LIGAÇÕES QUÍMICAS 2

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● Região do espaço onde há maior probabilidade de 
se encontrar elétrons 
● Não representam a posição exata do elétron no 
espaço, que não pode ser determinada devido a sua 
natureza ondulatória; apenas delimitam uma região 
do espaço na qual a probabilidade de encontrar o 
elétron é elevada 
● Na formação de pares eletrônicos, ocorre a fusão 
dos orbitais atômicos, originando o orbital molecular 
● Carbono tetraédrico (Le Bel e Van´t Hoff, 1874): “O 
átomo de Carbono ocupa o centro de um tetraedro 
regular imaginágio e dirige suas valências para os 
quatro vértices do tetraedro.” 
● Tem simetria esférica ao redor do núcleo 
independentemente do nível ao qual pertencem. Ou 
seja, não faz diferença se o orbital é 1s, 2s, 3s, 4s, 5s, 
6s ou 7s, todos são esféricos. 
● São mostradas duas alternativas de representar a 
nuvem eletrônica de um orbital s: 
 
►A probabilidade de encontrar o elétron 
(representada pela densidade de pontos) diminui à 
medida que nos afastamos do núcleo. 
 
 
►Representa o volume esférico no qual o elétron 
passa a maior parte do tempo 
● A forma geométrica dos orbitais p é a de duas 
esferas achatadas até o ponto de contato (o núcleo 
atômico) e orientadas segundo os eixos de 
coordenadas 
● Cada orbital possui uma região chamada plano 
nodal, que é definido como um plano que divido o 
orbital ao meio, no qual a probabilidade do elétron 
ser encontrado é nula. O núcleo do átomo está nesse 
plano 
 
 
● Há 3 orientações possíveis para um orbital p, nos 
eixos x, y e z. Sendo assim, podemos dizer que os 
orbitais tipo p podem ser pX, pY e pZ, conforme sua 
orientação nos eixos 
 
● Em resumo, o orbital p é formado por duas regiões 
interceptadas por um plano chamado de plano nodal 
● Os orbitais d tem uma forma mais diversificada: 4 
deles têm forma de 4 lóbulos de sinais alternados (2 
planos nodais, em diferentes orientações espaciais), e 
o último é um duplo lóbulo rodeado por um anel (um 
duplo cone nodal ) 
● A representação gráfica dos orbitais tipo d sugere 
uma região espacial bem diferente (e mais complexa) 
do que as regiões dos orbitais s e p. As subcamadas d 
são formadas por cinco orbitais, representados por 
dxy , dyz , dxz , dx
2 - y
2 e dz
2 
 
● Possuem formas variadas. Seu estudo é importante 
só para elementos do bloco f (transição interna da 
tabela periódica). Cada orbital f apresenta 3 planos 
nodais. Na figura abaixo mostramos seus desenhos: 
 
● Resultam da sobreposição dos orbitais atômicos dos 
átomos que participam da ligação 
● Os átomos compartilham o par eletrônico existente 
na ligação 
● Podem ser do tipo sigma ou PI 

● Pode ser dada como a ligação entre dois orbitais s, 
ou entre um orbital s e um p, ou ainda entre dois 
orbitais p, onde em todos esses casos os orbitais se 
interpenetram frontalmente. 
● Normalmente, os de dois átomos de hidrogênio, por 
exemplo, que são orbitais s, se ligam. A ligação a ser 
formada é um sigma, porque os dos orbitais se 
interpenetram frontalmente. Observa-se uma simetria 
cilíndrica sobre o eixo que une o centro dos dois 
átomos. 
● Ex: A ligação covalente no H2 – Interpenetração 
frontal dos orbitais 
 
● Uma ligação simples (A-B) é sempre sigma. 
● Uma ligação dupla (A=B) é sempre uma ligação  e 
outra ligação . 
 ● Uma ligação tripla (AB) é sempre uma ligação  e 
duas ligações  
 
● Explicação detalhada: 
1) 2 átomos de H separados: Cada átomo de H 
apresenta 1 elétron no orbital do subnível 1s. 
Este elétron encontra-se atraído pelo único 
próton existente no núcleo do átomo de H 
 
2) Início da formação do H2: Os átomos se 
aproximam acontecendo a sobreposição dos 
orbitais 1s. Cada elétron começa a sentir a 
força atrativa de ambos prótons dos núcleos 
 
3) Ligação sigma s-s completa  formação do 
orbital molecular: na molécula de H2 os dois orbitais 
atômicos dão origem a um orbital molecular que 
engloba os dois elétrons existentes na ligação 
covalente 
 
 
 
● Uma ligação simples (A-B) é sempre sigma. 
● Uma ligação dupla (A=B) é sempre uma ligação  e 
outra ligação . 
 ● Uma ligação tripla (AB) é sempre uma ligação  e 
duas ligações  
 

 
● Ocorre quando os orbitais atômicos se interpenetram 
em eixos paralelos. São as ligações duplas ou triplas. O 
orbital p é o único que apresenta condições para 
efetuar a ligação pi. A ligação pi é mais fraca que a 
ligação sigma 
 
 
● Após a interpenetração, os orbitais se deformam, 
originando os orbitais moleculares pi. A ligação pi é 
sempre formada pela interpenetração de orbitais 
incompletos do tipo p, contidos em eixos paralelos. 
● Sua representação será sempre πp-p 
 
 
 
 
Ex: eteno  H2C CH2 
 
 
 
Ex: etino  HC CH 
 
 
 
 
H C C H
● É o processo de formação de novos orbitais 
eletrônicos híbridos 
● Os orbitais dos subníveis atômicos s e p se 
misturam, dando origem a orbitais híbridos sp, sp² e 
sp³ 
● Com os orbitais do subnível d, originam orbitais 
híbridos sp³d, sp³d2 
● Na hibridação há a mistura de orbitais atômicos 
com energias semelhantes, dando origem a novos 
com energia com valor intermediário com relação aos 
valores dos orbitais atômicos originais 
● A teoria da hibridação justifica o 
desemparelhamento de elétrons e atende 
adequadamente as evidências da geometria 
molecular 
● Formas de hibridação: 
►Hibridação sp³ : Fórmula XY4 (X=14 ou 4A) 
►Hibridação sp² : Fórmula XY3 (X= 13 ou 3A) 
►Hibridação sp: Fórmula XY ( X= Be) 
►Hibridação sp³d : Fósforo (5e na CV) 
►Hibridação sp³d2 : Enxofre (6e na CV) 
OBS: O Carbono pode apresentar 3 tipos de 
hibridação: sp³ , sp² , sp 
● O carbono no estado fundamental 
 : 1s2 2s2 2p2. 
Esta é a configuração eletrônica do carbono: 
 
 ● 
 
 ● Orbitais Híbridos sp3: 
 
 ● Nas ligações com outros átomos, formam-se quatro 
ligações “sigma” 
 
 
 
● Nas ligações com outros átomos, formam-se três 
ligações “sigma” e uma “pi” 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Orbital
http://pt.wikipedia.org/wiki/Orbital
http://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Subn%C3%ADveis_at%C3%B4micos&action=edit&redlink=1
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