Aula 1-As moléculas orgânicas

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DESCRIÇÃO 
A Química Orgânica e sua estruturação por meio das ligações químicas, 
ressonância, polaridade, representação e geometria de suas moléculas; e o 
átomo de carbono como elemento determinante para a sua identidade como 
um ramo da ciência Química. 
PROPÓSITO 
Compreender as características, representações e aplicações das estruturas 
moleculares baseadas no átomo de carbono — estudo comumente conhecido 
como Química Orgânica — e reconhecer sua importância para as áreas 
relacionadas à saúde e engenharia, tendo em vista as múltiplas utilizações de 
seus compostos. 
PREPARAÇÃO 
Antes de iniciar o conteúdo, tenha em mãos uma tabela periódica atualizada. 
OBJETIVOS 
MÓDULO 1 
Reconhecer as diferenças entre Química Orgânica e Inorgânica, o histórico e a 
importância das moléculas orgânicas 
MÓDULO 2 
Identificar a configuração eletrônica das espécies químicas com a dos elétrons 
presentes na camada de valência 
MÓDULO 3 
Reconhecer moléculas orgânicas em suas diferentes representações e o uso 
adequado das ligações químicas envolvidas em sua construção 
MÓDULO 4 
Identificar as diferentes geometrias e o caráter polar ou apolar das moléculas 
orgânicas de acordo com as configurações de suas estruturas 
INTRODUÇÃO 
Neste conteúdo, vamos aprender a reconhecer a Química Orgânica, suas 
aplicações, estruturas e geometria de suas moléculas — conhecimentos 
fundamentais para a construção e manutenção da vida e para inúmeras áreas, 
desde a indústria até a geração de energia. 
Os campos de aplicação da Química Orgânica, por sua amplitude, tornam os 
compostos orgânicos uma das classes químicas mais importantes tanto do 
ponto de vista biológico como econômico e industrial. 
Assim, iremos explorar as possibilidades de formação de ligações químicas e 
demais propriedades que permitem a construção de moléculas orgânicas, 
visualizando suas geometrias, estruturas, aplicações gerais e representações 
gráficas necessárias para a sua identificação como entidade química. 
MÓDULO 1 
 
Reconhecer as diferenças entre Química Orgânica e Inorgânica, o 
histórico e a importância das moléculas orgânicas 
QUÍMICA E TRANSFORMAÇÃO DA 
MATÉRIA 
A Química é a ciência que busca estudar e entender a transformação da 
matéria, suas leis, o modo como os átomos se ligam e como essas ligações 
são desconstruídas para formar novos compostos por meio das reações 
químicas. 
Estamos cercados de transformações químicas por todos os lados. O ato de 
respirar, as trocas gasosas que ocorrem em nossos pulmões, as reações 
metabólicas em nosso organismo, a formação e a quebra de proteínas em 
nosso corpo, a quebra das moléculas que compõem os alimentos no 
processo digestivo, são todas modificações da matéria que envolvem 
necessariamente reações químicas. 
 
Mas as transformações químicas que cercam o nosso mundo podem ocorrer 
tanto em meios biológicos quanto em ambientes não biológicos, ou seja, em 
ambientes industriais e externos que não estão diretamente ligados aos 
organismos vivos. Há uma série de transformações cotidianas que não estão 
envolvidas diretamente com a manutenção da vida, como a queima de 
combustíveis fósseis, a cura e a secagem do concreto, os processos de 
refino de metais e a sua oxidação, a produção de polímeros e plásticos 
industriais, entre inúmeros outros processos. 
 
A Química, como ciência, estabelece leis gerais aplicáveis em todos os casos 
de transformações químicas, sejam as que envolvem a manutenção da vida, 
sejam as que não estão relacionadas com essa finalidade. 
As regras da Química são válidas para quaisquer tipos de reação. 
VITALISMO E ORIGENS HISTÓRICAS 
DA QUÍMICA ORGÂNICA 
Se as leis gerais da Química podem ser aplicadas à toda matéria e suas 
transformações, por que existe uma chamada de “Química Orgânica”? 
RESPOSTA 
Por razões históricas, no desenvolvimento da Química como ciência, os 
primeiros estudiosos da área, em meados do século XVIII, perceberam que 
compostos provenientes de organismos vivos apresentavam características, 
propriedades e comportamentos diferentes de substâncias originárias de meios 
minerais ou meios não orgânicos. 
De uma forma geral, os compostos extraídos de animais e plantas apresentam 
maior dificuldade de isolamento e de purificação e possibilidade de degradação 
mais acentuada, se comparamos com os compostos de origem não biológica. 
 
No final do século XVIII, mas especificamente em 1770, o químico sueco 
Torbern Bergman (1735-1784) estudou as diferenças entre os compostos 
provenientes de seres vivos (compostos orgânicos) e compostos de origem não 
orgânica (compostos inorgânicos). 
 
De forma errônea, Bergman e outros estudiosos da época acreditavam que os 
compostos orgânicos não poderiam ser sintetizados em laboratórios por 
possuírem uma força vital, que impedia a sua reprodução em meios artificiais 
(desprovidos de vida). A ideia da existência de uma força vital nos 
compostos de origem em seres vivos foi chamada de vitalismo. 
O vitalismo foi abandonado ao longo do século XIX, quando alguns estudiosos 
começaram a obter moléculas orgânicas utilizando fontes inorgânicas como 
reagentes. Em 1828, Friedrich Wöhler (1800-1882) sintetizou ureia (composto 
orgânico presente na urina) utilizando um reagente inorgânico, o cianato de 
amônio. Essa rota reacional, representada a seguir, ficou conhecida como 
síntese de Wöhler. 
 
REPRESENTAÇÃO REACIONAL DA 
SÍNTESE DE WÖHLER 
 
 
NH4NCONH4NCO(cianato de amônio) + 
calor →→ (NH2)2CO(NH2)2CO (ureia) 
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem 
horizontal 
A importância dos compostos baseados no carbono, sua versatilidade e 
aplicações fizeram surgir uma abordagem científica diferenciada, que recebeu 
a denominação geral de Química Orgânica. Assim, podemos definir a Química 
Orgânica como o ramo da Química que estuda os compostos cuja 
estrutura é formada, principalmente, por átomos de carbono. 
ATENÇÃO 
Muito embora o carbono seja o principal elemento dos compostos orgânicos, a 
maioria também contém hidrogênio e muitos contêm nitrogênio, oxigênio, 
fósforo, enxofre, cloro e outros elementos. 
POR QUE MOTIVO O ÁTOMO DE 
CARBONO SE CONFIGURA COMO 
PEÇA-CHAVE NA QUÍMICA ORGÂNICA? 
 
RESPOSTA 
Porque o carbono é o principal elemento para a formação de moléculas 
orgânicas. É tão primordial que encontrar compostos de carbono em 
exoplanetas pode ser um indicativo de vida. 
A posição do carbono na família 14 e no segundo período da tabela periódica 
dos elementos químicos nos ajuda a entender a sua versatilidade e 
importância. 
O carbono possui 6 prótons em seu núcleo e, consequentemente, este é o seu 
número atômico (Z=6). Além disso, tem massa atômica igual à 12,0107 u. No 
seu estado fundamental, o carbono possui 4 elétrons em sua camada de 
valência. É sua organização eletrônica que permite a ocorrência do fenômeno 
chamado de hibridização de orbitais, o que aumenta a sua capacidade de 
formar diferentes tipos de ligações: simples, duplas e triplas. 
Elemento químico carbono 
na Tabela Periódica. 
Desde compostos bastante simples que possuem 1 ou 2 átomos de carbono 
em sua estrutura, como o metano (CH4) e o etano (C2H6), até moléculas 
complexas como o DNA e o RNA, vitaminas, proteínas, plásticos e seus 
polímeros, combustíveis fósseis, tintas, vernizes e compostos industriais dos 
mais diversos possuem em sua composição moléculas orgânicas. 
APLICAÇÕES E IMPORTÂNCIA DA 
QUÍMICA ORGÂNICA 
MOLÉCULAS ORGÂNICAS E SERES 
VIVOS 
 
Embora a ideia do vitalismo tenha sido abandonada a partir do século XIX, 
a Química Orgânica é inequivocamente a química da vida. Isso porque 
encontramos compostos baseados em átomos de carbono em todas as formas 
de vida, seja como função estrutural (os tecidos que compõem os organismos 
são constituídos por moléculas orgânicas), seja como função não estrutural 
(moléculas orgânicas participam dos processosmetabólicos dos seres vivos). 
Uma teoria bastante aceita para a origem da vida pressupõe que a presença de 
amônia (NH3), dióxido de carbono (CO2), água, hidrogênio (H2) e gás metano 
(CH4) na atmosfera primitiva da Terra tenha dado origem às primeiras 
proteínas através de reações entre esses componentes, quando a atmosfera 
primitiva era bombardeada por descargas elétricas provenientes de raios. 
Experimentos em laboratórios, que buscam reproduzir essa atmosfera 
embrionária da Terra, tiveram sucesso em obter fragmentos de compostos 
orgânicos extremamente reativos capazes de se recombinar formando 
moléculas orgânicas mais complexas, como aminoácidos e proteínas, 
essenciais para a vida. 
O composto metano, presente na atmosfera primordial, é uma das moléculas 
orgânicas mais simples: possui 1 átomo de carbono central ligado 
a 4 hidrogênios. Esse composto é utilizado na indústria petroquímica e é o 
principal componente do gás natural. 
Molécula de metano (CH4), um dos compostos orgânicos mais simples. 
Estrutura 
complexa do DNA: primordial à manutenção da vida e à transmissão de 
características genéticas aos seres vivos. 
Diferentemente da simplicidade apresentada pela molécula do metano, 
o DNA (ácido desoxirribonucleico), responsável por comandar todas as 
características genéticas dos seres vivos, apresenta uma estrutura muito mais 
complexa. O DNA é composto por: 
Um carboidrato com cinco átomos de carbono em sua estrutura (pentose, um 
tipo de açúcar). 
Uma base nitrogenada que em sua estrutura comporta tanto átomos de 
carbono quanto de nitrogênio. 
Grupos fosfatos (grupo inorgânico). 
Nesse ponto, você já deve ter percebido a importância de algumas moléculas 
orgânicas para a vida e a diferença de complexidade entre elas. Mas outras 
moléculas orgânicas estão presentes no nosso dia a dia, como 
a cafeína (C8H10N4O2) e a teobromina (C7H8N4O2), contidas no chocolate. Os 
compostos orgânicos também constituem as drogas legalizadas, como 
o etanol (C2H5OH) e a nicotina (C10H14N2), e as drogas ilícitas, como 
a cocaína (C17H21NO4) e o LSD-dietilamina de ácido lisérgico (C20H25N3O). 
 
