Lista de estudos nº 1 - Química Orgânica I - 2018-2

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Licenciatura em Química - Campus Palmas 
Disciplina: Química Orgânica I - 2º Semestre 2018 / Prof. Vicente 
Lista de estudos nº 1 (finalizada) 
Acadêmica: Erica Aparecida de Souza Tomazetto. 
 
 
1 - Apresente um breve histórico da Química Orgânica destacando suas principais 
características e contribuições para seu desenvolvimento 
 A ciência da química surge bem antes dos povos modernos, com relatos dos povos 
antigos e suas crenças e bruxos entre outras culturas. Mesmo sem saberem ali já estava se 
iniciando a ciência da química, onde inicia-se com muitas mortes. Nos tempos antigos quem 
praticava/usava a química no seu cotidiano era considerado um bruxo, e isso acabava 
levando as pessoas a serem mortas, um início bem forte e doloroso, felizmente com o 
passar dos anos as pessoas começaram a entender que a química está em tudo o que 
fazemos no nosso cotidiano, hoje a química já é mais aceita na sociedade, vejamos então 
algumas contribuições que houveram na química orgânica até os dias de hoje: a química 
orgânica começa a se desenvolver lentamente no início do séc. XVIII, tudo começa com 
Lavoisier (considerado o pai da química) quando estava fazendo estudos sobre combustão 
onde pode observar que (CAREY, 2011) “[...]composições químicas podiam ser 
determinadas pela identificação e pela medição das quantidades de água, dióxido de 
carbono e outros materiais produzidos quando várias substâncias eram queimadas em 
presença do ar.” surgindo assim uma ramificação onde a matéria obtida por fontes naturais 
ou vivas foi chamada de ‘química orgânica’ e compostos de matérias não vivas foi chamado 
de ‘química inorgânica’, e em sua análise pode observar que todos os compostos derivados 
de fontes naturais continham carbono, surgindo uma definição que (CAREY, 2011) [...]a 
química orgânica é o estudo dos compostos de carbono.” 
Já no início do século XIX Berzelius em 1807 cria o termo ‘química orgânica’. Berzelius era 
do tempo do vitalismo o qual defendia que os sistemas vivos possuíam uma ‘força vital’ em 
que os sistemas não vivos não a possuíam. Em 1823 Wöhler começa a estudar com 
Berzelius, em uma pesquisa de Wöhler ele percebe que quando a solução de cianeto de 
amônio evapora surgem “cristais incolores e límpidos quase sempre com mais de uma 
polegada de comprimento” formando a ureia, com esse experimento Wöhler afeta a doutrina 
do vitalismo ao transformar um sal inorgânico de uma substancia orgânica, superando 
assim o vitalismo, mas “Berzelius estava interessado nos casos em que dois materiais 
claramente distintos tinham a mesma composição elementar e inventou a palavra isômeros 
para se referir a eles.” 
Partindo para a teoria estrutural onde três cientistas a formularam sendo eles, August 
Kekulé, Archibald S. Couper e Alexander M. Butlerov. Apesar de keculé ter iniciado o curso 
de arquitetura contribuiu para a química de forma a propor a arquitetura das moléculas, 
(CAREY 2011) [...] os pontos essenciais da teoria de Kekulé, desenvolvida e apresentada 
enquanto ele lecionava em Heidelberg em 1858, diziam que o carbono normalmente 
formava quatro ligações e tinha a capacidade de ligar-se a outros carbonos de maneira a 
criar longas cadeias[...] então assim em seguida Couper e Butlerov propuseram teorias 
semelhantes. 
Ao início do século XX com grandes avanços e descobertas dentro da natureza dos átomos 
formou-se a teoria da estrutura molecular e da ligação. Em 1916 Lewis descreveu a ligação 
covalente em pares de elétrons compartilhados. Mais tarde Linus Pauling elabora um 
conceito mais sofisticado com base nas ideias de Lewis e o conceito de ressonância, 
Robinson aplico as teorias estruturais de Lewis às transformações químicas e analisou nos 
elétrons que os átomos se moviam por que eram carregados pela transferência de elétrons. 
 
Observando todas essas teorias e conceitos pode-se analisar que houvera um avanço 
significativo até então. 
 
