1 Revisão Estrutura Atômica e Ligação Química

Prévia do material em texto

Created by 
Professor William Tam & Dr. Phillis Chang 
 
O básico de ligação e 
estrutura molecular 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Adaptação: Prof. Lucas Hoffmann Greghi Kalinke 
E Prof. Thiago Eduardo Alves 
1. Vida e a Química dos 
compostos de carbono 
 Química orgânica é a química dos compostos que contém o elemento 
carbono, número atômico 6, pertencente ao 2º período da tabela 
periódica. 
 
 Se um composto não contém o elemento químico carbono, é dito que 
esse composto é inorgânico. 
 
 Compostos de carbono são centrais para a estrutura dos organismos 
vivos e, portanto, para a existência de vida na Terra. Nós existimos por 
causa dos compostos de carbono. 
 
 Embora o carbono seja o elemento principal nos compostos orgânicos, 
a maioria deles contém hidrogênio, e muitos contém nitrogênio, 
oxigênio, fósforo, enxofre, cloro dentre outros. 
 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Há duas razões importantes para que o carbono seja o 
elemento que a natureza escolheu para formar os 
organismos: 
 
● Os átomos de carbono podem formar ligações fortes 
com outros átomos de carbono e formar anéis e cadeias 
de átomos de carbono; 
 
● Átomos de carbono também formam ligações fortes com 
outros elementos (H, S, N e O). 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
2. Estrutura Atômica 
 Compostos 
● Formados por elementos combinados em diferentes 
proporções. (Ex. Óxido propílico e acetona) 
 
 Elementos 
● Feitos de átomos 
 
 Átomos 
● Núcleo atômico com carga positiva contendo prótons e 
nêutrons. 
● Rodeado pela nuvem eletrônica onde se encontram os 
elétrons 
 Cada elemento é diferenciado por seu número atômico (Z) 
 
 Número atômico = número de prótons no núcleo. 
 Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
2A. Isótopos 
 Embora todos os núcleos de todos dos átomos de um 
mesmo elemento tenham o mesmo número de prótons, 
alguns átomos de um mesmo elemento podem possuir 
número de nêutrons diferentes. Tais átomos são chamados 
de isótopos. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
(1) 12C 13C 14C 
(6 protons 
6 neutrons) 
(6 protons 
7 neutrons) 
(6 protons 
8 neutrons) 
Hydrogen 
(1 proton 
0 neutrons) 
Deuterium 
(1 proton 
1 neutron) 
Tritium 
(1 proton 
2 neutrons) 
(2) 1H 2H 3H 
2B. Elétrons de Valência 
 Os elétrons que estão ao redor do núcleo existem em 
camadas que aumentam em energia e distância em 
relação ao núcleo. 
 
 A camada mais importante, chamada de camada de 
valência, é a camada mais externa pois os elétrons dessa 
camada são aqueles envolvidos nas ligações químicas que 
formam os compostos. 
 
 O número de elétrons na camada de valência (elétrons 
de valência) é igual ao número do grupo do átomo. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Ex. Carbono é do grupo 14 (IVA) 
● Carbono tem 4 elétrons de valência 
 
 Ex. Nitrogênio é do grupo 15 (VA) 
● Nitrogênio tem 5 elétrons de valência 
 
 Ex. Halogênios estão no grupo 17 (VIIA) 
● F, Cl, Br, I todos têm 7 elétrons de valência. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
3. Ligação química: A regra do 
octeto 
 Ligações Iônicas são formadas “pela transferência” de 
um ou mais elétrons de um átomo para outro formando 
íons. 
 
 Ligações Covalentes são formadas quando os átomos 
compartilham os elétrons. 
 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Regra do octeto 
 
● Na formação dos compostos, eles ganham, perdem ou 
compartilham elétrons para fornecer a configuração 
eletrônica estável (Gás nobre – 8 elétrons na camada de 
valência) 
 
● Quando a regra do octeto é satisfeita para C, N, O e F, 
eles tem a configuração eletrônica do análoga ao gás 
nobre Ne. 
 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Lembre-se: configuração eletrônica de 
gás nobre 
He [1s2] 2 
Ne 1s2[2s22p6] 8 
Ar 1s22s22p6[3s23p6] 8 
# of e-s in outer shell 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
3A. Ligações Iônicas 
 Átomos podem ganhar ou perder elétrons para formar 
íons. Íons são átomos que possuem carga elétrica 
(Cátions e Ânions). 
 