Molécula orgânica da cafeína, estimulante presente no café. 
 
Molécula orgânica da droga ilícita cocaína. 
MOLÉCULAS ORGÂNICAS DERIVADAS 
DO PETRÓLEO 
Além das moléculas orgânicas diretamente ligadas à vida ou à sua 
manutenção, existem as moléculas presentes em “compostos artificiais”, como 
os combustíveis derivados do petróleo, e em produtos da indústria 
petroquímica, como os plásticos, que são polímeros industriais com longa 
cadeia molecular baseada em carbono. 
 SAIBA MAIS 
Esses compostos, normalmente de baixo custo, ao mesmo tempo apresentam 
versatilidade de usos para a vida moderna, mas também lançam desafios para 
a sua reciclagem e reaproveitamento. 
Vejamos o petróleo, por exemplo. Ele é uma mistura complexa de compostos 
orgânicos. Nessa grande mistura de moléculas orgânicas, existem desde 
compostos com apenas 1 carbono, como o metano, até compostos de cadeias 
mais longas com 20, 30 ou mais carbonos em sua estrutura. O processo de 
destilação do petróleo dá origem aos combustíveis fósseis como a gasolina, o 
diesel e o querosene. Esses combustíveis, por sua vez, também são misturas 
mais leves e menos complexas de moléculas orgânicas, adequadas ao 
processo de combustão. As transformações das moléculas orgânicas 
presentes no petróleo dão origem a uma série de produtos da indústria 
petroquímica que vão além dos combustíveis fósseis. 
A 
indústria do petróleo e seus produtos 
Também originários do petróleo, os diferentes plásticos são materiais 
classificados como orgânicos, tendo em vista que têm a sua estrutura 
molecular baseada no átomo de carbono. Esses materiais orgânicos, 
provenientes dos processos industriais de produção de polímeros não 
biodegradáveis, provocam enormes problemas de poluição, sobretudo nos 
mares. 
 SAIBA MAIS 
Polímero é uma molécula com uma cadeia praticamente “infinita”, onde 
determinados grupamentos químicos se repetem “n” vezes. Por esse motivo, a 
massa molecular de um polímero é bastante elevada. O PET, por exemplo, tem 
a fórmula molecular representada por (C10H8O4)n, ou seja, uma cadeia orgânica 
com 10 carbonos apresenta um número “n” de repetições, estruturando dessa 
forma o composto polimérico. Os segmentos com 10 carbonos do PET são 
chamados de “monômeros”. 
Acúmulo de lixo plástico em uma praia próxima ao canal do Panamá, abril de 
2015. 
Um dos materiais plásticos mais utilizados pelo homem atualmente é 
o polímero orgânico polietileno tereftalato (PET), principalmente na 
produção de recipientes para o armazenamento de alimentos, sobretudo 
garrafas plásticas para bebidas. Embora apresente as vantagens de baixo 
custo, baixo peso das embalagens, facilidade no transporte e resistência 
mecânica adequada ao seu propósito, o PET representa atualmente um sério 
problema ambiental em razão de seus baixos índices de reciclagem. As 
garrafas e embalagens PET não recicladas são descartadas inadequadamente 
e levadas pelos fluxos de água, acumulando-se em praias, ilhas e oceanos. 
Fórmula estrutural PET mostrando os monômeros. 
Os átomos de carbono estão em cinza. 
QUÍMICA ORGÂNICA: A QUÍMICA DA 
VIDA 
Agora, o especialista apresentará a importância da Química Orgânica, bem 
como exemplos de moléculas importantes para a vida tanto no 
desenvolvimento no campo das ciências da saúde, como no ramo industrial e 
da engenharia química. 
VERIFICANDO O APRENDIZADO 
MÓDULO 2 
 
Identificar a configuração eletrônica das espécies químicas com a dos 
elétrons presentes na camada de valência 
ESTRUTURA DO ÁTOMO E 
FORMAÇÃO DE ÍONS 
Tudo o que existe ao nosso redor é formado por matéria. A matéria, por sua 
vez, compreende um número enorme de átomos que se conjugam através de 
ligações chamadas de ligações químicas. 
Representação de uma molécula mostrando os átomos esféricos e suas 
ligações. 
MAS POR QUE OS ÁTOMOS SE LIGAM? 
QUAL A JUSTIFICATIVA PARA QUE A 
MATÉRIA NÃO PASSE DE UM GRANDE 
VOLUME DE ÁTOMOS DISPERSOS E 
FLUTUANDO NO UNIVERSO? 
 
RESPOSTA 
Para começarmos a responder a essas perguntas, devemos compreender 
como é a estrutura do átomo. Existem partículas subatômicas com cargas 
positivas, negativas e neutras que dão a identidade aos diferentes átomos. A 
maioria dos átomos, quando tratados isoladamente, não possuem estabilidade 
como entidade química e, então, busca se conjugar a outros átomos através de 
ligações para formar compostos estáveis. 
O modelo atômico simplificado, adotado atualmente, descreve o átomo 
em duas regiões principais: no núcleo e na região extranuclear. 
NÚCLEO 
Toda a carga positiva e praticamente toda a massa do átomo. Possui duas 
partículas: os nêutrons (sem carga) e os prótons (carga positiva). 
REGIÃO EXTRANUCLEAR 
O restante do átomo. Composta de elétrons que são partículas com carga 
negativa. 
javascript:void(0)
javascript:void(0)
 
 O núcleo é a região central que está cercada pela região extranuclear. 
O número atômico (Z) de um determinado elemento químico configura a 
identidade do elemento, tendo em vista que representa a quantidade de 
prótons em seu núcleo. Em um átomo neutro, o número de elétrons na região 
extranuclear é igual ao número de prótons presentes no núcleo. 
 
 Partículas presentes nos átomos e suas cargas. 
Um átomo, no entanto, pode adquirir carga geral positiva ou negativa. O 
aparecimento de uma carga se dá pelo ganho ou pela perda de elétrons na 
região extranuclear. 
OS ÍONS SÃO PARTÍCULAS 
CARREGADAS POSITIVAMENTE OU 
NEGATIVAMENTE. 
 
 Escolha um dos ítens a seguir. 
ÁTOMO CARREGADO POSITIVAMENTE 
ÁTOMO CARREGADO NEGATIVAMENTE 
Ocorre pela perda de elétrons. É chamado de cátion. 
https://estaciodocente.webaula.com.br/cursos/temas/01343/index.html#collapse-steps1
https://estaciodocente.webaula.com.br/cursos/temas/01343/index.html#collapse-steps2Ocorre pelo ganho de elétrons. É chamado de ânion. 
 
ORGANIZAÇÃO ELETRÔNICA DOS 
ELÉTRONS NA REGIÃO 
EXTRANUCLEAR 
Neste ponto, é importante salientar que os elétrons que se encontram na região 
extranuclear são distribuídos de acordo com regras bem estabelecidas e não 
de forma aleatória. 
Para começarmos a entender os mecanismos de ligação química e, mais 
adiante, as ligações envolvidas nas moléculas orgânicas, precisamos entender 
como os elétrons se encontram em um átomo. 
Embora haja a limitação imposta pelo Princípio de Incerteza de Heinsenberg, 
podemos descrever, em termos práticos, como se encontram os elétrons na 
camada extranuclear. Essa descrição é dada por um conjunto de informações 
relacionadas aos números quânticos dos elétrons. 
 SAIBA MAIS 
Em 1927, o físico alemão Werner Heisenberg desenvolveu uma relação 
importante que mostra a existência de uma limitação rígida e natural em nossa 
capacidade de aprender e descrever o movimento de partículas extremamente 
pequenas. O Princípio de Incerteza de Heinsenberg estabelece que é 
impossível conhecer simultaneamente e com certeza a posição e o 
momento de uma pequena partícula como um elétron. 
Existem quatro números quânticos e cada um está relacionado a uma 
informação referente aos elétrons presentes no átomo. Vamos aos números 
quânticos! 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
Número quântico principal (n) — Camadas ou níveis 
As camadas eletrônicas de um átomo representam o número quântico 
principal, n. Existem sete camadas eletrônicas, dentro das quais se acomodam 
os elétrons ao redor do núcleo. Estas camadas são representadas por letras e 
possuem um número quântico correspondente: K (n=1), L (n=2), M (n=3), N 
(n=4), O (n=5), P (n=6) e Q (n=7), sendo K a camada mais próxima do núcleo 
e Q a camada mais distante. 
Os níveis eletrônicos de um átomo. 
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO OU 
AZIMUTAL (ℓ) — AS SUBCAMADAS 
 