2 - Para uma melhor compreensão das bases do conhecimento em Química Orgânica 
construa um texto acerca dos fundamentos de Estrutura Atômica dando ênfase aos 
principais produtos conceituais e ferramentas oferecidos pela mecânica quântica. 
 
Ao início do século XX, os cientistas esperavam usar as mecânicas clássicas (as leis de 
movimentos propostas por newton no século XVII) para descrever a estrutura dos átomos, a 
mecânica clássica se qualificava bem quando aplicada para a descrição do movimento de 
objetos visíveis, mas para com os átomos não deu certo, então, novas leis passaram a ser 
desenvolvidas como a mecânica quântica. Para iniciar a compreensão da estrutura 
molecular iniciaremos com Dalton que descreveu os átomos como esferas puras, hoje 
sabemos que o átomo possui uma estrutura interna que é formada por partículas 
subatômicas sendo elas o elétron, o próton e o nêutron. Em 1897 Thomson descobriu uma 
primeira evidencia da estrutura interna do átomo, o elétron. Quando investigava os raios 
‘catódicos’. Após isso foram feitos outros experimentos não somente por Thomson, onde 
observaram que a carga do elétron é negativa, mas o átomo em si é nulo, em um certo 
experimento de Geiger-Marsden (ATKINS & JONES 2012) “sugeriram um modelo nuclear 
do átomo, no qual um centro pontual muito denso e de carga positiva, o núcleo, era 
envolvido por um volume muito grande de espaço quase vazio que continha os elétrons”. 
Como sabemos o núcleo de um átomo contem partículas, chamadas de prótons, cada uma 
com carga +e, que são responsáveis pela carga positiva, e nêutrons partículas sem carga, 
os prótons do núcleo do átomo já é diferente para cada elemento sendo assim chamado de 
número atômico Z. Com o espectro foi possível entender a presença de linhas espectrais, 
como por exemplo o átomo de hidrogênio em que um átomo só pode existir com certas 
energias permitidas, as linhas espectrais com frequências especificas pressupõe que as 
energia de um elétron seja restrita a uma series de valores é chamado de níveis de energia, 
sendo que, cada nível corresponde à radiação eletromagnética do átomo. 
Ao fim do século XIX, estavam entusiasmados com tantas informações da radiação 
eletromagnética, e estavam atrás de mais explicações, as quais a mecânica clássica não 
podia explicar, por fim a mecânica quântica trouxe resultados revolucionários que foi de 
bom grado para a explicação da estrutura atômica. Após várias tentativas de tentar 
compreender a estrutura dos átomos em 1900 o alemão Max Planck (ATKINS & JONES 
2012) ” propôs que a troca de energia entre a matéria e a radiação ocorre em quanta, isso 
é, em pacotes de energia”. A constante de Planck nos dá a informação que se os átomos, 
ao oscilar, transfere a energia E para a vizinhança, detecta-se radiação de frequência 
v=E/h. Os estudos da radiação de corpos-negros levaram a hipótese de Planck da 
quantização da radiação eletromagnética. O efeito fotoelétrico fornece evidencia da 
natureza de partícula da radiação eletromagnética (ATKIN & JONES 2012). A radiciação 
eletromagnética consiste em fótons que se comportam como partículas. Portando se 
comporta como ondas, a difração um padrão de intensidades máximos e mínimos de ondas 
viajam por um caminho. Resumindo-se então que os elétrons (e a matéria geral) tem 
propriedades de ondas e de partículas. 
 