● Uma ligação iônica é uma força atrativa entre íons de 
cargas opostas. 
 
● Os íons monoatômicos que cada elemento formo, em 
geral, tendem a seguir a regra do octeto 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Eletronegatividade (c) 
 
● A habilidade intrínseca de um átomo atrair os elétrons 
compartilhados em uma ligação covalente. 
 
● As eletronegatividades são baseadas em uma escala 
arbitrária onde o elemento mais eletronegativo é o flúor 
(c= 4,0) e Cs o menos eletronegativo (c= 0,7). 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
element 
(EN) 
 
H 
(2.1) 
 
Li 
(1.0) 
Be 
(1.6) 
……..……… 
B 
(2.0) 
C 
(2.5) 
N 
(3.0) 
O 
(3.5) 
F 
(4.0) 
Na 
(0.9) 
Mg 
(1.2) 
………………...…… 
Si 
(1.8) 
P 
(2.1) 
S 
(2.5) 
Cl 
(3.0) 
K 
(0.8) 
………………………..………………………………… 
Br 
(2.8) 
Rb 
(0.8) 
………………………………………………..………… 
I 
(2.5) 
Cs 
(0.7) 
…………………………………………………………………… 
 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Na
+ 
1s2 2s2 2p6 
Cl
– 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Na 
1s2 2s2 2p6 3s1 
Cl 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
“dá 1 elétron para” 
Ligação iônica 
8 8 
Na
+ 
1s2 2s2 2p6 
(1 e- na camada de valência) (7 e- na camada de valência) 
Na 
1s2 2s2 2p6 3s1 
Cl 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
Cl
– 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
3B. Ligações Covalentes e estrutura 
De Lewis 
 Ligações Covalentes são formadas pelo 
compartilhamento de elétrons entre átomos com 
eletronegatividades similares para conseguir a 
configuração de gás nobre. 
 
 
 Moléculas são compostas por átomos ligados 
exclusivamente ou predominantemente por ligações 
covalentes. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Clivagem Heterolítica 
A B +A B
 Clivagem Homolítica 
A B +A B
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
: : 
: : Cl 
[Ne] 3s2 3p5 
Cl 
[Ne] 3s2 3p5 
. . 
: : 
Ligação Covalente 
Cl—Cl 
: : 
 Exemplo 
: : 
: : 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Os íons, podem ser formados por 
ligações covalentes. Considere, como 
um exemplo, o íon amônio: 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
4. Como escrever estruturas de 
Lewis 
 As estruturas de Lewis mostram as conexões (ligações) 
entre os átomos de uma molécula ou íon usando somente 
os elétrons de valência dos átomos envolvidos. 
 
 Para os elementos do grupo principal, o número dos 
elétrons de valência que um átomos neutro traz para a 
estrutura de Lewis é o mesmo que seu número de grupo 
da tabela periódica. 
 
 Ex.: 
• Oxigênio (Grupo 16 ou VIA) – 6 Elétrons de valência 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Se a estrutura que está sendo desenhada for um íon 
negativo (um ânion), deve ser adicionado um elétron para 
cada carga negativa na conta original dos elétrons de 
valência. 
 
 Se a estrutura for um íon positivo (um cátion), deve ser 
subtraído um elétron por cada carga positiva. 
 
 Ao desenhar as estruturas de Lewis, deve-se tentar fazer 
com que todos os átomos tenham a configuração de um 
gás nobre. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Exemplos 
 
 Estrutura de Lewis do CH3Br, CH5N, CF4 
1) Somar os elétrons de valência de cada um dos átomos (formar 
pares). 
2) Adicionar/remover elétrons para cada carga do ânion/cátion. 
3) Colocar o elemento menos eletronegativo no centro (em geral o 
hidrogênio é deixado por último). 
4) Distribuir os outroselementos ao redor respeitando a valência 
do elemento central. 
5) Distribuir os pares de elétrons entre os átomos formando as 
ligações químicas. 
6) Distribuir os pares de elétrons restantes nos átomos mais 
eletronegativos (respeitando o octeto). 
 