As subcamadas são agrupamentos dos orbitais dentro dos quais se 
encontram os elétrons. Cada camada eletrônica contém uma ou mais 
subcamadas. 
As subcamadas necessárias para agrupar os orbitais nos átomos em seus 
estados fundamentais são descritas pelas letras s, p, d e f. Nas camadas “n”, 
há subcamadas, como mostra a imagem a seguir: 
Representação das 
camadas e subcamadas eletrônicas. 
Camada 
energética 
(“n”) 
Subcamadas presentes nas 
camadas eletrônicas dos 
átomos em seus estados 
fundamentais (“ℓ”) 
1 s 
2 s p 
3 s p d 
4 s p d f 
5 s p d f 
6 s p d 
7 s 
 
Quadro: Camada energética e suas subcamadas. 
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal 
Cada subcamada corresponde a um número quântico secundário específico 
(“ℓ”) e acomoda um número máximo de elétrons. Assim, temos: 
Número 
quântico 
secundário 
(“ℓ”) 
Subcamada 
correspondente 
Número 
máximo 
de 
elétrons 
0 s 2 
1 p 6 
2 d 10 
3 f 14 
Quadro: Elaborado porBruno Cavalcante Di Lello. 
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal 
Neste ponto, devemos abordar um conceito importante para a distribuição dos 
elétrons: o subnível. Ele é identificado pela subcamada e pelo nível em que se 
encontra um determinado elétron, por exemplo: 
SUBNÍVEL 1S → CAMADA 1 (K), 
SUBCAMADA S 
SUBNÍVEL 2P → CAMADA 2 (L), 
SUBCAMADA P 
SUBNÍVEL 4D → CAMADA 4 (N), 
SUBCAMADA D 
Número quântico magnético (mℓ) — Os orbitais 
Os orbitais correspondem aos estados individuais que podem ser ocupados 
pelo elétron em um átomo. O número quântico magnético que representa 
esses orbitais varia de - ℓ à +ℓ. 
Para fins de simplificação e compreensão inicial, os orbitais presentes em cada 
subcamada serão representados graficamente conforme a figura a seguir. 
Observe que na parte inferior dos orbitais estão descritos os seus respectivos 
números quânticos magnéticos (mℓ): 
Representação simplificada dos orbitais presentes em cada subcamada. 
Número quântico spin (ms) 
Refere-se à rotação de um elétron em um orbital. Um elétron pode ter uma 
rotação anti-horária ou horária. Ao se acomodar dois elétrons em um único 
orbital, estes devem ter spins opostos, para minimizar a repulsão, tendo em 
vista que ambos possuem carga negativa. 
Spin do elétron. 
O elétron em um orbital é representado de forma simplificada por uma “meia 
seta” orientada para cima (ms = +1/2) ou para baixo (ms = -1/2). 
Considerando um elétron no orbital e o seu spin, temos a seguinte 
representação: 
 
Agora que já vimos como a região extranuclear é organizada, vamos entender 
como os elétrons estão ali distribuídos. 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
Os elétrons são acomodados nos subníveis por ordem crescente de energia. 
O Diagrama de Pauling mostra a ordem de preenchimento, conforme a figura a 
seguir. 
 Diagrama de 
Pauling: diagrama dos elétrons em um átomo em seus subníveis de energia. 
Utilizando o Diagrama de Pauling, é fácil estabelecer um ordenamento dos 
elétrons na região extranuclear. Observe que há oito diagonais, ordenadas de 1 
até 8. Essas diagonais, representadas por setas, “cortam” os subníveis 
(representados pela camada, pela subcamada e por seu número máximo de 
elétrons). Cada uma das oito diagonais representa um nível crescente de 
energia. Obedecendo a sequência crescente das diagonais de 1 até 8, temos a 
seguinte ordem de preenchimento eletrônico na região extranuclear: 
Ordem de preenchimento dos subníveis energéticos na região extranuclear. 
Vamos verificar agora como fica a distribuição eletrônica na região extranuclear 
para átomos neutros e a representação dos elétrons nos orbitais com os seus 
spins. Veja os exemplos a seguir. 
Para um átomo neutro, deve-se contabilizar seus elétrons e distribuí-los de 
acordo com a ordem de preenchimento do diagrama energético. O 
preenchimento nos orbitais eletrônicos deve observar a Regra de Hund. 
REGRA DE HUND 
Segundo a Regra de Hund, os elétrons numa mesma subcamada tendem a 
permanecer desemparelhados (em orbitais separados) com spins paralelos. 
EXEMPLO 1 
A distribuição do átomo de carbono deve ser assim: 
javascript:void(0)
 
EXEMPLO 2 
O elemento nitrogênio possui sete elétrons em sua região extranuclear que 
serão distribuídos da seguinte forma: 
 
EXEMPLO 3 
Para o elemento oxigênio, considerando um átomo neutro, há oito elétrons em 
sua região extranuclear que serão distribuídos da seguinte forma: 
 
MODELOS DE LIGAÇÃO QUÍMICA 
A partir do entendimento da distribuição eletrônica em seus subníveis, 
devemos nos deter nos elétrons da camada de valência e ter em vista que as 
ligações químicas ocorrem envolvendo os elétrons que se localizam na 
camada de valência. 
Existem três modelos atualmente aceitos para a ligação química: a ligação 
iônica, a ligação metálica e a ligação covalente. 
Resumidamente, cada modelo de ligação química tem as seguintes 
características: 
 Clique nos cards a seguir. 
LIGAÇÃO IÔNICA 
LIGAÇÃO METÁLICA 
LIGAÇÃO COVALENTE 
Ocorre entre íons e é explicada, de uma forma simplificada, pela atração 
eletrostática entre as espécies de cargas opostas, isto é, cátions e ânions. Este 
modelo é aplicado aos elementos metálicos que se ionizam formando cátions e 
aos ametais que, quando se ionizam, formam ânions. 
Ocorre entre os elementos metálicos. Por este modelo, os núcleos metálicos 
dos participantes da ligação, carregados positivamente, encontram-se 
https://estaciodocente.webaula.com.br/cursos/temas/01343/index.html#collapse-steps11
https://estaciodocente.webaula.com.br/cursos/temas/01343/index.html#collapse-steps12
https://estaciodocente.webaula.com.br/cursos/temas/01343/index.html#collapse-steps13
“mergulhados” na região extranuclear coletiva dos átomos presentes, 
carregados negativamente com seus elétrons. Assim, há uma estabilização 
mútua dos núcleos com os elétrons envolvendo todos os átomos participantes. 
Ocorre quando um ou mais átomos participantes compartilham pares de 
elétrons,de forma que passam a integrar simultaneamente as camadas de 
valência dos átomos presentes na ligação até que haja estabilidade eletrônica. 
Esse tipo de ligação envolve os átomos dos ametais. As ligações covalentes 
são as responsáveis por estruturar as moléculas orgânicas. 
Para fins de entendimento das ligações envolvidas nas moléculas orgânicas, 
no próximo módulo exploraremos com maiores detalhes as características das 
ligações covalentes. 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA, 
LIGAÇÕES QUÍMICAS E A REGRA 
DO OCTETO 
Mas, antes, o especialista apresentará a relação entre a configuração dos 
elementos e sua estabilidade, relacionando-a com a formação de ligações 
químicas. 
VERIFICANDO O APRENDIZADO 
MÓDULO 3 
 
Reconhecer moléculas orgânicas em suas diferentes representações e o 
uso adequado das ligações químicas envolvidas em sua construção 
LIGAÇÃO COVALENTE NAS 
MOLÉCULAS ORGÂNICAS E 
REPRESENTAÇÕES DE LEWIS E 
KEKULÉ 
Para compreendermos como a ligação química covalente se estabelece, 
precisamos visualizar os elétrons de valência dos átomos que participarão da 
ligação. Para isso, utilizaremos uma representação denominada “estrutura de 
Lewis”. 
A estrutura de Lewis de um átomo utiliza o símbolo químico desse átomo 
cercado de seus elétrons de valência representados por “·” 
Vejamos as estruturas de Lewis para o hidrogênio (H), carbono (C), nitrogênio 
(N), oxigênio (O) e cloro (Cl): 
Quadro: Estruturas de Lewis para o hidrogênio (H), carbono (C), nitrogênio (N), 
oxigênio (O) e cloro (Cl). 
Esses elétrons, representados nas estruturas de Lewis, serão compartilhados 
com outros átomos, formando pares eletrônicos até que as camadas de 
valência de cada participante alcancem 8 elétrons (Regra do Octeto). 
As estruturas de Lewis representam átomos e seus elétrons, além dos 
compostos formados pela ligação entre esses átomos. Assim, podemos 
representar alguns compostos covalentes utilizando estruturas de Lewis. 
Vejamos alguns exemplos: 
EXEMPLO 1 - MOLÉCULA DA ÁGUA (H2O) 
Na molécula da água, o oxigênio apresenta 6 elétrons de valência, 
necessitando de 2 elétrons para a estabilização eletrônica. Cada hidrogênio 
ligado ao oxigênio fica estabilizado compartilhando seu único elétron. 
 