Surge então o princípio da incerteza de Heisenberg, proposta em 1927 pelo alemão Werner 
Heisenberg, em que expressa quantitativamente que “se a localização de uma partícula é 
conhecida como incerteza Δx, então o momento linear, p, paralelo ao eixo x somente pode 
ser conhecido simultaneamente com a incerteza Δp.” (ATKINS & JONES) 
O primeiro cientista a apresentar uma teoria bem-sucedida, em que introduziu um conceito 
central da teoria quântica, foi o cientista Erwin Schödinger (ATKINS & JONES). Sua 
abordagem foi substituir a trajetória da partícula por uma função de onda Ψ (psi), onde os 
valores matemáticos variam a sua posição, Max Born com uma interpretação físicapropôs 
que a probabilidade de encontrar uma partícula em uma região proporcional ao valor Ψ2 
(sendo uma densidade de probabilidade), a densidade de probabilidade é igual a densidade 
de massa e para calcular esta probabilidade é preciso multiplicar a densidade de 
probabilidade pelo volume da região. A equação de Schödinger é usada para calcular a 
função de onda Ψ e sua energia E. O número inteiro n determina as funções de uma onda 
chamado de número quântico, sabendo que um número quântico é um inteiro, em que 
determina a função de onda. ‘ A densidade de probabilidade de uma partícula estar em uma 
determinada posição é proporcional ao quadrado da função da onda nesse ponto. A função 
de onda é encontrada com solução da equação de Schödinger para a partícula. Quando 
isso é feito e as condições de contorno são adequadas, verificar-se que a partícula só pode 
ter certas energias discretas’. (ATKINS & JONES, 2012). As funções de onda também são 
chamadas de orbitais. Os orbitais são descritos pela especificação 
de seu tamanho, forma e suas propriedades direcionais, 
demonstrado como na figura 1.1, os chamados orbitais s (nível de 
energia, sendo precedido do número atômico principal n n=1,2,3...). 
Usando um exemplo com o átomo de hidrogênio: o átomo de 
hidrogênio normalmente é encontrado em seu estado fundamental, 
com o elétron no nível n=1. Quando a equação de Schödinger é 
resolvida em detalhes nota-se que três números são necessários 
para caracterizar cada função de onda, os chamados: número quântico principal n, sendo 
seus valores n=1,2,3, ... 
(Determina o nível de energia); o segundo número quântico é o número quântico do 
momento angular do orbital l, sendo seus valores l=1,2, 3, ..., n-1 (determina a velocidade em 
que o elétron circula); e o terceiro número quântico é o número quântico magnético ml, 
sendo seus valores m l = l, l-1, ..., - l (determina a movimentação do orbital do elétron, o 
momento angular). “A localização de um elétron em um átomo é descrita por uma função de 
onda conhecida como orbital atômico. Os orbitais atômicos são designados pelos números 
quânticos n, l, m l, e organiza-se em camadas e subcamadas. ” (ATKINS & JONES). 
O spin do elétron dois físicos (Samuel Goudsmit e Jorge Uhlenbeck) propuseram que o 
elétron poderia se comportar como uma esfera que gira em um eixo. Esta propriedade é 
chamada de spin (ms), o qual descreve dois estados representados com (seta para cima) ↑ 
e (seta para baixo) ↓, ou α (alfa) e β (beta). O spin é o quarto número quântico podendo 
assumir dois valores +1/2 ↑ e -1/2 ↓. 
 
 
 
3 - Descreva uma síntese conceitual para os seguintes conceitos, relacionados ao 
entendimento da organização e interpretação de sistemas químicos: 
Figura 1 (CAREY 2012) 
 
- Princípio da construção (ou Aufbau); 
O princípio da construção é as demais regras que foram usadas para escrever as 
configurações eletrônica dos dez primeiros. De acordo com o processo de Aufbau ou 
princípio da construção [...]da mesma maneira que os prótons são gradualmente 
adicionados ao núcleo, os elétrons são gradualmente adicionados aos orbitais atômicos 
para formar elementos. (CHANG 2010). Foi isso que possibilitou o conhecimento detalhado 
das configurações eletrônicas. Resumindo então o princípio de Aufbau dá uma orientação 
para construir os elementos, ou seja, preencher seus orbitais atômicos com elétrons. A 
tabela periódica classifica os elementos de acordo com os seus números atômicos e, 
portanto, de acordo com as configurações eletrônicas. 
- Princípio da exclusão de Pauli; 
O princípio da exclusão de Pauli procura estabelecer 
que dois elétrons em um átomo não podem ter o 
mesmo conjunto de quatro números quânticos, pois 
somente dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital 
e esses elétrons devem ter spin diferentes. determina 
também os elétrons de valência dos elementos. 
- Regra de Hund; 
Friedrich Hund um físico alemão propôs que a configuração de um átomo corresponde à 
energia total. A regra de Hund é mais usada para a distribuição dos elétrons do átomo nos 
orbitais, bem parecido com o diagrama de Pauling. 
- Regra de Klechkowsky-Madelung; 
A regra de klechkowsky é chamada também de regra de 
madelung usada para organizar a ordem dos elétrons das 
subcamadas dos átomos no estado fundamental, usado 
como o diagrama de Pauling as subcamadas 1s-2s-2p-3s-
3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-6d e assim por 
diante. 
 