 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
4A. Exceções à regra do octeto 
 Elemento do 2º período da tabela periódica usualmente 
obedecem a regra do octeto (Li, Be, B, C, N, O, F) desde 
que tenham os orbitais 2s e 2p disponíveis para a ligação. 
 
 Elementos do 3º período possuem orbitais 3d que podem 
ser usados para formar ligações e, portanto, podem não 
obedecer a regra do octeto (H2S e SF6). 
 
 Algumas moléculas/íons altamente reativos tem átomos 
com menos de 8 elétrons na camada mais externa 
(carbocátions). 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
5. Carga formal e como calcular 
 Carga formal 
 
 
 onde CF é a carga formal, EV são os 
elétrons de valência, EC são os elétrons 
compartilhados (envolvidos nas ligações) e 
EL são os elétrons não ligados (elétrons 
“livres”). 
CF = EV - EC /2 - EL 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Exemplos 
N
H
H
H
H
(1) O íon amônio (NH4
+) 
 Carga formal do H: 
 = 1 – 2/2 
Número 
do grupo 
Número de 
elétrons 
ligados 
 – 0 = 0 
Número de 
elétrons não 
ligados 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
CF = EV - EC /2 - EL 
 Carga formal do N: 
 = 5 – 8/2 – 0 = +1 
 Carga do íon= (4 x 0) +1 = +1 
 A soma aritimética de todas as cargas 
formais dos átomos de uma molécula é a 
carga total da molécula ou íon. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
N
O
OO
(2) O íon nitrato (NO3
-
) 
Lembre-se: 
 Carga forma do O: 
 = 6 – 2/2 
EV EC 
 – 6 = -1 
EL 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
CF = EV - EC /2 - EL 
 Carga formal do O: 
 = 6 – 4/2 – 4 = 0 
 Carga formal do N: 
 = 5 – 8/2 – 0 = +1 
Carga do íon= 2 x (-1) + 0 +1 = -1 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
(3) Água (H2O) 
 A soma das cargas formais de cada 
átomo constituinte da molécula deve ser 
zero. 
 Carga formal do O = 6 – 4/2 – 4 = 0 
 Carga formal do H = 1 – 2/2 – 0 = 0 
Carga da molécula= 0 + 2 x 0 = 0 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
5A. Um resumo das cargas formais 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Grupo Carga 
formal +1 
Carga 
formal 0 
Carga 
formal -1 
7. Como escrever e interpretar 
fórmulas estruturais 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Modelo de bola 
e bastão 
Fórmula 
elétron-ponto 
Fórmula de 
traço 
Fórmula 
condensada 
Fórmula de 
linhas 
7A. Mais sobre formulas estruturais 
de traço 
 Átomos ligados por ligaç4oes simples 
podem girar livremente um em 
relação ao outro. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
7B. Fórmulas estruturais condensadas 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Fórmula de traço 
Fórmula de traço 
Fórmulas condensadas 
Fórmulas condensadas 
7C. Fórmulas de linhas de ligação 
 Aplique as seguintes regras quando for desenhar formulas 
de linhas de ligação: 
● Cada linha representa uma ligação 
 
● Cada dobra na linha ou terminação de uma linha representa um 
átomo de carbono, ao menos que outro grupo seja mostrado 
explicitamente. 
 
● Nenhuma letra C é escrita para átomos de carbono, exceto 
opcionalmente para grupos CH3 ao final da cadeia ou ramificação 
 
● Nenhuma letra H é mostrada para átomos de hidrogênio, a não ser 
que sejam necessários para dar uma perspectiva tridimensional, nesse 
caso são usadas linhas tracejadas ou cunhas sólidas (será explicado 
na próxima seção) 
 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
● O número de átomos de hidrogênios ligados a cada 
carbono é inferido assumindo o número de hidrogênios 
necessários para completar a valência do átomo de 
carbono, a não ser que uma carga seja indicada 
 
● Quando um outro átomo (que não seja carbono ou 
hidrogênio) está presente, o símbolo respectivo do 
elemento deve ser escrito no local apropriado. (no lugar 
de uma dobra ou de uma terminação de linha é 
colocado o símbolo do elemento químico). 
 
