1. QUÍMICA ORGÂNICA
LIGAÇÕES QUÍMICAS
GEOMETRIA MOLECULAR
HIBRIDIZAÇÃO
1

2. Geometria molecular
• O arranjo tri-dimensional dos átomos em
uma molécula → geometria molecular
• A teoria da repulsão dos pares de elétrons
(ligantes e não-ligantes) procura explicar o
arranjo dos átomos numa molécula.
2

3. Teoria da repulsão dos elétrons
• Electrons são cargas carregadas negativamente,
portanto se repelem mutuamente.
• Os elétrons ocuparão posições tais que minimizem os
efeitos de suas repulsões (ocupando regiões o mais
afastado possível uns dos outros).
• Num átomo os elétrons ocupam determinados
espaços chamados orbitais (máximo 2e num orbital).
• Tipos de orbitais mais comuns: orbitais s ; p ;
3

4. REVENDO O ORBITAL s
FORMA DOS ORBITAIS
z
y
x
orbital s
4

5. REVENDO OS 3 ORBITAIS p
FORMAS DOS ORBITAIS
z
y
x
pz orbital px orbital py orbital
5

6. Exemplo da geometria de uma molécula
com mais de um átomo central
• Observa-se que um dos carbonos da molécula é
tetraédrico e o outro é trigonal plano (explicação
fica para após o conceito de hibridação).
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7. Momento dipolar
• A molécula de HF tem uma ligação polar –
uma separação de cargas devido a diferença
de eletronegatividade existente entre o F e o
H.
• A forma da molécula e a grandeza do dipolo
explicam a polaridade total da molécula.
δ+
H-Fδ−
7

8. Momento dipolar e geometria
• Moléculas diatômicas homonucleares → não
apresentam momento dipolar (O2, F2, Cl2, etc)
• Moléculas triatômicas ou maiores ( dependem
do efeito resultante de todas ligações polares
existentes na molécula).
• Em moléculas como CCl4 (tetraédricas) BF3
(trigonal planar) todos vetores das ligações
polares individuais se cancelam ⇒ resultando
em nenhum momento dipolar(zero).
8

9. O momento dipolar depende da
geometria da molécula
9

10. Mais exemplos polaridade e geometria
10

11. Ligações covalentes
• Resultam da sobreposição dos orbitais
atômicos dos átomos que participam da
ligação.
• Os átomos compartilham o par eletrônico
existente na ligação.
• A ligação covalente pode ser polar ou
apolar.
• Podem ser do tipo sigma ou pi.
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12. A molécula de H2
• Observa-se uma ligação covalente simples
resultante da sobreposição de um orbital 1s
de cada um dos átomos de hidrogênio.
• Observa-se que a ligação tem uma simetria
cilíndrica sobre o eixo que une o centro dos dois
átomos. Isto é conhecido como ligação σ.
• A ligação no H2 (H-H”) pode ser resumida em:
1s (H) – 1s(H”)  ligação σ
12

13. A ligação covalente no H2
• Interpenetração de orbitais (ligação sigma s-s)
H H
Região da sobreposição
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14. A ligação no H2
• SIMETRIA CILÍNDRICA DA LIGAÇÃO SIGMA
H H
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15. 2 átomos de H separados
2 átomos de H separados
Cada átomo de H apresenta 1 eletron no orbital do subnível
1s. Este elétron encontra-se atraído pelo único próton
existente no núcleo do átomo de H.
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16. Início da formação do H2
Início da formação do H2
Os átomos de H se aproximam acontecendo a sobreposição
dos orbitais 1s. Cada elétron começa a sentir a força
atrativa de ambos prótons dos núcleos.
16

17. Ligação sigma s-s quase completa no H2
Ligação sigma s-s quase completa no H2
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18. Molécula de H2 com seu orbital molecular
Molécula de H2 com seu orbital molecular
Na molécula de H2 os dois orbitais atômicos 1 s dão origem
a um orbital molecular que engloba os dois elétrons
existentes na ligação covalente.
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19. A molécula de Cl2
• Observa-se uma ligação simples originada
da união de dois orbitais 3p, cada um
pertencente a um dos átomos de cloro.
Cl Cl
Resumo 3pz (Cl ) – 3pz (Cl”)ligação sigma
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20. A ligação σ p-p
• Simetria cilíndrica
Cl Cl
20

21. Uma Molécula Linear
A molécula de BeH2
Região da ligação
H Be H
21

22. 22

23. GEOMETRIA DAS MOLÉCULAS
• Muitas propriedades (ex:reatividade) das
moléculas estão relacionados com sua forma.
• A forma é dependente do ângulo das ligações
e do comprimento das ligações.
• Utiliza-se o conceito de hibridização dos
átomos numa molécula para explicar a forma
dessa molécula.
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24. Hibridização de orbitais atômicos
• É a mistura de orbitais pertencentes a um mesmo
átomo, originando novos orbitais iguais entre si,
mas diferentes dos orbitais originais.
• A diferença destes novos orbitais atômicos,
denominados orbitais híbridos, acontece tanto na
geometria(forma) como no conteúdo energético.
• O número dos orbitais híbridos obtidos será o
mesmo dos orbitais existentes antes de serem
misturados.
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25. ORBITAIS ANTES DA
HIBRIDAÇÃO
x
hibridização
s orbital px orbital
z
y
25
pz orbital py orbital

26. ORBITAIS APÓS
HIBRIDAÇÃO (sp3)
z
x
4 x sp3
orbitais híbridos
26

27. Hibridização sp3
• É a mistura de 3 orbitais p “puros” com um
orbital s “puro”, formando 4 novos orbitais
“híbridos” denominados sp3.
• A geometria dos 4 orbitais sp3 é tetraédrica (os 4
orbitais partem do centro do tetraédro e dirigem-
se, cada um, para um dos vértices do tetraédro).
• O ângulo entre os orbitais sp3 será de aprox.109°
• Acontece no C que se liga através de 4 ligações
simples ( o C é tetravalente).
27