 
 
 
 
 
- Acerca das propriedades periódicas dos elementos: 
i) Energia de ionização. 
A energia de ionização, l, é a energia necessária para remover um elétron de um átomo, é 
normalmente expressa por elétron-volts (eV) “ A primeira energia de ionização é maior para 
os elementos próximos do hélio e menor para os que estão próximos do césio. A segunda 
energia de ionização (do mesmo elemento) e a diferença é muito maior se o segundo 
elétron tiver de ser retirado de uma camada fechada. Os metais são encontrados na parte 
inferior, à esquerda, da Tabela Periódica porque esses elementos têm baixa energia de 
ionização e podem perder elétrons facilmente. ” (ATKINS & JONES 2012) 
ii) Afinidade eletrônica: 
A afinidade eletrônica de um átomo é a energia liberada quando um elétron se liga a um 
átomo na fase de gás. Quando a afinidade é positiva liberou-se energia quando o elétron se 
 
ligou a um átomo, e negativa quando ele forneceu energia para fazer o elétron se ligar ao 
átomo. As afinidades eletrônicas são maiores para a direita da tabela com exceção dos 
gases nobres. 
iii) Raios iônico e covalente: 
Para entendermos melhor o que são os raios iônicos e covalentes vamos começar falando 
do raio atômico: o raio atômico é definido como a metade da distância entre o núcleo dos 
átomos vizinhos, esse tipo de raio também é chamado de raio covalente de um elemento. 
Para calcular o raio covalente de um gás é necessário o uso da regra de van der Waals, [...] 
que é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra de gás 
solidificado [...]os raios atômicos geralmente decrescem da esquerda para a direita em cada 
período devido ao aumento do número atômico (ATIKINS & JONES, 2012). 
 O raio iônico é diferente do raio atômico de um átomo os quais lhes dão origem, é 
rodeado de íons de carga oposta. Sua definição é a [...] a distância entre os centos de um 
cátion e um ânion vizinhos é a soma dos raios iônicos[...] (ATIKINS & JONES, 2012). Em 
geral um raio iônico geralmente cresce com o valor de n em um grupo e decrescem da 
esquerda para a direita de um período. 
 
 
iv) Carga nuclear efetiva (segundo as regras de Slater) 
A carga nuclear de um átomo é dada pelo número de prótons presentes no núcleo deste 
átomo e é chamado de número atômico Z. já a carga nuclear efetiva é sofrida por um 
elétron em um átomo polieletrônico, a carga nuclear efetiva não é igual a carga no núcleo 
devido ao efeito dos elétrons internos. 
Cada elétron de um átomo é protegido (blindado) do efeito de atração da carga nuclear 
pelos elétrons dos níveis mais internos, então, só uma parte da carga nuclear atua 
realmente sobre os elétrons que é a carga nuclear efetiva (Zef). Sendo sua forma a seguinte: 
Zef = Z-S (Zef= carga nuclear efetiva; z= carga nuclear (número atômico); S= constante de 
blindagem). 
Agora para ser determinar Zef segundo a regra de Slater, os elétrons são divididos em 
grupos e cada grupo corresponde a uma constante de blindagem diferente. 
(1s); (2s,2p); (3s,3p); (3d); (4s,4p); (4d); (4f); (5s,5p); etc. 
Seguindo a mesma lógica para qualquer elétron de um grupo, a constante de blindagem S é 
a soma das seguintes parcelas: 
Estarei citando dois exemplos do 
cálculo da carga nuclear efetiva; 
H (Z=1) 1s1 
Zef(1s)= 1-0= 1 
 
Be (Z=4) 1s2 2s2 
Zef (2s)= 4- [(1x0,35)+(2x0,85)]= 1,95 
 
(https://www.educabras.com/enem/materia/quimica/aulas/ligaçoes_metalica_propriedades_
dos_metais)v) Eletronegatividade de Mulliken; 
https://www.educabras.com/enem/materia/quimica/aulas/ligaçoes_metalica_propriedades_dos_metais
https://www.educabras.com/enem/materia/quimica/aulas/ligaçoes_metalica_propriedades_dos_metais
 
Segundo Mulliken pela energia de ionização (EI) e afinidade eletrônica (AE) dos átomos, 
poderíamos interpretar a eletronegatividade. 
𝐸𝑁 =
(𝐸𝐼 + 𝐴𝐸)
2
 
Por esse método pode-se determinar os valores de EM de diferentes estados de oxidação 
para o mesmo elemento. 
 
