadamente de 109.5°, 120°, e 
180°.
Solução:
Hibridização de orbitais atómicos.
Hibridização36
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Lembrando 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
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Expressão matemática cujo quadrado (2) prediz o volume do 
espaço em torno do núcleo onde o elétron pode ser encontrado
Solução de uma equação de onda: função de onda () ou orbital
Lembrando a estrutura atômica: Orbitais
Representações dos orbitais s, p e d
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orbital s orbital p orbital d
Formas dos orbitais 2p
orbital 2px orbital 2py orbital 2pz 3 orbitais 2p
Hibridização:
Orbitais sp3 e a estrutura do metano
 Carbono tem 4 elétrons de valência 
(2s2 2p2) 
 No CH4 todas as ligações C–H sãoidê ti (t t d l ) 
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idênticas (tetraedro regular) 
 Orbitais híbridos sp3 :
1 orbital s e 3 p combinam-se para formar
4 orbitais equivalentes, assimétricos e
tetraédricos (sppp = sp3), Pauling (1931)
Estrutura tetraédrica do metano
 Orbitais sp3 no C sobrepôem-se a obitam 1s 
em 4 H para formar quatro ligações C-H 
idênticas
40
 Cada ligação C–H possui uma força de 438 
kJ/mol e comprimento de 110 pm
 Ângulo de ligação: Cada H–C–H é 109.5°, 
o ângulo tetraédrico
Hibridização:
Orbitais sp3 e a estrutura do etano
 Dois carbonos ligam-se entre si pela sobreposição  de um orbital 
sp3 de cada
 Três orbitais sp3 de cada C sobrepõem-se aos 1s do H e formam seis 
ligações C H
41
ligações C–H
 C–H no etano 420 kJ/mol
 C–C é 154 pm e 376 kJ/mol
 Todos os ângulos de ligação no etano são tetraédricos
Hibridização sp3: estrutura do etano
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Csp3 Csp3 Ligação sp
3 - sp3
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Exercício #2
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Hibridização: Orbitais sp3
Escreva a fórmula estrutural de traços para o propano, CH3CH2CH3.
Faça uma previsão do ângulo de ligação e indique a forma global da 
molécula. 
Resposta #2
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Hibridização: Orbitais sp3
ângulo de ligação = 109
Hibridização:
Orbitais sp2 e a estrutura do etileno
 Orbitais hibrídos sp2: o orbital 2s
combina-se com dois orbitais 2p,
produzindo 3 orbitais (spp = sp2)
45
 Os orbitals sp2 são planos com
ângulos de 120°. (Ângulos H–C–H
e H–C–C )
 Um orbital p permanece de forma
perpendicular ao plano dos demais
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Hibridização:
Orbitais sp2 e a estrutura do etileno
Hibridização:
Orbitais sp2 e a estrutura do etileno
 Dois orbitais sp2 sobrepõem-se formando uma ligação 
 Os orbitais p sobrepõem-se lateralmente para formar uma ligação pi ()
 A ligação sp2–sp2 e a  2p–2p determinam o compartilhamento de 4 
lét f ã d li ã d l C C
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elétrons e a formação de uma ligação dupla C-C
 Átomos de H formam ligações  com 4 sp2
 A ligação dupla C–C no etileno é mais curta e mais forte do que a 
ligação do a simples do etano
 Ligação C=C no etileno mede 133 pm (C–C 154 pm)
Estrutura do etileno
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 Elétrons na ligação  situam-se entre os dois núcleos
 Elétrons na ligação  ocupam um dos lados de uma linha entre os dois núcleos
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Hibridização:
Orbitais sp e a estrutura do acetileno
 Ligação tripla CC, compartilhamento de seis elétrons
 Orbital 2s do carbono hibridiza com um único orbital p dando 2 
sp híbridos
 2 orbitais p permanecem não hibridizados
O bit i ã li 180° (2 lób l d t h d i l)
49
 Os orbitais sp são lineares, 180° (2 lóbulos de tamanho desigual).
 Dois orbitais p perpendiculares nos eixos y e z
Orbitais do acetileno
 Dois orbitais híbridos sp de cada C formam uma ligação sp–sp
 Os orbitais p e z formam uma ligação  pz–pz por sobreposição 
lateral e os orbitais py idem
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Ligação tripla CC consiste em: 
uma ligação sigma () 
duas ligações pi ().
Ligações no acetileno
 Compartilhamento de seis elétrons forma C  C
 Dois orbitais sp formam ligações  com hidrogênios
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Hibridização de nitrogênio
 O nitrogênio possui 5 elétrons de valência (2s2 2p3) mas forma três ligações
na amônia (NH3) (Ângulo da ligação H–N–H = 107.3°)
 Os orbitais do N (sppp) hibridizam para formar 4 sp3
 Um orbital sp3 está ocupado por elétrons não ligantes, e três sp3 possuem
um elétron cada, formando ligações com o H
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Elétrons não ligantes
um elétron cada, formando ligações com o H
 O átomo de oxigênio hibridiza tipo sp3
 O oxigênio tem 6 elétrons na camada de valência (2s2 2p4) mas 
só forma 2 ligações covalentes, 2 pares não ligantes
 O ângulo da ligação H–O–H é 104.5°
53
Hibridização de oxigênio na água
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Ligações Nome Hibridização Geometria Ângulo
CH4
metano sp3 Tetraédrica 109,5°
CH2=CH2 etileno sp2 Trigonal Plana 120°
Tabela Resumo
2 2 p2 g
CHCH acetileno sp Linear 180°
sp3 - (1 orbital s + 3 orbitais p orbitals = 4 orbitais sp3).
sp2 - (1 orbital s + 2 orbitais p = 3 orbitais sp2).
sp - (1 orbital s + 1 orbital p = 2 orbitais sp).
Ligações  - são formadas por superposição “direta” dos orbitais.
Ligações  - são formadas por superposição “paralela” dos orbitais.
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Modelo #2: Teoria do orbital molecular55
Teoria do orbital molecular
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Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Ligações covalentes resultam da combinação matemática de orbitais 
atômicos em átomos diferentes formando os orbitais moleculares
 Orbital molecular (OM):
Pertencem à molécula inteira e não ao átomo individual.
Descreve a região do espaço numa molécula onde os elétrons tem maior probabilidade
de ser encontrados.
Possui tamanho, forma e energia específicos (igual aos orbitais atômicos)
 Combinação aditiva (ligante) - OM tem menor energia 
 Combinação subtrativa (antiligante) - OM tem maior energia 
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Diagrama de energias relativas
LUMO: Lowest Unoccupied Molecular Orbital
(Orbital molecular desocupado de menor energia)
HOMO: Highest Occupied Molecular Orbital
(Orbital molecular ocupado de maior energia)
li
ga
çõ
es
 