 
Observe que na molécula de água, há 2 pares de elétrons que participam da 
ligação entre o oxigênio e o hidrogênio e há também 2 pares de elétrons na 
camada de valência do oxigênio que não estão ligados a nenhum átomo. Esses 
pares que não participam da ligação são chamados de pares de elétrons não 
ligantes. 
Estrutura de Lewis para 
molécula da água. 
EXEMPLO 2 — MOLÉCULA DO METANO CH4 
Na molécula de metano, temos o carbono como o átomo central. E como o 
carbono apresenta 4 elétrons em sua camada de valência, para alcançar o 
octeto, compartilha cada um deles com 1 elétron de átomos de hidrogênio, 
formando 4 ligações covalentes. 
 
 
No caso do metano, todos os pares de elétrons participam das ligações. 
Estrutura de Lewis 
para a molécula do metano. 
EXEMPLO 3 — MOLÉCULA DA AMÔNIA (NH3) 
O nitrogênio apresenta 5 elétrons em sua camada de valência, necessitando de 
3 ligações covalentes para alcançar o octeto. 
Estrutura de Lewis 
para a molécula da amônia. 
 
Representação de Kekulé para o composto orgânico benzeno. 
As ligações covalentes podem ser representadas por traços e levam a uma 
fórmula típica e plana de um composto. A representação por traços também é 
chamada de fórmula de Kekulé. 
 
Estruturas espaciais e representação de Kekulé para metano, etano e propano. 
As representações de Lewis e de Kekulé mostram as moléculas de forma 
plana. Entretanto, as moléculas têm uma geometria tridimensional, como 
apresentado na figura. 
Agora que vimos como as ligações covalentes são representadas, vamos 
estudar mais profundamente como são formadas. 
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA 
(LV) 
Com base no entendimento de que os orbitais são regiões do espaço que os 
elétrons ocupam, a teoria de ligação de valência (LV) prevê que uma ligação 
química covalente é decorrente da sobreposição de densidades 
eletrônicas de dois átomos, e esta sobreposição é o resultado da 
interferência construtiva dos seus orbitais. Vejamos como isso ocorre, 
especialmente com os orbitais s e p. 
Espacialmente, a maior probabilidade de se encontrar um elétron num 
orbital s é em uma “nuvem eletrônica” descrita como uma esfera. 
Representação espacial do orbital s 
 Clique nas figuras abaixo para ver as informações. 
 
Eixos geométricos 
 
Região esférica do orbital s 
Os orbitais p, por sua vez, apresentam a região mais provável para encontrar 
os elétrons distribuída em “lóbulos” localizados nos três eixos geométricos. Os 
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elétrons da subcamada p estão distribuídos nessa região. Cada lóbulo que se 
encontra nos eixos x, y e z são denominados, respectivamente, px py e pz. 
 
Representação espacial do orbital px. 
 
Representação espacial do orbital py 
 
Representação espacial do orbital pz 
De acordo com a teoria LV, os elétrons p que participarão da ligação covalente 
se encontram nos orbitais descritos geometricamente nos eixos x, y e z nos 
seus respectivos átomos. Para realizar uma ligação covalente, esses orbitais 
dos átomos participantes devem se sobrepor, compartilhando os elétrons numa 
região comum aos dois átomos. Isso também é válido para elétrons que se 
encontram nos orbitais s. 
Assim, a ligação covalente ocorre entre os pares de elétrons que se 
encontrarão na região de sobreposição dos orbitais dos átomos 
participantes. 
Uma ligação simples é realizada por apenas 1 compartilhamento do par 
de elétrons na região sobreposta dos orbitais dos átomos participantes. A 
ligação simples apresenta uma sobreposição de orbitais axial e é 
denominada ligação sigma, σ. 
Veja o exemplo para uma molécula de gás hidrogênio, H2, com a formação de 
uma ligação σ. 
Representação simplificada para uma ligação utilizando os orbitais s de dois 
átomos na molécula do gás hidrogênio, H2. Sobreposição de orbitais s. 
Havendo sobreposição significativa dos orbitais de cada um dos átomos, os 
elétrons irão se emparelhar no espaço tridimensional. Assim, espacialmente, os 
elétrons dos orbitais s de ambos os átomos são compartilhados em uma região 
comum, alinhando-se de forma axial (eixo de ligação), conforme a figura a 
seguir. 
 
As ligações sigma também são formadas pela sobreposição de orbitais s com 
orbitais p. Assim, compostos como HF apresentam ligação sigma com esse 
tipo de sobreposição. 
Para o composto HF, teremos: 
 
A sobreposição de orbitais p de dois átomos para formar uma ligação covalente 
simples tem simetria axial e leva a uma ligação sigma, como no caso de 
moléculas de gás flúor (F2). 
Observe que as ligações simples formadas quando há sobreposição de dois 
orbitais s, orbitais s e p ou de orbitais p e p dos átomos participantes são 
denominadas ligações sigma. As ligações sigma têm orientação axial em 
relação aos orbitais envolvidos. 
Essas ligações σ se desenvolvem, por convenção, no eixo geométrico “x” entre 
os átomos participantes. 
Ligações 
sigma entre orbitais s e s, s e p, p e p. 
As ligações que se formam além da primeira ligação sigma são denominadas 
ligações “pi” (π). As ligações π estão presentes nas ligações múltiplas e elas 
são o resultado da sobreposição lateral de orbitais p. Veja na figura a seguir a 
representação da sobreposição de orbitais que acontecem entre orbitais do 
tipo p. 
Orbitais p envolvidos nas ligações σ e πσ e π. 
Além dos compostos orgânicos, outras moléculas que apresentam ligações 
duplas e triplas covalentes terão necessariamente a presença da ligação π. 
Exemplos de ligações σ e πσ e π em moléculas inorgânicas: 
 
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS NOS 
ÁTOMOS DE CARBONO 
Em alguns compostos, observa-se a existência de orbitais mistos ou 
hibridizados, que são a conjunção de diferentestipos de orbitais. Para a 
química do carbono, veremos a descrição de três hibridizações importantes 
que influenciam diretamente a estrutura e a geometria de diferentes moléculas 
orgânicas. 
HIBRIDIZAÇÃO SP3 
Os orbitais hibridizados sp3 são formados a partir de um orbital 2s e três 
orbitais 2p de um mesmo átomo. Este tipo de hibridização ocorre no átomo de 
carbono durante a formação de seus compostos que apresentam somente 
ligações σ, como o CH4. 
O carbono no estado fundamental tem a seguinte configuração: 
 
Essa configuração não satisfaz a estrutura do CH4, pois apresenta apenas dois 
orbitais moleculares capazes de fazer ligações covalentes, além de não 
justificar a sua geometria tridimensional. Como, então, podemos justificar a 
tetravalência (capacidade de fazer quatro ligações) e a geometria tetraédrica 
do carbono sp3? 
Esse questionamento pode ser resolvido se pensarmos no carbono em estado 
excitado, onde um elétron presente no orbital 2s do carbono é promovido para 
o orbital 2p vazio. Desta forma, na camada de valência o carbono passa a ter 
quatro elétrons desemparelhados, como mostra a figura ao lado. Cada um 
desses elétrons está envolvido na formação de ligações covalentes. 
Representação da excitação eletrônica de um átomo de carbono. 
O fenômeno da excitação eletrônica explica o motivo pelo qual o carbono faz 
quatro ligações covalentes. Mas a justificativa para a geometria do 
carbono sp3 foi proposta por Linus Pauling no início da década de 1930. 
Matematicamente, Pauling calculou a média do orbital 2s e dos três orbitais 2p. 
O resultado deste cálculo sugere a formação de quatro novos orbitais 
atômicos hibridizados degenerados , em que seu formato possui 25% das 
características do orbital s e 75% são características oriundas dos orbitais p. 
Veja o esquema a seguir. 
HIBRIDIZADOS DEGENERADOS 
Em Química, o termo “orbitais degenerados” significa orbitais com energias 
equivalentes. 
 
Orbital sp3. 
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Formação dos quatro orbitais sp3 degenerados. 
ATENÇÃO 
A hibridização não é um fenômeno fisicamente representado. É uma previsão 
matemática que descreve satisfatoriamente a ligação observada. Por serem 
energeticamente equivalentes, os orbitais sp3 se distanciam o máximo possível 
um do outro, alcançando uma configuração tetraédrica, com ângulos de 109,5 
°. 
Orbitais sp3 com uma configuração geometria tetraédrica. 
Assim, um carbono ligado a quatro átomos de hidrogênio, na molécula de CH4, 
apresenta a seguinte configuração: 
 
Uma vez que, na molécula do metano, cada orbital sp3 forma uma ligação do 
tipo σ com orbitais s do hidrogênio, a sua configuração espacial será 
tetraédrica, com o átomo de carbono como elemento central e os átomos de 
hidrogênio localizando-se nos vértices. Na figura ao lado, você pode observar a 
representação da geometria tridimensional tetraédrica do metano. 
Configuração espacial da molécula de metano. 
HIBRIDIZAÇÃO SP2 
Outro tipo de hibridização do carbono é denominado hibridização sp2. Ocorre a 
conjunção entre um orbital 2s e dois orbitais 2p. Neste processo, são 
formados três orbitais sp2 degenerados e um orbital p não é afetado, 
conforme exemplificado a seguir: 
Formação dos orbitais degenerados sp2. 
O formato de um orbital sp2 apresenta 33% da característica do orbital s e 67% 
da característica do orbital p. 
O carbono sp2 é capaz de realizar três ligações do tipo σσ por meio dos 
orbitais sp2. O orbital p não hibridizado será responsável pela formação de uma 
ligação π. 
 