- Acerca das teorias de ligação: 
i) Ligações iônica, covalente e metálica, 
A ligações química são formadas por dois átomos, uma das ligações é a chamada ligação 
iônica a qual é formada pela perda de energia obtida pela transferência completa de um ou 
mais elétrons de um átomo. A ligação covalente forma moléculas discretas quando a 
diminuição de energia ocorre pelo compartilhamento de elétrons os unindo por uma ligação 
covalente. Outro tipo de ligação é a ligação metálica, onde os cátions em grande número 
são mantidos juntos por um mar de elétrons. 
- Ligação iônica: é a força de atração entre as espécies com cargas opostas (íons). Sendo 
os íons com carga positiva são os cátions, e íons com carga negativa de ânions. Para a 
determinação de em elemento com fonte de cátion ou ânion é necessário o uso da tabela 
periódica, sendo assim elementos mais à direita da tabela periódica tendem a ganhar 
elétrons e a esquerda perde elétrons doando um cátion. Para remover um elétron, e 
necessário uma grande quantidade de energia, a chamada energia de ionização. Os casos 
em que há absorção de energia ocorre a energia denominada endotérmica, vice-e-versa 
para que ocorra a liberação de energia sendo descrita como exotérmica. 
Ligações iônicas são muito comuns em compostos inorgânicos, mas é rara nos compostos 
orgânicos. 
- Ligações covalentes: uma ligação covalente é um par de elétrons compartilhado deixando 
o átomo com uma configuração eletrônica estável. Para a ligação covalente há duas 
abordagens teóricas a primeira delas é a teoria de valência, a qual é baseada na suposição 
dos níveis eletrônicos de energia de um átomo que [...] são usados quando um átomo forma 
ligações com um ou mais outros átomos, e que um par de elétrons ligados ocupa um orbital 
em cada um dos átomos simultaneamente. (Russel, 1924). Um segundo método é a teoria 
dos orbitais moleculares que assume os orbitais atômicos que são substituídos por um 
conjunto de níveis energéticos na molécula (os orbitais moleculares). Ambos os métodos 
são bastante uteis para a revelação da natureza da ligação covalente. 
- Ligação metálica: ocorre pela atração elétrica entre os cátions (íons positivos) e os 
elétrons livres. Por essa atração ser muito intensa isso garante o estado solido dos meteis 
em temperatura ambiente. 
 
ii) Regra do octeto e teoria de ligação de Lewis. 
A estrutura de Lewis surge no ano de 1916 quando G.N. Lewis propôs o compartilhamento 
de elétrons entre dois átomos de hidrogênio, tendo assim uma configuração eletrônica 
estável, de camada fechada, análoga à do hélio. 
A estrutura de Lewis é representada por pontos nos lugares dos elétrons (H:H). Hoje 
geralmente representado por um traço (HꟷH). Uma importante observação é que somente 
os elétrons na camada de valência de cada elemento são envolvidos em uma ligação 
covalente. 
 
A regra do octeto [...]na formação de compostos eles ganham, perdem ou compartilham 
elétrons para obter uma configuração eletrônica estável caracterizada por oito elétrons de 
valência. (CAREY,2011). Quando a regra do octeto é cumprida cada um dos elementos fica 
com uma configuração eletrônica igual à do gás nobre neônio. 
 
Figura 1: ligações covalentes C-C, 
etano (C2H6). 
(Carey p 43, 2011). 
 
 
 
4 - Dê a fórmula molecular e a representação estrutural (com clareza geométrica) dos 
seguintes sistemas moleculares. 
a) 2-Hidroxipropano 
 
 
b) 2-amino-2-hidroxietano 
 
c) 1,2-Dicloroetano 
 
d) 2-Metilpropano 
 
 
e) Metiletilamina 
 
f) 1,1-Dicloroetano 
 
g) Butano 
 
h) Butanol 
 
 
i) Cloro-ciclohexano 
 
j) Decano 
 
k) 2,3-Dimetilbutano 
 
l) 2,3-Dimetilpentanol 
 
 
m) T-butil ciclohexano 
 
 
 