e
n
er
gi
a 
m
ai
or
: 
sã
o 
co
n
si
d
er
ad
as
 m
ai
s 
fr
ac
as
 
q
u
e 
as
 li
ga
çõ
es
 
.
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Ligação segundo a teoria dos 
orbitais moleculares
Exemplo 1:
Orbitais moleculares (ligante e antiligante) do H2
OM ligante
Preenchido
OM antiligante
Não preenchido
Combinação
Dois orbitais S
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Ligação segundo a teoria dos 
orbitais moleculares
Exemplo 2:
Orbital molecular da ligação C=C na molécula de etileno
OM ligante
Preenchido
OM antiligante
Não preenchido
Combinação
Dois orbitais p
Desenhando as estruturas químicas60
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Desenhando as estruturas químicas
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Nas estruturas desenhadas até aqui a ligação covalente 
tem sido representada por um traço entre átomos. 
Tarefa tediosaTarefa tediosa
Químicos orgânicos inventaram maneiras 
simplificadas para escrever as estruturas.
Estrutura esquelética
Regras para desenhar estruturas esqueléticas
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Regra #1: átomos de carbono não são mostrados. Ao invés disso, supõe-se que é
um átomo de carbono está em cada intersecção de duas linhas (ligações), e no
finalmente cada linha. (Ocasionalmente, poderá estar indicado um átomo de carbono
ênfase ou clareza).f )
Regra #2: átomos de hidrogénio ligados ao carbono não são mostrados.
Considerando sempre que o carbono tem uma valência de 4, nós fornecemos
mentalmente a quantidade correta de átomos de hidrogênio para cada carbono.
Regra #3: átomos que não são de carbono nem hidrogênio são mostrados.
Estruturas de Kekulé e as esqueléticas para 
alguns compostos
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Exercício #3
Diga quantos hidrogênios estão ligados a cada carbono nos 
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Estruturas esqueléticas
Diga quantos hidrogênios estão ligados a cada carbono nos 
compostos a seguir e dê a fórmula deles:
Adrenalina Estrogêno 
Resposta #3
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Estruturas esqueléticas
C9H13NO3
C18H22O2
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Resumo
 A química orgânica estuda os compostos de carbono.
 Um átomo consiste em um núcleo positivamente carregado rodeado por um ou 
mais elétrons negativamente carregados. 
Os elétrons ocupam orbitais ao redor do núcleo.p
Orbitais atômicos (AO) diferentes têm níveis de energia e formas diferentes:
• s (esféricos) 
• p (em forma de halteres)
• Uma ligação covalente é formada quando os átomos compartilham um par de 
elétrons.
•Teoria da ligação-valência- o compartilhamento de elétrons por causa da 
sobreposição de dois OA. 
•Teoria orbital molecular (OM)- Ligações resultam da combinação matemática dos 
OA para obter OM.
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Resumo
Ligações sigma (): têm uma seção transversal circular e são formado pela interação
frontal de orbitais.
Ligações pi (): formados pela superposição lateral dos orbitais p.
Teoria da ligação-valência: o carbono usa orbitais híbridos para formar ligaçõesTeoria da ligação valência: o carbono usa orbitais híbridos para formar ligações.
• Ligações simples (tetraédrica) - usa quatro orbitais híbridos sp3 equivalentes.
• Ligação dupla (plana) - usa três orbitais híbridos sp2 equivalentese um orbital p não-
hibridizado.
• Ligação tripla (linear) - usa dois sp orbitals híbridos equivalentes e dois orbitais p
não-hibridizados.
Moléculas orgânicas podem ser representadas usando estruturas:
• Condensadas: as ligações C-C e C-H não são mostradas.
• Esqueléticas: somente as ligações e não os átomos são mostradas. (Supõe-se que um átomo 
de carbono esteja nas extremidades e nas junções das linhas (ligações); o número de hidrogênios é fornecido 
mentalmente).
Ligação Covalente: Exemplo de amizade !!!
Compartilhar é cuidar!
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Até a próxima aula...!