28. A formação dos híbridos sp3
28

29. Exemplo de hibridação sp3 CH4
• No CH4, os 4 orbitais híbridos sp3 do C se
ligam com os orbitais s de 4 átomos de H,
formando 4 ligações sigma C-H
[sp3 (C) – 1s (H) ] x 4 ligação σ
29

30. .
. C .
.
O carbono possui 4 elétrons de valência  2s22p2
O carbono é tetravalente.
O carbono pode formar ligações simples, duplas e
triplas.
O carbono pode apresentar orbitais híbridos do tipo
sp, sp2 e sp3
30

31. 2p
hibridação sp3
31
2s

32. H
H
H
H
32

33. Fórmula molecular do metano: CH4
H
Fórmula estrutural do metano: H C H
H
Lembrando, 4 ligações simples  sp3 ( 4 orbitais híbridos).
Hidrogênio possui  1s orbital não hibridizado.
33

34. Metano
34

35. FORMA DAS MOLÉCULAS
sp3 - tetraédrica
H
C N
H O
H H
H H
H H H
sp3 sp3 sp3 35

36. FORMA DAS MOLÉCULAS
esta ligação está se
H afastando de você
C
H
H
H
esta ligação está indo em sua direção
36

37. MOLÉCULA DO CH4
37

38. 38

39. A molécula de CH4
39

40. Hibridização sp2
• É a mistura de um orbital s com dois orbitais p
(pertencentes a um mesmo átomo), resultando em
3 novos orbitais denominados híbridos sp2.
• Os três orbitais híbridos sp2 situam-se num mesmo
plano formando ângulos de 120° entre si
(geometria plana triangular).
• Acontece com C que possua uma dupla ligação.
• Num C do tipo sp2 existirá um orbital p “puro” que
será responsável pela ligação covalente do tipo pi.
40

41. HIBRIDIZAÇÃO DO CARBONO sp2
H H
Etileno
C C
H H
Cada carbono é hibrido sp2 . O hidrogênio é 1s.
Uma ligação da dupla é sp2 - sp2. A outra é p - p.
2p 2p
hibridação
41
2s sp 2

42. C C
Observe que a dupla ligação consiste numa ligação
do tipo σ e outra do tipo π.
42

43. H H
C C
H H
H H
C C
H H
43

44. Exemplo de hibridação sp2 H2C=CH2
• Molécula de eteno (etileno).
• Os dois átomos de C encontram-se ligados
por uma dupla ligação Uma ligação sigma
sp2-sp2 e uma ligação pi).
• Cada átomo de C encontra-se ligado a dois
átomos de H (duas ligações sigma s-sp2).
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45. A Molécula de C2H4
45

46. Os ângulos de ligações no C2H4
• Como os átomos centrais são dois carbonos
de hibridação sp2 o ângulo entre as ligações
sigma será de ≈ 120°. observe que a
ligação π é perpendicular ao plano que
contém a molécula.
• C com uma dupla ligação  hibridação sp2
Numa dupla ligação → uma ligação σ e uma ligação π
46

47. HIBRIDIZAÇÃO sp2
sp2 - trigonal planar
π ligação 120°
H H H H H H
C C C C C C
H H H H H H
eteno σ ligação
(etileno)
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48. FORMA DA MOLÉCULA
sp2 - trigonal planar
C C π ligação
σ ligação H H
C C
orbital p vazio
H H
48

49. 49

50. 50

51. OUTRAS MOLÉCULAS PLANAS
TRIGONAIS
hibridação sp2 geometria trigonal planar
H
H
C O H H
H
H H
H H
C N
H H neste exemplo, cada
carbono é sp2
51

52. Hibridação sp
• É a mistura de um orbital s com 1 orbital p,
produzindo dois novos orbitais denominados
híbridos sp.
• Os orbitais híbridos sp formam um ângulo de 180°
entre si.
• A geometria molecular será linear.
• Surge em C com duas duplas ou C com uma tripla
ligação.
• Numa tripla ligação ter-se-á uma ligação sigma e
duas pi. 52

53. Etino (Acetileno)
53

54. Exemplo de hibridação sp C2H2
• Etino (acetileno)
• Em torno dos átomos de C existem dois orbitais híbridos sp
e dois orbitais p “puros”.
• Os dois orbitais híbridos se ligarão através de ligações
sigma s-sp (H-C) e sigma sp-sp(C-C).
• Os dois orbitais p de cada carbono se ligarão produzindo
duas ligações pi entre os carbonos (resultando numa tripla
ligação entre os dois carbonos).
• Liga tripla → uma ligação σ e duas ligações π
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55. Fórmula estrutural do acetileno
H C C H
Cada átomo de carbono é um híbrido sp.
Os hidrogênios possuem orbitais 1s, não hibridizados.
2p 2p
hibridação
sp
2s
Observe que a tripla ligação consiste de uma σ e 2π .
As duas ligações π provem dos orbitais p, não hibridizados.
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56. H C C H
H C C H
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57. A Molécula de C2H2
57

58. Tipos de ligações no C2H2
• No acetileno existem 3 tipos de ligações:
ligações sigma s-sp; ligação sigma sp-sp;
ligações pi
[sp (C 1 ) – 1s (H) ] x 2 tipo σ
[sp (C 1 ) – sp (C 2 ) ] tipo σ
[2py (C 1 ) – 2py (C 2 ) ] tipo π
[2pz (C 1 ) – 2pz (C 2 ) ] tipo π
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59. ISTO É TUDO, PESSOAL !!
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