5 - Defina o conceito de isomeria estrutural ou constitucional. Use o exemplo do cianeto de 
amônio e da ureia, historicamente importante pela contribuição de Wöhler e Berzelius e 
também os exemplos do nitro metano, do metil nitrito e do ácido carbâmico. 
 Partindo de um conceito de isomeria, a palavra ‘isômeros’ se refere a dois materiais que 
são claramente distintos e tem a mesma composição elementar. Esse conceito surge de 
uma experiência de Wholer e Berzelius, a partir daí surge a teoria estrutural, em que uma 
organização especifica de um átomo define de modo exclusivo uma substancia. No entanto 
compostos que tenham a mesma formula molecular são classificados como isômeros, e 
podem ser isômeros constitucionais. Os isômeros constitucionais ou isômeros estruturais 
são compostos que apesar de tem a mesma conectividade apresentam estruturas 
diferentes. 
 
Como podemos observar no 
exemplo de cianeto de 
amônia e a ureia, quando o 
cianeto de amônia é 
aquecido forma-se a ureia, 
uma importante observação 
é que os dois compostos 
dividem a mesma 
composição elementar, mas 
são claramente diferentes. 
Como vimos a organização 
 
especifica é quem define uma substancia. 
 
 
 
6 - Explique o conceito de ressonância e sua utilidade na descrição de sistemas 
moleculares tais como o seguinte ânion 
A ressonância usa das formulas de Lewis para poder ser compreendida, para ajudar a 
entender o porquê um nitrato, por exemplo, tem todas as suas ligações com o mesmo 
comprimento (ligação simples 1147pm, ligação dupla 121pm), sabendo que cada forma de 
ligação tem um comprimento, como pode-se analisar no nitrato tem uma ligação dupla. 
Portanto toda a ligação do nitrato tem o comprimento um pouco menor que uma ligação 
simples e maior que a ligação dupla (um meio termo entre ligação simples e ligação dupla) 
”De acordo com o conceito de ressonância, quando duas ou mais estrutura de Lewis 
diferentes apenas na distribuição de elétrons puderem ser escritas para uma molécula, 
nenhuma estrutura de Lewis sozinha será suficiente para descrever sua verdadeira 
distribuição de elétrons. A verdadeira estrutura é considerada um híbrido de ressonância 
das várias fórmulas de Lewis, chamadas de estruturas contribuintes, que podem ser 
escritas para a molécula. ” (CAREY 2012). No nitrato os elétrons podem ocupar posições 
diferentes que é chamado de elétrons deslocalizados, isso [...] significa que o par de 
elétrons compartilhado se distribui por diversos pares de átomos e não pode ser relacionado 
a apenas um par de átomo. (ATKINS & JONES) 
 
a) nitrato: 
 
 
b) bicarbonato; 
 
 
 
c) carbonato; 
 
d) borato. 
 
 
7 - Descreva o modelo de repulsão dos pares eletrônicos de valência (RPEV ou VSEPR) e 
como este pode ser usado para previsão de geometrias estruturais associadas ao modelo 
de ligação de Lewis. Não se esqueça de oferecer informações acerca de ângulos de ligação 
para sistemas moleculares usados como exemplo, tais como: 
O modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR), em uma 
citação de Francis Carey ele diz que um par de elétrons, seja ligado ou não compartilhado, 
associado a determinado átomo, ficará o mais distante possível dos outros pares de 
elétrons do átomo. Assim, uma geometria tetraédrica permite que as quatro ligações do 
metano sejam separadas ao máximo e se caracterizem pelos ângulos HOCOH de 109,5°, 
um valor denominado ângulo tetraédrico. Já Atikins, Jones nos da a informação que a teoria 
VSEPR amplia a teoria de ligação química de lewis para explicar as formas das moléculas, 
adicionando regras que explicam os ângulos de ligações. Se baseando em uma ideia deque 
 
os elétrons se repelem, os´pares de elétrons de ligação tendem a se afastar o máximo 
possível. 
 