Assim, a partir da hibridização sp2 o átomo de carbono poderá realizar uma 
ligação dupla mais duas ligações simples. A geometria em torno do carbono 
em hibridização sp2 é trigonal plana, com ângulo entre as ligações de 
aproximadamente 120o, como podemos observar na estrutura do eteno. 
Hibridização sp2 nos carbonos da molécula de eteno. 
ORBITAIS HIBRIDIZADOS SP 
O carbono pode apresentar mais um tipo de hibridização de seus orbitais 
denominado sp. Na hibridização sp, ocorre a conjunção entre um orbital 
2s e um orbital 2p. O formato do orbital sp apresenta 50% de suas 
características oriundas do orbital 2s e 50% provenientes do orbital 2p. 
Como apenas um orbital do tipo 2s e um 2p sofrem hibridização, dois orbitais 
2p ficam inalterados. Assim, o carbono sp é capaz de fazer duas ligações do 
tipo σσ e duas ligações do tipo π: 
 
Vejamos o exemplo da molécula orgânica do etino, C2H2. Nela, ambos os 
carbonos possuem hibridização do tipo sp. Eles estão ligados entre si em um 
ângulo de 180° por uma ligação tripla, que é constituída por uma ligação σ e 
duas ligações π (resultantes da sobreposição dos orbitais py – py e pz – pz que 
não sofreram hibridização). Observe que cada um desses carbonos faz 
também uma ligação σ com um átomo de hidrogênio por meio de 
sobreposições sp-s. 
 
MOLÉCULA DE ETINO. 
 
SOBREPOSIÇÃO DOS ORBITAIS P, 
FORMANDO AS LIGAÇÕES Σ E Π DO ETINO. 
Em cada tipo de hibridização, os orbitais têm disposições espaciais diferentes 
que vão determinar a forma geométrica tridimensional do átomo. Os ângulos 
formados entre os orbitais hibridizados e, consequentemente, entre as ligações 
do tipo σσ são os seguintes: 
SP3 
– ângulo entre as ligações de 109,5° – geometria tetraédrica. 
SP2 
– ângulo entre as ligações de 120° 
– geometria trigonal plana. 
SP 
– ângulo entre as ligações de 180° 
– geometria linear. 
Observe a forma geométrica tridimensional para cada uma das hibridizações. 
 
Geometria tridimensional dos orbitais hibridizados sp3. 
 
Geometria tridimensional dos orbitais hibridizados sp2. 
 
Geometria tridimensional dos orbitais hibridizados sp. 
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR 
(OM) 
Uma outra abordagem para a formação de ligações covalentes é a teoria do 
orbital molecular (OM). Essa teoria assume que os orbitais atômicos são 
substituídos por um novo conjunto de níveis energéticos na molécula 
chamados de orbitais moleculares. 
A teoria OM utiliza a ordem da ligação para estabelecer a probabilidade de 
existência de uma molécula. De acordo com essa teoria, os elétrons de dois 
átomos são distribuídos em orbitais moleculares ligantes e antiligantes. 
ATENÇÃO 
• Orbitais ligantes, com níveis energéticos menores, são favoráveis 
para estabelecer uma ligação. 
• Orbitais antiligantes, com níveis energéticos mais altos, são 
desfavoráveis para estabelecer uma ligação. 
Os orbitais ligantes possuem menos energia do que os orbitais atômicos, isto é, 
os orbitais originais dos átomos participantes. Por isso, os elétrons da ligação 
covalente se localizam preferencialmente nestes orbitais moleculares ligantes. 
Há uma diferença conceitual importante entre a teoria OM e a teoria LV: 
Teoria OM 
Na teoria OM, são formados orbitais novos, chamados de orbitais moleculares, 
com um comportamento diferente dos orbitais atômicos e com seus próprios 
níveis de energia. 
Teoria LV 
Pela teoria LV, os orbitais atômicos são sobrepostos e a ligação covalente 
ocorre na sobreposição desses orbitais. 
De acordo com a teoria OM, a ordem de uma ligação é uma contabilização 
entre o número de elétrons localizados nos orbitais ligantes e o número de 
elétrons nos orbitais antiligantes. 
Ordem da ligação= elétrons nos orbitais ligantes−elét
rons nos orbitais antiligantes2Ordem da ligação= e
létrons nos orbitais ligantes-
elétrons nos orbitais antiligantes2 
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem 
horizontal 
Para que uma reação química covalente se estabeleça, é necessário que a 
ordem da ligação seja diferente de zero, isto é, o total de elétrons ligantes deve 
ser maior que o total de elétrons antiligantes. 
 A ordem da ligação estabelece o número de pares de elétrons presentes numa 
ligação covalente. As moléculas de Cl2, O2 e N2 são formadas por ligações 
simples, dupla e tripla, respectivamente. 
Quadro: Elaborado por Bruno Cavalcante Di Lello.O diagrama de energia para o orbital molecular, em uma ligação simples, 
mostra os orbitais ligantes σ e antiligantes σ*. Para uma molécula de H2, 
cada átomo de H possui um orbital atômico 1s, cada um com apenas 1 
elétron. 
O par de elétrons da ligação covalente se localiza preferencialmente no orbital 
molecular σ (ligante). Não há nenhum elétron em σ*. A ordem da ligação para 
essa molécula será 1. 
Diagrama de orbital molecular para o H2. 
Para uma molécula de O2, o diagrama de energia do orbital molecular mostra a 
formação de pares de ligação entre os orbitais ligantes e antiligantes. Nesse 
caso, em virtude do número de elétrons na camada de valência, há orbitais 
sigma ligante (σ) e antiligante (σ*), além de orbitais “pi” ligante (π) e antiligante 
(π*). 
Observe que cada átomo de oxigênio, antes da ligação, tem a seguinte 
configuração eletrônica, com os orbitais atômicos p nos eixos x, y e z (px, py e 
pz): 
 
A análise de energia do orbital molecular para a ligação entre dois átomos de 
oxigênio mostra os orbitais ligantes e antiligantes. 
Diagrama do 
orbital molecular para a molécula de O2. 
No diagrama para a molécula do O2, temos um total de 8 elétrons em orbitais 
ligantes (σs, σz, πx e πz) e 4 elétrons nos orbitais antiligantes. Assim, a ordem 
de ligação para o O2 será dada por: 
Ordem da ligação para O2= 8−42=2Ordem d
a ligação para O2= 8-42=2 
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem 
horizontal 
Pela teoria OM, as ligações covalentes presentes nos compostos orgânicos se 
dariam nos orbitais moleculares formados entre os orbitais atômicos do 
carbono e os orbitais atômicos dos átomos que se ligam ao carbono. 
A determinação da ordem de ligação entre os participantes origina as ligações 
simples, dupla e tripla, conforme já mencionado. É importante ressaltar que 
tanto a teoria OM quanto a teoria LV chegam aos mesmos resultados para as 
estruturas das moléculas orgânicas. 
HIBRIDIZAÇÃO DO CARBONO E 
SUAS RELAÇÕES COM O 
COMPRIMENTO E A FORÇA DAS 
LIGAÇÕES 
Para concluir o módulo, o especialista apresentará o fenômeno de hibridização 
e como este se relaciona com a estrutura do composto, a forma e o 
comprimento de ligações. 
VERIFICANDO O APRENDIZADO 
MÓDULO 4 
 
