1. O documento descreve a evolução do modelo atômico, desde o modelo de Bohr até a mecânica quântica, incluindo a dualidade onda-partícula dos elétrons e a equação de Schrödinger. 2. A teoria da ligação de valência é introduzida para explicar como ocorrem as ligações químicas por sobreposição de orbitais atômicos. 3. São descritos os diferentes tipos de hibridização do carbono que determinam suas geometrias moleculares.

1. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 1
Estrutura atômica
Em 1913, o pesquisador Niels Bohr publicou um polêmico modelo de átomo de
hidrogênio. A princípio, seu modelo fazia uma analogia do sistema solar com o sistema
atômico. Assim todas as equações da mecânica clássica, conhecidas para o sistema
solar, poderiam ser aplicadas ao sistema atômico, ajustando-se apenas a natureza da
força de atração envolvida.
Este sistema é considerado Newtoniano, no entanto um problema grave surge quando
esta analogia é feita nos seus detalhes.
Um planeta gira em torno do sol em órbita estacionária, não há absorção ou emissão de
energia;
A mecânica clássica também consegue equacionar precisamente os sistemas
eletrostáticos macroscópicos. Nessa mecânica, jamais um elétron poderá permanecer
em órbita estacionária, em torno do núcleo, sem estar submetido a um processo de
aceleração;
Um elétron que gira em torno do núcleo sem absorver energia, irá obrigatoriamente
emitir um arco-íris de cores, até finalmente colapsar com o núcleo.
Bohr então apresentou alguns argumentos não-clássicos que não entraria em
contradição com a mecânica clássica.
NÍVEIS ESPECTRO
N
M 6
L 5
ENERGIA K
CRESCENTE é 4
núcleo
é 3
nível 1 (n = 1) = K é
nível 2 (n = 2) = L é 2
nível 3 (n = 3) = M 1
nível 4 (n = 4) = N ENERGIA
CRESCENTE
• Os elétrons descrevem órbitas circulares (níveis de energia) ao redor do núcleo;
• Cada uma dessas órbitas tem energia constante (órbita estacionária). Os elétrons que estão
situados em órbitas mais afastadas do núcleo apresentarão maior quantidade de energia;
• Quando um elétron absorve certa quantidade de energia, ele passa para uma órbita mais
energética. Quando ele retorna à sua órbita original, libera a mesma quantidade de energia
na forma de onda eletromagnética (luz).

2. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 2
Elétron como partícula-onda: Embora o trabalho de Bohr tenha sido aceito pela
comunidade científica, continha alguns argumentos não-clássicos, portanto era inegável
que estava faltando um capítulo na ciência que pudesse explicar estes argumentos;
Em 1924, Louis de Broglie, em sua tese de Doutorado, fez uma proposta revolucionária
baseada nos trabalhos de Max Plank, Arthur Compton e Albert Einstein (mecânica
quântica). Para descrever o elétron, Louis de Broglie considerou que tanto onda como
matéria são energias e, portanto podem ser igualadas. A partir de sua hipótese, o elétron
tem comportamento corpuscular (matéria) e ondulatório e passa a ser conhecido como
partícula-onda. Surge então, O Princípio da dualidade do elétron.
Em 1927, Davissom e Germer, funcionários da companhia Bell de telefones,
observaram que o espalhamento dos elétrons bombardeados em cristal de níquel não era
aleatório, mas sim, com periodicidade, que foi medida como reflexões dos elétrons nos
planos do cristal. Nesta mesma época, Thomson fez a mesma observação mediante um
experimento de emissão de elétrons através de finos filmes metálicos. Como a difração
é um fenômeno ondulatório, estava, portanto comprovado, experimentalmente, o caráter
dualístico dos elétrons.
Em 1927, com visão dualística para o elétron (mecânica quântica), Werner Heisenberg
apresentou uma restrição matemática quanto às características do elétron. O seu
trabalho estabeleceu que não fosse possível determinar com precisão, em um dado
momento, a posição e o momento do elétron. Logo não é possível conhecer,
simultaneamente, a posição e a energia do elétron. Esta restrição ficou conhecida como
Princípio da incerteza de Heisenberg.
Equação de Schrödinger: Em 1926 e 1927, Erwin Schrödinger publicou seis trabalhos
científicos que estabeleceram uma equação que possibilitou relacionar a energia do
sistema eletrônico com suas propriedades ondulatórias, para qualquer elétron, de
qualquer átomo, de todos os elementos químicos.
psi = função de onda, trata-se de um sistema dualístico
h2
Energia total do sistema = EΨ = x (v2Ψ) + vΨ Energia potencial
8π2m
Energia cinética
2 δ2 δ2 δ2
onde, v = + + x, y e z são coordenadas de espaço.
δx 2
δy 2
δz 2
m e h são a massa do elétron e a constante de Plank, respectivamente.
A solução da equação de Shrödinger impõe três restrições que são conhecidos como
números quânticos: número quântico principal (n) especifica o nível de energia do
elétron como também o volume da região do espaço onde o elétron se encontra; número
quântico secundário (l) determina a forma da região do espaço onde o elétron será
encontrado; número quântico magnético (ml), este no não especifica energia, mas sim a
orientação espacial da região no espaço onde o elétron poderá ser encontrado (orbital).

3. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 3
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml)
Fornece o número de possibilidades de orientações espaciais
L= 2l + 1
l é o número quântico secundário (subnível)
n (nível) l (subnível) 2l + 1 ml
1 0 (s) 1 0
2 0 (s) 1 0
1 (p) 3 -1, 0, +1
3 0 (s) 1 0
1 (p) 3 -1, 0, +1
2 (d) 5 -2, -1, 0, +1, +2

4. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 4
Com a evolução dos equipamentos utilizados na análise espectroscópica, foi observado
que as linhas espectrais, tanto do hidrogênio como também dos metais alcalinos,
apresentavam desdobramentos quando submetidos a campo magnético. Em 1927,
George Uhlenbeck e Samuel Goudsmit sugeriram que além dos três números quânticos
impostos pela equação de Schörodinger, os elétrons deveriam também apresentar um
momento magnético intrínseco independente do momento angular orbital (ml). Este
novo momento angular ficou conhecido como spin ou número quântico spin (s).
S
N
N
S
Recentemente, Pesquisadores da IBM em 1993, mostraram que a descrição dos elétrons
como ondas não é uma mera construção matemática e pode ser visualizada. Usando um
instrumento chamado microscópio de tunelamento com varredura, que permite a
obtenção de figuras em nível atômico, eles geraram esta visão aumentada, com auxílio
de computadores, de um círculo de átomos de ferro depositados em uma superfície de
cobre. A imagem que eles chamaram de curral quântico revela o movimento dos
elétrons em ondas.
Gráfico e diagrama do orbital atômico 1s

5. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 5
Gráfico e diagrama do orbital atômico 2s
Gráfico e diagrama do orbital atômico 2p
O PRINCÍPIO DA CONSTRUÇÃO: DISTRIBUI OS ELÉTRONS NOS ORBITAIS

6. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 6
Os orbitais de energia mais baixa são preenchidos antes dos orbitais de energia mais
alta;
Princípio da exclusão de Pauli – Cada orbital só pode acomodar dois elétrons de spins
contrários;
Regra de Hund – Cada um dos orbitais degenerados, como os orbitais p, recebe um
elétron de mesmo spin. Posteriormente, mas três elétrons de spins opostos são
acrescentados ao conjunto.

7. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 7
A partir da mecânica quântica, duas grandes teorias foram desenvolvidas para explicar
como ocorrem as ligações químicas. A primeira, teoria de ligação de valência (TLV)
começou a ser desenvolvida por Linus Pauling na década de 20, do século XX. Apesar
de fundamentalmente limitada em alguns de seus conceitos, é extensivamente usada,
pois além de simples, consegue explicar de forma precisa a geometria molecular.
A TLV prevê a existência de dois tipos de sobreposição de orbitais. O primeiro, quando
o orbital molecular formado apresenta densidade eletrônica exatamente no eixo da
ligação química (direção internuclear). Esta ligação é chamada de ligação sigma (σ).
A segunda situação é quando a sobreposição dos orbitais ocorre no plano da ligação,
sendo chamada de ligação pi (π). Neste caso a densidade eletrônica no eixo da ligação é
zero.

8. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 8
Orbitais híbridos: é formado a partir da mistura de orbitais atômicos incompletos
do mesmo átomo, que sofrem um rearranjo estrutural, originando um número igual de
novos orbitais degenerados.
CARBONO TETRAÉDRICO – O ORBITAL HÍBRIDO SP3
configuração do carbono configuração do carbono
no seu estado mais estável no seu estado excitado
2p2 2p2
4 orbitais híbridos sp3
2s2 2s2
O orbital 2s e os três orbitais 2p
se combinam para formar quatro
orbitais híbridos sp3 de energias iguais

9. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 9
AMÔNIA E ÁGUA (NH3 e H2O)
CARBONO TRIGONAL PLANO -O ORBITAL HÍBRIDO SP2
configuração do carbono configuração do carbono
no seu estado mais estável no seu estado excitado
2p2 2p2
3 orbitais híbridos sp2
2s2 2s2
O orbital 2s e os dois orbitais 2p
se combinam para formar três
orbitais híbridos sp2 de energias iguais

10. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 10
B O R A N O (BH 3 )

11. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 11
CARBONO COM GEOMETRIA LINEAR - O ORBITAL HÍBRIDO SP
configuração do carbono configuração do carbono
no seu estado mais estável no seu estado excitado
2p2 2p2
2 orbitais híbridos sp
2s2 2s2
O orbital 2s e o orbital 2p
se combinam para formar dois
orbitais híbridos sp de energias iguais

12. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 12
HIDRETO DE BERÍLIO (BEH2)
O CÁTION, RADICAL E O ÂNION METIL (A)

13. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 13
GEOMETRIA MOLECULAR
Geometria Valência do átomo central Hibridação Exemplos
linear duas ligações covalentes sp BeF4, CdBr2, HgCl2
angular duas ligações e dois pares eletrônicos sp3 H2O, H2S
trigonal plana três ligações covalentes sp2 BF3, B(CH3)3, GaI3
3
piramidal trigonal três ligações e um par eletrônico sp NH3, PCl3
tetraédrica quatro ligações covalentes sp3 CH4, SiF4, TiCl4
- -
quadrado quatro ligações e dois pares eletrônicos sp2d NiCl4 , PtCl4
gangorra quatro ligações e um par eletrônico sp2d SF4
3
bipirâmide trigonal cinco ligações covalentes sp d PCl5, MoCl5, TaCl5
- -2
octaédrica seis ligações covalentes sp3d2 SF6, SbF6 , SiF6

14. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 14
Os conceitos da teoria do orbital molecular (TOM) ou combinação linear de orbitais
atômicos (LCAO) foram introduzidos por Robert Mulliken nos anos 30 do século XX.
Naquela época, a TOM não recebeu a mesma atenção dedicada a TLV. Entretanto, com
a sofisticação e qualidade dos equipamentos espectroscópicos e o surgimento dos
computadores, aliados a exigência no tratamento de dados experimentais, a teoria do
orbital molecular tomou espaço e atualmente é uma unanimidade no meio científico.

15. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 15
MOLÉCULA DE H2
SOBREPOSIÇÃO DE ORBITAIS
A MOLÉCULA DE HIDROGÊNIO: LIGAÇÃO COVALENTE SIGMA

16. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 16
SOBREPOSIÇÃO DE ORBITAIS S E P: LIGAÇÃO SIGMA
SOBREPOSIÇÃO DE ORBITAIS P E P: LIGAÇÃO SIGMA
LIGAÇÃO COVALENTE PI

17. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 17

18. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 18
ENERGIA DOS ORBITAIS MOLECULARES
Maior energia Sigma antiligante
Pi antiligante
ENERGIA Não-ligante
Pi igante
Menor energia Sigma ligante
ORDEM DE LIGAÇÃO
Elétrons ligantes - Elétrons antiligantes
2

19. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 19
A ordem de ligação na molécula de H2 é (2-0)/2 = 1. Já na molécula hipotética de He2 a
ordem de ligação é (2-2)/2 = 0. O valor da ordem de ligação indica o número de
ligações feitas entre dois átomos.
O HIDROGÊNIO É UMA MOLÉCULA DIATÔMICA, JÁ O HÉLIO É MONOATÔMICO.
ROTAÇÃO DE LIGAÇÕES SIGMA
RIGIDEZ DAS LIGAÇÕES PI

20. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 20
Isomeria Cis e Trans
Latim - trans = através de; cis = próximo a
A polaridade de uma ligação individual é determinada pelo seu momento dipolo (μ).
μ=δxd
Onde, δ = quantidade de carga nos extremos do dipolo e d = distância entre as cargas.

21. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 21
O momento dipolo é expresso em unidades de debye (D), onde 1 D = 3,34 x 10-30
coulomb . metros. Se um próton e um elétron (carga = 1,60 x 10-19 coulomb) estiverem
separados por 1 Ao (10-10 m) o momento dipolo será:
Expresso em debye (D):
MOMENTO DIPOLO DE ALGUMAS LIGAÇÕES COVALENTES COMUNS
O momento dipolo molecular é um bom indicador da polaridade total da molécula.
Esse momento dipolo pode ser obtido diretamente, ao contrário do momento dipolo das
ligações que deve ser estimado através da comparação de vários compostos. O valor do
momento dipolo molecular é igual ao vetor soma dos momentos dipolos das ligações
individuais. Este vetor soma reflete tanto a magnitude, quanto a direção de cada
momento dipolo de ligação individual.

22. Química Orgânica – Professor Sandro Greco 22