CH4; 
 
NH3; 
 
NH4+; 
 
H2O; 
 
 
BF3; 
 
NaBH4; 
 
H2CO3; 
 
HCN; 
 
H2C2; 
 
 
CO32-; 
 
N3-; 
 
CO2 
 
8 - Apresente o conceito de polaridade dos sistemas moleculares, esclarecendo o 
significado da propriedade determinante denominada momento de dipolo �, oferecendo 
exemplos de sistemas moleculares polares e apolares de acordo com a geometria 
molecular de cada sistema. 
Os elétrons de ligações covalentes não são necessariamente compartilhados igualmente 
pelos dois átomos conectados por eles. Se um átomo tiver uma tendência maior que o outro 
de atrair elétrons para si mesmo, a distribuição de elétrons fica polarizada e a ligação é 
descrita como covalente polar. A tendência de um átomo de atrair os elétrons para si 
mesmo em uma ligação covalente define sua eletronegatividade. Um elemento 
eletronegativo atrai elétrons um eletropositivo doa elétrons. (CAREY P. 45, 2011). Em geral 
quanto maior for o diferencial de eletronegatividade de dois átomos, mais polarizada será a 
ligação entre eles 
Um momento dipolo existe sempre que as cargas opostas são separadas uma da outra. 
Momento dipolar é o produto da magnitude da carga e multiplicada pela 
Distância “d” entre os centros de carga. 
 
 
9 - Comente sucintamente acerca do princípio fundamental da Teoria de Ligação de 
Valência e aprofunde a definição do modelo de hibridização de orbitais atômicos para 
formação de orbitais híbridos, principalmente do tipo sp, sp2 e sp3. Use exemplos tais como 
o etino (HCCH), eteno (H2CCH2) e etano (H3CCH3). 
O modelo de ligação de valência também chamado de hibridização de orbitais surge do 
modelo de ligação dos pares de elétrons compartilhados proposto por Lewis em 1916, 
sendo explicada com base nas interações das ondas de elétrons, isso gerou duas teorias de 
ligações químicas uma delas é o modelo de ligação de valência e a outra modelo de orbital 
molecular. 
 
 
 
10 - Apresente o fundamento da Teoria do Orbital Molecular (TOM) a partir da combinação 
linear de orbitais atômicos (CLOA) para formação de orbitais ligantes e antiligantes a partir 
do exemplo do hidrogênio molecular (H2). Mostre também 
A teoria do orbital molecular constitui uma alternativa para ter uma visão da ligação. De 
acordo com isso os elétrons de valência têm uma maior influência na estabilidade da 
molécula. Portanto a teoria do orbital molecular considera que os orbitais atômicos os AOs 
da camada de valência deixam de existir quando uma molécula se forma, substituindo-se 
por um novo conjunto de níveis energéticos, estes novos níveis são os chamados orbitais 
moleculares. O cálculo das propriedades dos orbitais moleculares é feito comumente 
assumindo que os AOs se combinam para formar MOs. As funções de onda dos orbitais 
atômicos são combinados matematicamente para produzir as funções de onda dos MOs 
resultantes. O processo é remanescente da mistura de orbitais atômicos puros para formar 
orbitais híbridos, exceto que, na formação de orbitais MO, orbitais atômicos de mais de um 
átomo são combinados ou misturados. No entanto, como no caso da hibridização, o número 
de orbitaisnovos formados é igual ao número de orbitais atômicos originários da 
combinação. (RUSSEL, 1924). 
 
 
 
Vemos à esquerda a sobreposição dos AOs 1s e, à direita, os MOs resultantes. O MO 
formado pela subtração de funções de onda AO é representado por σs * (leia: "sigma 
asterisco"), enquanto o formado pela adição é representado por as. O contraste entre esses 
dois MOs é gritante. Há obviamente um aumento da densidade eletrônica de carga entre os 
núcleos no orbital as, mas um decréscimo na mesma região no orbital σs *. Por essa razão, 
o orbital, as é chamado orbital ligante, e o σs *, de orbital antiligante. 
 
 
Referencias: 
Atkins, Peter. 
Princípios de química [recurso eletrônico] : questionando a vida moderna e meio ambiente 
Peter Atkins, Loretta Jones; tradução técnica : Ricardo Bicca de Alencastro. – 5. ed. – 
Dados eletrônicos. – Porto Alegre: Bookman, 2012 
 
Carey, Francis A. 
Química orgânica [recurso eletrônico] : volume 1 / Francis A. Carey ; tradução: Kátia A. 
Roque, Jane de Moura Menezes, Telma Regina Matheus ; revisão técnica: Gil Valdo José 
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