Identificar as diferentes geometrias e o caráter polar ou apolar das 
moléculas orgânicas de acordo com as configurações de suas estruturas 
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES 
QUÍMICAS 
As ligações químicas iônicas e covalentes apresentam dois extremos de 
modelos de ligação. 
Ligação iônica 
Na ligação iônica, os átomos participantes conseguem se ionizar com um dos 
átomos transferindo elétrons para o outro átomo . 
Ligação covalente 
Na ligação covalente há o compartilhamento de elétrons sem a formação 
efetiva de íons. 
UM DOS ÁTOMOS 
Normalmente, um metal, que se transforma em um cátion. 
OUTRO ÁTOMO 
Normalmente, não metal que se transforma em um ânion. 
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR E 
APOLAR 
Para as moléculas orgânicas, o modelo mais importante é o da ligação 
covalente, tendo em vista que suas moléculas são estruturadas pelo 
compartilhamento de pares de elétrons, formando as ligações σ e as ligações 
π. 
Cabe ressaltar, entretanto, que os elétrons compartilhados, na maioria das 
vezes, não se encontram na distância média exata entre os átomos 
javascript:void(0)
javascript:void(0)
javascript:void(0)
participantes. Quando são elementos diferentes, esses pares de elétrons ficam 
deslocados e mais próximos do átomo cujo núcleo tem maior capacidade de 
atraí-los para si. 
Mas como podemos identificar qual átomo atrairá para sua proximidade o par 
de elétrons da ligação? Primeiramente, devemos ficar atentos 
à eletronegatividade dos átomos envolvidos na ligação covalente. 
De forma geral, elementos com menos camadas eletrônicas e com maior 
número atômico tendem a atrair mais os elétrons, em virtude da 
proximidade entre o núcleo (carregado positivamente) e a camada de valência 
(carregada negativamente). Esses fatores justificam o maior valor de 
eletronegatividade dos elementos situados na parte superior e à direita da 
tabela periódica. 
ELETRONEGATIVIDADE 
A eletronegatividade (EN) é uma propriedade periódica que mede a tendência 
de atração de elétrons da ligação por um elemento químico. 
Como se vê na figura a seguir, o flúor (EN = 4,0), o oxigênio (EN = 3,5) e o 
nitrogênio (EN = 3,0) são os elementos com as maiores eletronegatividades, 
enquanto o Césio (Cs) é o elemento menos eletronegativo (EN = 0,7). 
javascript:void(0)
Valores de eletronegatividade dos elementos na tabela periódica. 
Em relação à polaridade, as ligações covalentes podem ser classificadas como 
apolar e polar, de acordo com a diferença de eletronegatividade entre os 
participantes. Para diferenças de eletronegatividade mais altas (normalmente 
para valores superiores a 1,8), teremos uma ligação iônica. 
Ligação covalente apolar, polar e ligação iônica. 
Ligação apolar 
A diferença entre a eletronegatividade dos átomos participantes é muito baixa 
(menor que 0,4) ou nula. Os pares de elétrons encontram-se compartilhados de 
forma igualitária entre os átomos participantes. Por exemplo, a ligação entre 
carbono (EN = 2,5) e hidrogênio (EN = 2,1) terá uma diferença de 2,5 -2,1 = 
0,4. Ou seja, não há formação efetiva de dipolo e, portanto, a ligação C–H é 
classificada como uma ligação covalente apolar. 
Ligação polar 
A diferença entre a eletronegatividade dos átomos participantes da ligação 
covalente é maior 0,4 até um valor por volta de 1,8, formando nesse caso um 
dipolo, isto é, uma região mais adensada em elétrons (polo negativo, δ−δ-, no 
átomo mais eletronegativo) e uma região com menos adensamento de elétrons 
(polo positivo, δ+δ+, no átomo menos eletronegativo). Como exemplo, uma 
ligação entre oxigênio (EN = 3,5) e hidrogênio (EN = 2,1) terá uma diferença de 
eletronegatividade igual a 3,5 – 2,1 = 1,4. Isso confere a esta ligação um 
caráter polar significativo. Logo, podemos classificar a ligação O–H como 
uma ligação covalente polar. 
Diferenças entre as ligações covalentes apolares e polares 
 Clique nas figuras abaixo para ver as informações. 
 
Os átomos A e B têm a mesma eletronegatividade, por isso têm um 
compartilhamento igual dos pares de elétrons (região azul). 
 
Átomos com eletronegatividades diferentes têm um compartilhamento desigual 
dos pares de elétrons da ligação covalente. O átomo de oxigênio (O) tem maior 
javascript:void(0)
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eletronegatividade do que o átomo de hidrogênio (H) e assim tem a maior 
proximidade com os pares de elétrons da ligação. Um dipolo é formado, porque 
uma extremidade da ligação é ligeiramente positiva (delta positiva, δ+ ) e a 
outra extremidade é ligeiramente negativa (delta negativo, δ-). 
RESSONÂNCIA E AS ESTRUTURAS 
DE RESSONÂNCIA 
Já vimos que as estruturas de Lewis de uma molécula mostram os elétrons 
presentes, tanto na forma de pares ligados quanto na forma de pares de 
elétrons não ligantes. Esse conjunto de elétrons é responsável pela 
estabilidade eletrônica da molécula. Ao organizarmos todos os elétrons 
envolvidos, podemos observar em algumas moléculas a possibilidade de mais 
de um arranjo eletrônico, ou seja, a possibilidade de mais de uma estrutura 
eletrônica numa mesma molécula. Esse fenômeno é chamado 
de ressonância. 
CARGAS FORMAIS E AS POSSÍVEIS 
ESTRUTURAS DE UMA ESPÉCIE 
QUÍMICA 
Ao compartilhar elétrons para formar as ligações covalentes, são possíveis 
diferentes arranjos desses pares eletrônicos para estruturar uma determinada 
espécie química. Entre as possibilidades, entretanto, existem as estruturas 
mais estáveis eletronicamente. Um dos critérios para avaliar qual a estrutura 
eletrônica mais estável — e, portanto, com maior possibilidade de representar 
adequadamente o composto — é a análise da carga formal de seus átomos 
presentes. 
O critério é bastante simples: a estruturamais adequada é aquela que tiver 
o maior conjunto de cargas formais iguais a zero ou próximas de zero. 
Mas, afinal, como se calcula a carga formal (CF)? Primeiramente, devemos 
analisar as estruturas de Lewis possíveis para uma determinada espécie 
química. 
A seguir, temos como exemplo a molécula de ácido clorídrico, HCl, formada por 
apenas uma ligação covalente. 
Fórmula estrutural do HCl e Fórmula de Lewis para o HCl. 
ATENÇÃO 
Carga formal (CF) = (número de elétrons de valência – número de elétrons 
isolados) – número de ligações compartilhadas 
Assim: 
 
A molécula de HCl somente apresenta uma estrutura provável. No próximo 
exemplo, veremos a análise do íon sulfato, SO42-, que pode apresentar mais de 
uma estrutura de Lewis possível. Neste caso, a carga formal dos participantes 
determinará a estrutura mais adequada para esse íon. Cabe ressaltar que o 
enxofre (S) é um elemento que aceita a estabilização com 10 elétrons em sua 
camada de valência, em virtude do fenômeno da expansão da camada de 
valência para elementos do terceiro período da Tabela Periódica. 
EXPANSÃO DA CAMADA DE VALÊNCIA 
A expansão da camada de valência é a capacidade de um elemento adquirir 
estabilidade com mais de 8 elétrons na camada de valência. Isso ocorre com 
elementos não metálicos que possuem mais de três níveis e é justificado pelo 
fato desses elementos possuírem orbitais do tipo d vazios em sua camada de 
valência que podem acomodar 10 ou 12 elétrons. 
Estruturas possíveis para o íon sulfato 
 
NAS TRÊS ESTRUTURAS MOSTRADAS, 
TEMOS: 
 
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ENXOFRE COM QUATRO LIGAÇÕES 
SIMPLES, LIGADO A 4 OXIGÊNIOS COM 
3 PARES NÃO LIGANTES. 
 
ENXOFRE COM TRÊS LIGAÇÕES 
SIMPLES E UMA LIGAÇÃO DUPLA, 
LIGADO A 3 OXIGÊNIOS COM 3 PARES 
NÃO LIGANTES E A 1 OXIGÊNIO COM 2 
PARES NÃO LIGANTES. 
 
ENXOFRE COM DUAS LIGAÇÕES 
DUPLAS E DUAS LIGAÇÕES SIMPLES, 
LIGADO A 2 OXIGÊNIOS COM 3 PARES 
NÃO LIGANTES E A 2 OXIGÊNIOS COM 2 
PARES NÃO LIGANTES. 
Para estabelecer o arranjo eletrônico mais adequado para o íon sulfato, temos 
que analisar as cargas formais de todos os átomos presentes em cada uma 
das três estruturas. A tabela a seguir apresenta as CF dos átomos presentes 
nas três estruturas do íon sulfato (SO42-). 
Quadro: O íon sulfato, SO42-: cargas formais dos átomos presentes nas três 
estruturas. Elaborado por Bruno Cavalcante Di Lello. 
Como se vê na tabela, a estrutura que apresenta o maior número de átomos 
com CF igual a zero é a estrutura “C”. Nessa estrutura, temos o enxofre (S) 
com CF igual a zero e temos 2 oxigênios, que possuem a dupla ligação 
também com CF igual a zero. Todas as outras estruturas apresentam um 
número maior de átomos com CF diferente de zero. Assim, a estrutura “C” para 
o íon sulfato é a mais adequada e favorável. 
 SAIBA MAIS 
Embora o íon sulfato não seja um composto orgânico, o exemplo de análise de 
cargas formais demonstrado para identificar uma estrutura eletrônica mais 
estável é válido para qualquer composto, seja orgânico ou inorgânico. 
RESSONÂNCIA E HÍBRIDOS DE 
RESSONÂNCIA 
Vimos que a análise das cargas formais de possíveis estruturas eletrônicas 
permite identificar o arranjo das ligações mais provável para uma espécie 
química. Ocorre que, em algumas moléculas e íons que possuem ligações 
covalentes, teremos duas ou mais estruturas que apresentam o mesmo 
resultado na análise das cargas formais. Essas estruturas serão totalmente 
equivalentes do ponto de vista de arranjo eletrônico. 
 
FORMAS DE RESSONÂNCIA PARA A 
MOLÉCULA DE O3 
Vejamos o exemplo de duas estruturas totalmente equivalentes para o 
composto ozônio, O3. Neste caso, as estruturas equivalentes são chamadas 
de estruturas de ressonância ou formas de ressonância. 
 
FORMAS DE RESSONÂNCIA PARA O 
NITRATO, MOSTRANDO OS PARES NÃO 
LIGADOS E AS LIGAÇÕES 
COVALENTES. 
O mesmo ocorre para o íon nitrato, NO3-, que apresenta três estruturas 
eletrônicas equivalentes, ou seja, três formas de ressonância. 
 