● Átomos de hidrogênio ligados a outros átomos que não 
sejam carbono deve ser escritos explicitamente. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
7D. Fórmulas tridimensionais 
 A cunha tracejada ( ) representa 
uma ligação que se projeta para trás 
do plano do papel. 
 A cunha sólida ( ) representa uma 
ligação que se projeta para frente do 
plano do papel. 
 A linha ordinária ( ) representa uma 
ligação que fica no plano do papel. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
7D. Fórmulas Tridimensionais 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
8. Ressonância 
 Nas estruturas de Lewis, os elétrons são desenhados em 
locais bem definidos na molécula. Em muitas moléculas e 
íons (especialmente aquele que possuem ligações p),mais 
que uma estrutura de Lewis equivalente pode ser 
desenhada que representa a mesma molécula. 
 
 É possível escrever 3 estruturas diferentes mas que são 
equivalentes. 
 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
O
C
O O
O
C
O O
O
C
O O
1 2 3
O
C
O O
1
 As estruturas 1–3, embora não sejam 
idênticas no papel, são equivalentes; 
todos as ligações carbono-oxigênio 
são iguais em comprimento. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 A teoria da Ressonância estabelece que sempre que uma 
molécula ou íon puder ser representado por 2 ou mais 
estruturas de Lewis que se diferem apenas nas posições 
dos elétrons, duas coisas serão verdade: 
 
● Nenhuma dessas estruturas, que são chamadas estruturas de 
ressonância, serão uma representação realística da molécula ou 
íon. Nenhuma estará em complete acordo com as propriedades 
físicas ou químicas da substância. 
 
● A molécula ou íon real será melhor representado pelo híbrido de 
ressonância que é a media dessas estruturas. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
● Estruturas de ressonância, não são 
então estruturas reais para a 
molécula, elas existem somente no 
papel. 
O
C
O O
O
C
O O
O
C
O O
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
● Também é muito importante distinguir a 
diferença entre ressonância e equilíbrio. 
 
● Em um equilíbrio entre duas ou mais espécies, é 
particularmente correto pensar que as espécies 
diferentes estão com movimento (flutuação) de 
átomos, mas não é o caso da ressonância 
(como no íon carbonato). Aqui os átomos não 
se movem e as “estruturas” existem somente no 
papel. Um equilíbrio é indicado por e a 
ressonância por . 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
8A. Como escrever estruturas de 
ressonância 
 Estruturas de ressonância existem apenas no papel. 
Embora elas não tenham uma real existência, as 
estruturas de ressonância são muito úteis pois elas 
permitem descrever moléculas e íons para os quais uma ú 
única estrutura de Lewis seria inadequada. 
 
 São desenhadas duas ou mais estruturas de Lewis 
desenhadas, que são chamadas de estruturas de 
ressonância ou contribuintes de ressonância. Essas 
estruturas são conectadas por setas de ponta dupla 
e a molécula real é dita ser um híbrido de todas elas. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Apenas é permitidomover os elétrons para 
escrever as estruturas de ressonancia. 
Essa não é uma estrutura de ressonância 
apropriada de 1 e 2 pois um átomo de hidrogênio 
foi movido. 
Essas são as estruturas de ressonância 
H2C CH2 CH CH2
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Todas as estruturas devem ser estruturas de Lewis 
adequadas. 
 
 
 
 
 
H
C
H
H O H
Essa não é uma estruturas de Lewis 
para o metanol 
(Carbono hipervalente fazendo 5 
ligações!!!) 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 A energia do híbrido de ressonância é menor que 
a energia de qualquer um contribuinte de 
ressonância. 
 
 A ressonância estabiliza uma molécula ou íon. Isso 
é especialmente verdade quando as estruturas de 
ressonância são equivalente. 
 
 Os químicos chamam isso de estabilização por 
ressonância. Se as estruturas de ressonância são 
equivalentes, então a estabilização por 
ressonância é grande. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Quanto mais estável for uma estrutura 
de ressonância, maior a sua 
contribuição para o híbrido. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
8B. O uso de setas curvas: como 
Escrever estruturas de ressonância. 
 Setas curvas 
● Mostram a direção do fluxo de elétrons em um mecanismo 
reacional 
 
● Ponto de uma fonte de um par de elétrons para o átomo 
que recebe o par. 
 
