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Teoria da Ligação de Valência (TLV) - A partir do momento que temos a sobreposição dos orbitais atômicos, a energia vai ficando negativa (porém, em módulo, ela aumenta) até o ponto em que corresponde a distância da ligação química. - A maximização das interações de cargas opostas e minimização das repulsões no sistema a uma distância e energia. Interação é maximizada. - O elétron de Ha é estabilizado pelo núcleo de Ha, o mesmo acontece com o Hb. Com a ligação química, o elétron é estabilizado é estabilizado pelo Ha e Hb. Ocorre atração recíproca. - A TLV é a sobreposição de orbitais atômicos semi-preenchidos, sendo que os de valência ficam localizados entre os núcleos, tendo como consequência o elétron pertencendo aos dois átomos. Exemplos: Ligação Sigma - É a sobreposição frontal dos orbitais envolvidos na ligação química. A sobreposição ocorre frontalmente entre os eixos. Antes da Sobreposição e, assim, a ligação sigma. Após a sobreposição e, assim, a ligação sigma. Outro Exemplo: Ligação π - Sobreposição lateral dos orbitais envolvidos na ligação química. Essa sobreposição ocorre em cima e abaixo do plano; ou seja, há um aumento na densidade eletrônica nos dois planos. Ponto importante Tem sentido em falar em ligação sigma ou π para orbitais S, pois esses orbitais são esféricos. Isso significa que independentemente que aproximo os orbitais S o recobrimento será o mesmo, pois são simetricamente esféricos (Caso da ligação do H2). Em contraste, no Caso do HF, o orbital p tem direções definidas no espaço. Ou seja, ocorre a sobreposição do orbital S, que é simetricamente esférico, com o orbital P. Assim, faz mais sentido a gente dizer que temos uma ligação sigma. A ligação HF não ocorre acima e abaixo do plano. Exemplo de Ligação Tripla: No eixo X, ocorre a sobreposição frontal, gerando uma ligação sigma. Nos eixos Y e Z ocorre a sobreposição lateral nos dois planos, o que configura em duas ligações π. Hibridização Se tiver que formar um composto entre C e H, será CH2, que é instável e é radical. Como então é formado o metano? Bem como BF3, H2O, NH3, etc? A hibridização explica. A hibridização é a mistura dos orbitais atômicos do átomo central (funções de onda). É formado um novo conjunto de orbitais (híbridos), que vão ter uma nova orientação e energia, além de uma maior região de sobreposição orbital. Hibridização sp - A princípio, o Be não poderia fazer ligação por apresentar os orbitais de valência preenchidos. No entanto, 1 elétrons do orbital S é promovido para o P. - Dois orbitais P ficam vazios. Serão formados dois orbitais semi-preenchidos sp. Se aproximar 2H para cada sp será feita a sobreposição de orbitais somi-preenchidos e formar a ligação covalente. Hibridização sp2 Hibridização sp3 Hibridização na presença de par de elétrons livres Hibridização Usando Orbital D As mais comuns: Exemplo: Moléculas com Dois Centros Hibridizados Consequência de dois centros ligados por uma ligação sigma - Apresenta livre rotação, o que permite isômeros conformacional. Em cada rotação nas Projeções de Newman equivale a 60º. Considerações Energéticas - O confôrmero mais energético é o eclipsado, pois ocorre interação entre as núvens eletrônicas dos hidrogênios de trás e da frente. Isso gera desestabilização; para essa interação respulsiva ser vencida, no caso do C2H6, é necessário 12,6 kJ mol para ocorrer a rotação. Ao ter a rotação de 60º, rompemos a conformação alternada, em que temos a maior distância entre os hidrogênios da estrutura; a sua energia, assim, passa a ser zero. - Vamos analisar agora a butila (C4H10). Os carbonos centrais estão ligados a um grupo metil, que apresentam maior densidade eletrônica, e hidrogênios. A conformação mais energética também será eclipsada e é de tal forma que as metilas ficam eclipsadas. Teremos energia de 21,0 kJ mol e essa energia é maior que a do C2H6, pois as metilas são maiores e, assim, maior respulsão. Fazendo uma rotação de 60º, diferentemente do hidrogênio no caso do C2H6,teremos uma energia de respulsão, mas será baixa. Já que as metilas são maiores, mesmo não estando na forma eclipsada, teremos uma energia de repulsão. Tendo mais um giro de 60º, teremos uma conformação eclipsada, mas dessa vez dará entre metilas e hidrogênios, que serão menos intensas. Ao fazer mais uma rotação de 60º, as metilas e hidrogênios mais separados possíveis, havendo nenhuma energia de repulsão. Consequência de dois centros ligados por uma ligação π E a ligação pi? - O orbital Pz não envolvido na hibridização fará a ligação pi Consequências estruturais da formação da ligação π - Ausência de rotação. Isso dá origem aos isômeros geométricos (cis/trans [z/e]); - É necessário altas energias para rotacionar a partir que estabelecemos uma ligação π. Comparação na rotação em uma molécula com ligação sigma e π - Rotação livre (sigma) x ausência de livre rotação (π) - Na molécula de eteno a seguir, temos uma ligação π. Quando temos uma dupla ligação, teremos densidade eletrônica acima e abaixo do plano. Dessa forma, rotacionar esse centro de carbono fica difícil. Se for preciso haver uma rotação, é necessária uma grande energia. Exemplo para tripla ligação
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