CARGAS FORMAIS NAS ESTRUTURAS 
DE RESSONÂNCIA DO NITRATO. 
Uma análise das cargas formais dos átomos presentes no NO3- mostra que o 
somatório das cargas formais resulta na carga total do íon nitrato, -1. 
É importante destacar dois aspectos das estruturas de ressonância. 
Primeiramente, cada um dos átomos cumpre com a regra do octeto, 
apresentando configuração de gás nobre. O outro aspecto refere-se à 
capacidade de cada uma delas se transformar em qualquer outra mudando a 
posição dos elétrons não ligados e daqueles envolvidos nas ligações do tipo π. 
Essa movimentação pode ser indicada por setas curvas, como mostra o 
exemplo a seguir que apresenta as estruturas de ressonância do íon carbonato 
(CO32-): 
Estruturas de ressonância do íon carbonato (CO32-). 
O deslocamento de elétrons demonstrado ao lado faz com que a estrutura 1 se 
transforme na 2. 
Conversão entre as estruturas de ressonância 1 e 2 do carbonato. 
De maneira semelhante, a movimentação dos elétrons na estrutura 2 leva à 
formação da estrutura 3 como representado a lado. 
Conversão entre as estruturas de ressonância 2 e 3 do carbonato. 
Ainda sobre o íon carbonato, apesar de a ligação simples entre o átomo de 
carbono e o oxigênio ser maior que a ligação dupla entre esses dois 
átomos, no íon carbonato todas as ligações apresentam o mesmo 
tamanho, indicando que nenhuma dessas estruturas estão exatamente 
corretas. A teoria da ressonância explica esse fenômeno, pois declara que, 
quando um composto pode ser representado por mais de uma estrutura de 
Lewis que são distintas apenas pela posição de elétrons, nenhuma delas será 
a representação correta da espécie química. Esta molécula será, então, mais 
bem representada por uma média de cada uma das estruturas equivalentes, 
chamada de híbrido de ressonância. 
Híbrido e estrutura de ressonância do carbonato. 
ATENÇÃO 
As estruturas de ressonâncias são hipotéticas e não podem ser isoladas. 
Vejamos o fenômeno de ressonância aplicado a algumas moléculas 
orgânicas. 
A molécula orgânica de benzeno, C6H6, é um exemplo clássico de um 
hidrocarboneto cíclico que apresenta dois possíveis arranjos eletrônicos de 
suas ligações, ou seja, duas estruturas de ressonância. 
Fórmula 
estrutural do benzeno. 
A posição intercalada dessas ligações simples e duplas possibilita a existência 
de duas estruturas diferentes, porém eletronicamente equivalentes. Observe 
que a molécula apresenta ligações duplas e simples intercaladas em torno do 
anel benzênico. O híbrido de ressonância, bem como uma das mais 
conhecidas representações da molécula do benzeno são representados a 
seguir. 
Estruturas de ressonância e o híbrido de ressonância do benzeno. 
Um outro exemplo é o íon orgânico acetato, CH3COO-, que também apresenta 
ressonância, tendo em vista a possibilidade de duas estruturas eletronicamente 
equivalentes. 
Estruturas de ressonância e o híbrido de ressonância do acetato. 
ATENÇÃO 
A carga localizada no oxigênio da ligação simples é a sua carga formal. 
DESENHANDO ESTRUTURAS DE 
RESSONÂNCIA 
A seguir, o especialista explicará como escrever estruturas de ressonância 
para estruturas orgânicas, destacando o movimento de setas, e como decidir 
se uma estrutura de ressonância contribui mais para o híbrido do que outra. 
GEOMETRIA DAS MOLÉCULAS 
ORGÂNICAS 
As moléculas, sejam inorgânicas ou orgânicas, apresentam uma representação 
geométrica de acordo com as ligações presentes, tipo de hibridização dos 
átomos centrais, presença de elétrons não ligantes, entre outros fatores. 
Entretanto, podemos prever de maneira simples a geometria de um composto 
aplicando o que diz o modelo de repulsão dos pares de elétrons na camada 
de valência (RPECV). Para esta previsão, o modelo leva em consideração: 
I 
Moléculas cujo átomo central está ligado a, no mínimo, 2 outros átomos ou 
grupos. 
II 
Todos os elétrons de valência do átomo central (pares deelétrons envolvidos 
em ligações covalentes e pares de elétrons não ligantes). 
III 
A repulsão entres os pares de elétrons, fazendo com que os elétrons de 
valência fiquem o mais afastados possível uns dos outros, sabendo-se que a 
repulsão entre elétrons envolvidos em ligação covalente é menor do que entre 
pares de elétrons isolados. 
IV 
Moléculas cujo átomo central está ligado a, no mínimo, 2 outros átomos ou 
grupos. 
Sendo assim, de acordo com o modelo RPECV, podemos afirmar que a 
geometria assumida por uma molécula é aquela que possibilita maior 
distância possível entre os pares de elétrons da camada de valência. 
Veja o exemplo de uma molécula do composto orgânico metano, CH4, em 
relação às diferentes representações de sua molécula. 
 Escolha um dos itens a seguir. 
ESTRUTURA DE LEWIS PARA 
O METANO 
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ESTRUTURA DE KEKULÉ PARA 
O METANO 
 
REPRESENTAÇÃO GEOMÉTRICA DA 
MOLÉCULA DE METANO 
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As propriedades das moléculas estão relacionadas com sua estrutura espacial 
real. O metano apresenta o carbono como átomo central de sua molécula, com 
seus orbitais permitindo a realização de quatro ligações σ, em virtude de sua 
hibridização sp3. Assim, os 4 átomos de hidrogênio irão se alinhar com um 
ângulo de 109,5° em torno do átomo de carbono, formando uma estrutura 
tridimensional tetraédrica. Para o metano, esta é a única orientação que 
permitirá maior e igual distância entre os pares de elétrons envolvidos em suas 
ligações covalentes. 
Geometria 
tetraédrica em torno do carbono com hibridização sp3. 
Já vimos que, além da hibridização sp3, o carbono pode ter a hibridização sp2 e 
a hibridização sp. Essas diferentes hibridizações irão refletir na organização 
geométrica da molécula em torno do átomo de carbono. 
Geometria trigonal plana em torno do carbono com hibridização sp2 e sp. 
Assim, os tipos de hibridizações presentes em uma molécula orgânica irão 
determinar os ângulos de ligações em torno do átomo de carbono. 
Como vimos, para as hibridizações sp3, sp2 e sp, considerando que o carbono 
se ligue a átomos ou grupos químicos iguais, teremos, respectivamente, os 
ângulos de 109,5°, 120° e 180°. Esses ângulos sofrerão ligeiras alterações, se 
os ligantes aos átomos de carbono forem diferentes. Essas alterações ocorrem 
em virtude do tamanho dos átomos ou grupos químicos, da repulsão entre as 
nuvens eletrônicas ou da presença de pares de elétrons não compartilhados. 
Além das geometrias mostradas para as 
hibridizações sp3, sp2 e sp, importantes para as moléculas orgânicas, existem 
outros tipos de estruturas moleculares. 
O conjunto completo de estruturas moleculares pode ser visto no quadro a 
seguir. 
Tipos de estruturas moleculares. 
Observe que uma mesma molécula pode conter carbonos com diferentes 
hibridizações, levando a uma mistura de geometrias e de posicionamentos dos 
ligantes em sua estrutura. 
 
Molécula de etano, C2H6 
 
Molécula de propano, C3H8 
 
Molécula de etanol, C2H5OH 
 
Molécula de benzeno, C6H6 
 
Molécula de frutose (C6H12O6). 
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS 
Já vimos que ligações covalentes entre átomos com diferentes 
eletronegatividades levam à formação de ligações químicas polares. Embora 
existam moléculas bastante simples (sobretudo alguns gases inorgânicos) que 
têm apenas uma ligação, a maior parte das moléculas apresenta várias 
ligações químicas em sua estrutura. 
O balanço das cargas deslocalizadas por ligações covalentes polares em uma 
molécula pode resultar em moléculas polares ou apolares. A existência ou não 
de polaridade numa molécula dependerá também de sua geometria. 
Uma geometria molecular capaz de equilibrar todos os dipolos das ligações 
presentes, de forma que o balanço resulte num momento dipolar, μ, igual a 
zero, resultará em uma molécula apolar. Por outro lado, uma molécula com 
momento dipolar diferente de zero é classificada como uma molécula polar. 
A polaridade de moléculas pode ser medida experimentalmente colocando-se 
amostras de moléculas entre placas carregadas eletricamente com cargas 
opostas. Se as moléculas forem polares, observa-se um alinhamento com o 
campo elétrico formado. A medida desse alinhamento é chamada de momento 
dipolo, μ, e é expresso numa unidade denominada debye (D). 
Moléculas polares: momento dipolo, μ ≠ 0 
Moléculas apolares: momento dipolo, μ = 0 
Um exemplo importante de molécula polar é a água, tendo em vista que a sua 
estrutura geométrica, angular, não consegue anular os dipolos das ligações 
entre o oxigênio e o hidrogênio. O polo negativo se localiza no oxigênio por ser 
o elemento mais eletronegativo. 
Molécula polar de água, geometria angular, μ = 1,85 D. 
Por sua vez, o gás carbônico, CO2, é uma molécula apolar tendo em vista que 
os dipolos formados pelas ligações do carbono com o oxigênio têm um 
resultante de momento dipolar igual a zero. A molécula de CO2 apresenta uma 
geometria linear, com 1 átomo de carbono com hibridização sp ligado a 2 
oxigênios em extremidades opostas. Essa regularidade estrutural equilibra os 
dipolos, resultando num momento dipolar nulo. 
Molécula apolar de gás carbônico, geometria linear, μ = 0. 
A ideia de regularidade geométrica das moléculas como forma de equilibrar os 
dipolos levando a uma molécula apolar é válida desde os compostos mais 
simples até às estruturas mais complexas. Assim, moléculas como H2, Cl2 e 
CH4 são apolares, enquanto moléculas HCl, H2O e NH3 são polares. 
Moléculas apolares (H2, Cl2 e CH4) e polares (HCl, H2O e NH3). 
Observe que enquanto a molécula de metano, CH4 é apolar, um derivado do 
metano, o clorometano, CH3Cl, é polar. Ambas as moléculas têm geometria 
tetraédrica, entretanto o metano é totalmente regular, tendo em vista que o 
carbono está ligado a 4 hidrogênios. 
 Clique nas figuras abaixo para ver as informações. 
 