● Sempre mostra o fluxo de elétrons de um sítio de alta 
densidade eletrônica para um sítio com baixa densidade 
eletrônica. 
 
● Nunca mostre o movimentos de átomos. Átomos são 
assumidos para seguir o fluxo dos elétrons. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Exemplos 
HO H
N
H
H
H
O
C

-


OH
O
H3C O H +
O
H3C O + H
O
H
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Exemplos 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
8C. Qual estrutura de ressonância 
contribui mais para o hídrido 
 Quanto mais ligações covalentes uma estrutura 
tenha, mais estável ela é. 
 
 Separação de cargas diminui a estabilidade 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Estruturas nas quais todos os átomos 
tem a camada de valência complete de 
elétrons são mais estáveis. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
9. Mecânica quântica e estrutura 
atômica 
 Mecânica ondulatória e mecânica quântica 
● Cada função de onda (y) corresponde à um diferente 
estado de energia para um elétron. 
● Cada estado de energia é um subnível onde um ou dois 
elétrons podem residir. 
 Função de onda são ferramentas para 
calcular duas propriedades importantes: 
● A energia associada ao estado do elétron 
● Determinar a região de probabilidade que um elétron 
ocupa em um lugar no subnível. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 O sinal de fase de uma função de onda indica se a solução 
é positiva ou negativa quando calculada para um 
determinado ponto no espaço em relação ao núcleo. 
 Funções de onda, sejam elas para ondas de som, ondas de 
lagos, ou a energia de um elétron, têm a possibilidade de 
ter interferências construtivas ou destrutivas. 
● Interferência construtiva: ocorre quando as 
funções de onda com mesmo sinal de fase interagem. 
Há um efeito de reforço e a amplitude da função de 
onda aumenta. 
● Interferência Destrutiva: ocorre quandos as 
funções de onde de sinal de fase oposto interagem. 
Aqui há um efeito de subtração e a amplitude da 
onda vai a zero ou diminui. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Cristas e vales reforçam 
Cristas e vales se cancelam 
Interferência construtiva de ondas 
Interferência destrutiva de ondas 
l = comprimento de onda 
a = amplitude 
10. Orbitais atômicos e 
configuração eletrônica 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Nó radial 
Plano 
nodal 
O orbital 2p puro (não 
hidridizado) tem dois lobos 
Há três orbitais 2p, cada um 
com um lobo (+) e (-), 
alinhados simetricamente ao 
longo dos eixos x, y e z. 
10A. Configurações Eletrônicas 
 A energia relativa dos orbitais atômicos nas 
1ª e 2ª camadas principais são as seguintes: 
● Elétrons em orbitais 1s tem a menor energia pois estão 
mais próximo ao núcleo positivo. 
 
● Elétrons em orbitais 2s são os próximos de mais baixa 
energia. 
 
● Os elétrons dos três orbitais 2p tem a mesma energia 
mas energia mais alta em relação ao orbital 2s. 
 
● Orbitais que possuem a mesma energia (como os três 
orbitais 2p) são chamados orbitais degenerados. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Principio de Aufbau 
● Os orbitais são preenchidos de 
forma que os de menor energia 
sejam preenchidos primeiro. 
 
 Princípio da Exclusão de Pauli 
● Um máximo de dois elétrons pode 
ocupar cada orbital mas somente 
quando seus spins estão 
esparelhados. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Regra de Hund 
 
● No preenchimento de orbitais, quando ocorre uma 
situação de preenchimento de orbitais de mesma 
energia (degenerados), deve ser adicionado um 
elétron desemparelhado e cada orbital até que todos 
os orbitais estejam preenchidos com um elétron. (Isso 
faz com que os elétrons, que se repelem entre si, 
estejam o mais afastados uns dos outros). 
 
