Aula 6 - Arranjo eletrônico versus Geometria Molecular_TLV e TOM-1

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Universidade São Francisco
Engenharia Química
Arranjo Eletrônico versus Geometria 
Molecular
Teoria da Ligação de Valência (TLV)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Prof. Roberta Bianchi
Cap. 3 – Atkins (3ª edição)
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Tetraédrica
 Arranjo Eletrônico.
- Demonstra a geometria das ligações e dos pares de elétrons livres.
- Não diferencia ligação química de par de elétrons livres
 Geometria molecular é um conceito que estuda o
comportamento das ligações químicas no espaço,
permitindo-nos entender melhor sobre as ligações químicas e
possível união entre os elementos.
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Angular
É a forma como os átomos numa
molécula se orientam no espaço. A
geometria de uma molécula pode
afetar as propriedades físicas e
químicas, como o ponto de fusão,
ebulição, densidade, etc.
- Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de 
Valência (VSEPR):
a geometria de uma molécula é determinada pela minimização
das repulsões entre os pares de elétrons da camada de valência.
Introdução
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A regiões de alta concentração de elétrons se repelem, para
minimizar essa repulsão, elas tendem a se afastar o máximo
possível.
Tenta manter a mesma distância do átomo central.
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Introdução Fórmula VSEPR Axn 
(moléculas sem pares de elétrons no átomo central)
Ex. BeCl2; PCl5; CO2; CH4
Introdução
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Fórmula VSEPR AXn
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Fórmula VSEPR AXnEm para moléculas com
pares de elétrons isolados no átomo central
Arranjo eletrônico = Tetraédrico
Geometria molecular = 
Pirâmide Trigonal
Arranjo eletrônico = Trigonal 
planar
Geometria molecular = 
Angular
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Então... No Modelo VSEPR :
Regiões de alta concentração de elétrons ocupam posições
que se afastam o máximo possível;
Todas as ligações se repelem da mesma maneira,
independente de serem simples, duplas ou triplas;
Os pares de elétrons isolados contribuem para a forma da
molécula.
Os pares de elétrons isolados exercem uma repulsão maior
do que os pares de elétrons ligantes e tendem a comprimir os
ângulos de ligação.
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A forma de uma molécula define a sua polaridade.
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A forma de uma molécula define a sua polaridade.
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Teoria da Ligação de Valência (TLV)
O modelo de Lewis das ligações covalentes pressupõe 
que cada par de elétrons ligantes está localizado entre dois 
átomos ligados, é um modelo de elétrons localizados.
A teoria da ligação de valência (TLV) descreve a ligação 
covalente em termos dos orbitais atômicos.
Relembrando os orbitais 
atômicos....
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Orbitais atômicos
Superposição de orbitais
(Quanto maior for a superposição 
dos orbitais, mais forte é a ligação)
Molécula de H2
A teoria da ligação de valência supõe que, quando os dois átomos de H
se aproximam, o par de elétrons 1s (descritos como ↑↓) e os orbitais
atômicos se fundem.
A fusão dos dois orbitais atômicos é chamada de superposição de 
orbitais.
A distribuição de elétrons resultante apresenta a forma de uma salsicha, 
tem densidade eletrônica acumulada entre os núcleos e é chamada de 
“ligação σ” (ligação sigma).
Uma ligação σ é simetricamente cilíndrica (é igual em todas as direções ao longo do eixo) e 
não tem planos nodais contendo o eixo internuclear.
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Molécula de HF – Fluoreto de hidrogênio ou Ácido 
fluorídrico
Orbitais atômicos
Superposição de orbitais
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Molécula do gás nitrogênio, N2
 Tem um elétron desemparelhado em cada um dos três orbitais
2p de cada átomo.
Somente um dos três orbitais de cada
átomo, que está no orbital 2pz, consegue
se sobrepor cabeça-cabeça para formar
uma ligação σ.
Dois dos orbitais 2p de cada átomo
(2px e 2py) são perpendiculares ao eixo
internuclear e cada um deles contém um
elétron desemparelhado.
Orbitais só podem se sobrepor lado a 
lado formando uma “ligação π”, 
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De modo geral, a teoria da ligação de valência pode ser
usada para descrever as ligações covalentes:
Uma ligação simples é uma ligação σ.
Uma ligação dupla é uma ligação σ mais uma ligação π.
Uma ligação tripla é uma ligação σ mais duas ligações π.
Hibridização é o nome dado à fusão ou
à união de orbitais atômicos incompletos,
fenômeno que aumenta o número
de ligações covalentes que um átomo
pode realizar.
A Teoria de ligação de valência (TLV) não explica as ligações de moléculas
poliatômicas, como, por exemplo, o metano CH4.
Hibridização
Carbono realiza duas ligações??
Foram unidos um orbital s com três orbitais p, 
a hibridização do átomo de carbono é do tipo sp3.
Hibridização
Metano - CH4
Hibridização Trifluoreto de Boro – BF3
Hibridização do Boro
a hibridização do átomo de boro 
é do tipo sp2
Hibridização Pentacloreto de Fósforo – PCl5
Hibridização do Fósforo
Hibridização do Fósforo é do tipo sp3d
A molécula PCl5 faz 5 ligações σ
a partir de orbitais hibridizados
sp3d do fósforo e o orbital p do
cloro.
Hibridização Cloreto de Berílio – BeCl2
Hibridização do Berílio
A molécula BeCl2 faz 2 ligações σ a partir de orbitais hibridizados sp do berílio
e o orbital p do cloro.
Como foram unidos um orbital s com um orbital p, a hibridização do átomo de 
berílio é do tipo sp.
Hibridização Cloreto de Berílio – BeCl2
Hibridização do Berílio
A molécula BeCl2 faz 2 ligações σ a partir de orbitais hibridizados sp do berílio
e o orbital p do cloro.
Como foram unidos um orbital s com um orbital p, a hibridização do átomo de 
berílio é do tipo sp.
Hibridização Ligações múltiplas
Molécula de Ácido Cianídrico HCN
Neste caso, o carbono realiza duas ligações pi e
esse tipo de ligação só ocorre entre orbitais do
tipo p “puros”, então, dois orbitais p são
reservados para essas ligações:
Hibridização do carbono
Hibridização
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
O diborano tem apenas 12 elétrons de
valência, mas para a estrutura de
Lewis seria necessário 14 elétrons!
Moléculas deficientes 
em elétrons
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
A amplitude total da função de onda aumenta no local onde ocorre a 
sobreposição!
Na mecânica quântica, o orbital molecular é tratado como a combinação linear 
das funções de onda que descrevem os respectivos orbitais atômicos envolvidos 
na formação de uma dada molécula
Interferência construtiva
Interferência destrutiva
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Orbital Ligante Orbital antiligante
Menor energia Maior energia 
Estável Instável 
Diagrama de Energia
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Diagrama de Energia
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Diagrama típico de níveis de energia dos
orbitais moleculares das moléculas
diatômicas homonucleares Li2 até N2.
Cada caixa representa um orbital
molecular que pode acomodar até dois
elétrons.
Diagrama de níveis de energia dos
orbitais moleculares das moléculas
diatômicas homonucleares que estão
à direita do Grupo 2 da Tabela
Periódica, especificamente O2 e F2
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Teoria do Orbital Molecular (TOM)