MOLÉCULA POLAR DE CLOROMETANO, 
GEOMETRIA TETRAÉDRICA, Μ = 1,87 D. 
No clorometano, o carbono está ligado a 1 cloro e 3 hidrogênios. A inserção de 
1 átomo de cloro provoca um desequilíbrio do momento de dipolar, resultando 
numa molécula polar. 
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MOLÉCULA APOLAR DE 
TETRACLORETO DE CARBONO, 
GEOMETRIA TETRAÉDRICA, Μ = 0. 
Uma molécula com 4 átomos de cloro, tetracloreto de carbono, CCl4, ligados ao 
carbono central, será apolar, em virtude da regularidade de sua estrutura. 
A molécula de etano, C2H6, é outro exemplo de molécula apolar que apresenta 
simetria na geometria molecular. Nesta molécula, 2 carbonos estão ligados 
entre si e cada carbono se liga a 3 átomos de hidrogênio. Entretanto, a 
substituição de 1 átomo de hidrogênio por 1 átomo de cloro gera uma molécula 
de cloroetano (C2H5Cl), que é uma molécula sem simetria e, portanto, polar. 
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MOLÉCULA APOLAR DE ETANO, Μ = 0 
 
MOLÉCULA POLAR DE CLOROETANO, Μ = 
2,06 D 
CONCLUSÃO 
CONSIDERAÇÕES FINAIS 
A Química Orgânica continua como um ramo diferenciado da grande ciência 
Química. Verificamos em nosso estudo a importância de uma classe específica 
de compostos caracterizados pela presença de carbono na estruturação de 
suas moléculas. 
A ligação química covalente e seu modelo por compartilhamento de elétrons 
são responsáveis por conectar o átomo de carbono aos demais elementos que 
compõem as moléculas orgânicas. Vimos que há diferentes teorias para 
explicar como os elétrons participam da ligação covalente, mas as duas mais 
importantes são a teoria da ligação de valência (LV) e a teoria do orbital 
molecular (OM). 
O carbono é a peça-chave da Química Orgânica e sua versatilidade está na 
capacidade de formar quatro ligações e apresentar diferentes hibridizações em 
seus orbitais, levando à múltiplos arranjos de estrutura, geometria e polaridade 
em suas moléculas. 
 
 
	DESCRIÇÃO
	PROPÓSITO
	PREPARAÇÃO
	OBJETIVOS
	MÓDULO 1
	MÓDULO2
	MÓDULO 3
	MÓDULO 4
	INTRODUÇÃO
	MÓDULO 1
	QUÍMICA E TRANSFORMAÇÃO DA MATÉRIA
	VITALISMO E ORIGENS HISTÓRICAS DA QUÍMICA ORGÂNICA
	RESPOSTA
	REPRESENTAÇÃO REACIONAL DA SÍNTESE DE WÖHLER
	ATENÇÃO
	POR QUE MOTIVO O ÁTOMO DE CARBONO SE CONFIGURA COMO PEÇA-CHAVE NA QUÍMICA ORGÂNICA?
	RESPOSTA
	APLICAÇÕES E IMPORTÂNCIA DA QUÍMICA ORGÂNICA
	MOLÉCULAS ORGÂNICAS E SERES VIVOS
	MOLÉCULAS ORGÂNICAS DERIVADAS DO PETRÓLEO
	SAIBA MAIS
	SAIBA MAIS
	QUÍMICA ORGÂNICA: A QUÍMICA DA VIDA
	VERIFICANDO O APRENDIZADO
	MÓDULO 2
	ESTRUTURA DO ÁTOMO E FORMAÇÃO DE ÍONS
	MAS POR QUE OS ÁTOMOS SE LIGAM? QUAL A JUSTIFICATIVA PARA QUE A MATÉRIA NÃO PASSE DE UM GRANDE VOLUME DE ÁTOMOS DISPERSOS E FLUTUANDO NO UNIVERSO?
	RESPOSTA
	NÚCLEO
	REGIÃO EXTRANUCLEAR
	OS ÍONS SÃO PARTÍCULAS CARREGADAS POSITIVAMENTE OU NEGATIVAMENTE.
	ORGANIZAÇÃO ELETRÔNICA DOS ELÉTRONS NA REGIÃO EXTRANUCLEAR
	SAIBA MAIS
	NÚMEROS QUÂNTICOS
	NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO OU AZIMUTAL (ℓ) — AS SUBCAMADAS
	SUBNÍVEL 1S → CAMADA 1 (K), SUBCAMADA S
	SUBNÍVEL 2P → CAMADA 2 (L), SUBCAMADA P
	SUBNÍVEL 4D → CAMADA 4 (N), SUBCAMADA D
	DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
	REGRA DE HUND
	MODELOS DE LIGAÇÃO QUÍMICA
	DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA, LIGAÇÕES QUÍMICAS E A REGRA DO OCTETO
	VERIFICANDO O APRENDIZADO
	MÓDULO 3
	LIGAÇÃO COVALENTE NAS MOLÉCULAS ORGÂNICAS E REPRESENTAÇÕES DE LEWIS E KEKULÉ
	TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (LV)
	HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS NOS ÁTOMOS DE CARBONO
	HIBRIDIZAÇÃO SP3
	HIBRIDIZADOS DEGENERADOS
	ATENÇÃO
	HIBRIDIZAÇÃO SP2
	ORBITAIS HIBRIDIZADOS SP
	MOLÉCULA DE ETINO.
	SOBREPOSIÇÃO DOS ORBITAIS P, FORMANDO AS LIGAÇÕES Σ E Π DO ETINO.
	SP3
	SP2
	SP
	TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (OM)
	ATENÇÃO
	Ordem da ligação= elétrons nos orbitais ligantes−elétrons nos orbitais antiligantes2Ordem da ligação= elétrons nos orbitais ligantes-elétrons nos orbitais antiligantes2
	Ordem da ligação= elétrons nos orbitais ligantes−elétrons nos orbitais antiligantes2Ordem da ligação= elétrons nos orbitais ligantes-elétrons nos orbitais antiligantes2
	Ordem da ligação para O2= 8−42=2Ordem da ligação para O2= 8-42=2
	Ordem da ligação para O2= 8−42=2Ordem da ligação para O2= 8-42=2
	HIBRIDIZAÇÃO DO CARBONO E SUAS RELAÇÕES COM O COMPRIMENTO E A FORÇA DAS LIGAÇÕES
	VERIFICANDO O APRENDIZADO
	MÓDULO 4
	POLARIDADE DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS
	UM DOS ÁTOMOS
	OUTRO ÁTOMO
	LIGAÇÃO COVALENTE POLAR E APOLAR
	ELETRONEGATIVIDADE
	RESSONÂNCIA E AS ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA
	CARGAS FORMAIS E AS POSSÍVEIS ESTRUTURAS DE UMA ESPÉCIE QUÍMICA
	ATENÇÃO
	EXPANSÃO DA CAMADA DE VALÊNCIA
	NAS TRÊS ESTRUTURAS MOSTRADAS, TEMOS:
	ENXOFRE COM QUATRO LIGAÇÕES SIMPLES, LIGADO A 4 OXIGÊNIOS COM 3 PARES NÃO LIGANTES.
	ENXOFRE COM TRÊS LIGAÇÕES SIMPLES E UMA LIGAÇÃO DUPLA, LIGADO A 3 OXIGÊNIOS COM 3 PARES NÃO LIGANTES E A 1 OXIGÊNIO COM 2 PARES NÃO LIGANTES.
	ENXOFRE COM DUAS LIGAÇÕES DUPLAS E DUAS LIGAÇÕES SIMPLES, LIGADO A 2 OXIGÊNIOS COM 3 PARES NÃO LIGANTES E A 2 OXIGÊNIOS COM 2 PARES NÃO LIGANTES.
	SAIBA MAIS
	RESSONÂNCIA E HÍBRIDOS DE RESSONÂNCIA
	FORMAS DE RESSONÂNCIA PARA A MOLÉCULA DE O3
	FORMAS DE RESSONÂNCIA PARA O NITRATO, MOSTRANDO OS PARES NÃO LIGADOS E AS LIGAÇÕES COVALENTES.
	CARGAS FORMAIS NAS ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA DO NITRATO.
	ATENÇÃO
	ATENÇÃO
	DESENHANDO ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA
	GEOMETRIA DAS MOLÉCULAS ORGÂNICAS
	POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
	MOLÉCULA POLAR DE CLOROMETANO, GEOMETRIA TETRAÉDRICA, Μ = 1,87 D.
	MOLÉCULA APOLAR DE TETRACLORETO DE CARBONO, GEOMETRIA TETRAÉDRICA, Μ = 0.
	MOLÉCULA APOLAR DE ETANO, Μ = 0
	MOLÉCULA POLAR DE CLOROETANO, Μ = 2,06 D
	CONCLUSÃO
	CONSIDERAÇÕES FINAIS