● Somente após os orbitais degenerados estarem 
igualmente preenchidos será possível adicionar o 
segundo elétrons emparelhado. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
12. A estrutura eletrônica do 
metano e etano: Hidridização sp3 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Hidbridização 
● sp3 
H
C
H
HH
(line bond structure)
Ligação 
covalente 
Carbono 
hibridizado 
sp3 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Hibridização 
● sp3 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
12A. A estrutura do metano 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Quatro orbitais 
híbridos sp3 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
12B. A estrutura do etano 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
13. A estrutura do eteno: 
Hidridização sp2 
 sp2 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 sp2 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Estado fundamental Estado excitado Estado hibridizado sp2 
Promoção do elétron Hibridização 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Átomo de carbono hibridizado sp2 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Um modelo de ligação para eteno com dois átomos 
carbonos sp2 e quatro átomos de hidrogênio 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Bond= ligação 
Overlap= sobreposição 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Ligação p 
13A. Rotação restrita da ligação 
dupla 
 Há uma alta barreira de energia para a 
rotação dos grupos ligados por uma 
ligação dupla 
● ~264 kJ/mol (força da ligação p) 
● Comparar: rotação de grupos 
ligados por ligação simples C-C 
~13-26 kJ/mol 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
13B. Isomeria Cis -Trans Isomerism 
 Estereoquímica da ligaçãodupla 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
● A rotação da ligação C=C é restrita 
CH3
H3C
(trans) (cis) 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
• Sistema Cis-Trans System 
o Útil para alceonas 1,2-
dissubstituidos 
 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
14. A estrutura do etino: 
Hibridização sp 
 sp 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Estado fundamental 
Estado excitado 
Estado hibridizado sp 
Promoção do elétron Hibridização 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Orbtial sp 
● 50% caráter s, 50% caráter p 
 
 Orbital sp2 
● 33% caráter s, 66% caráter p 
 
 sp3 orbital 
● 25% caráter s, 75% caráter p 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
14A. Comprimento de ligação C-C 
para etano, eteno e etino. 
 A ligação C≡C no etino é mais curta 
que C=C no eteno que também é mais 
curta que a ligação C-C no etano. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
 Razões: 
• O maior caráter s em um ou em ambos os 
átomos torna a ligação mais curta. O orbital s é 
mais esférico e tem a densidade eletrônica mais 
próxima ao núcleo que os orbitais p. 
 
• O maior caráter p no orbital deixa a ligação 
mais longa. Os orbitais p tem formato lobal que 
a densidade eletrônica extentida para longe do 
núcleo. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
16. Como predizer a geometria 
molecular: O modelo da repulsão 
dos pares de elétrons de valência 
 Modelo da repulsão dos pares de 
elétrons de valência: 
 
• Considere as moléculas (ou íons) com o 
átomo central ligado covalentemente aos 
demais grupos 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
• Considere todos os elétrons de Valencia do átomo 
central (tanto os pares ligados como os pares não 
ligados) 
 
• Como os elétrons se repelem, os pares de elétrons da 
camada de valência tendem a ficar o mais afastados 
entre si. 
 
Par isolado > Par ligado 
 
• A geometria da molécula será definida pelas posições 
atômicas (influenciada pela repulsão dos elétrons) e 
não pela “posição” dos elétrons. 
 
 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
16A. Metano 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
16B. Amônia 
 Possui um arranjo tetraédrico dos pares de 
elétrons e geometria trigonal piramidal. Os 
ângulos de 107º (não 109,5º) é devido ao par 
não ligante que ocupa mais espaço que os 
pares ligantes 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
16C. Água 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
16D. Trifluoreto de boro 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
16E. Hidreto de berílio 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
16F. Dióxido de Carbono 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Os quatro elétrons de cada 
ligação dupla agem como 
uma única unidade e são 
separados ao máximo um do 
outro. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved. 
Geometria das moléculas e íons pela Teoria 
RPEV 
Número de pares de 
elétrons no átomo central Hibridização 
do átomo 
central 
Geometria Exemplos 
Ligante Não 
ligante 
Total 
2 ou 4 0 2 ou 4 sp Linear CO2 
3 0 3 sp2 Trigonal plana BF3, 
+CH3 
4 0 4 sp3 Tetraédrica CH4, 
+NH4 
3 1 4 
~sp3 
Pirâmide 
trigonal 
NH3, 
-:CH3 
2 2 4 ~sp3 Angular H2O 
17. Aplicações de conceitos básicos 
 Cargas opostas se atraem 
 
 Cargas iguais se repelem 
 
 A natureza tende na direção dos estados 
de menor energia potencial. 
 
 A sobreposição dos orbitais estabiliza as 
moléculas. 
Copyright © 2016 by John Wiley & Sons, Inc. All rights reserved.