Aula_3_-_Ligao_Qumica_e_Estrutura_Molecular

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Docente: Shirlene Kelly Santos Carmo
Aula 3 – Ligação Química e Geometria Molecular
Universidade Federal Rural do Semi-Árido
Disciplina: Química Geral 
shirlene@ufersa.edu.br
TÓPICOS
✓ Ligação iônica;
✓ Ligações covalentes;
✓ Ligação metálica
✓ Estruturas de Lewis;
✓ Orbitais atômicos e ligações químicas;
✓ Hibridização;
✓ Teoria dos orbitais moleculares;
✓ Geometria molecular;
3
LIGAÇÕES QUÍMICAS
21/08/2022 3
Essas ligações são estabelecidas entre dois átomos quando a
força de união entre eles é suficiente para dar origem a um agregado
estável, que pode ser considerado como espécie molecular
independente.
Exemplo:
Quando os átomos aproximam-se uns dos outros, seus núcleos e
elétrons interagem e tendem a se distribuir no espaço de tal modo que a
energia total do sistema seja menor que qualquer outro arranjo possível.
Menos estáveis
Mais estáveis
Átomos 
isolados
Átomos 
ligados
En
e
rg
ia
LIGAÇÕES QUÍMICAS
DEFINIÇÕES
❖ Estado Natural dos Átomos: encontrados na natureza
combinados de modo a adquirir maior estabilidade.
❖ Estabilidade química: precisam completar seus orbitais
incompletos perdendo, ganhando ou compartilhando elétrons.
❖ Camada de Valência: em geral as ligações químicas envolvem
apenas a última camada do átomo.
REGRA DO OCTETO
❖ Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito
elétrons camada de valência, imitando os gases nobres, com
exceção do hélio (He).
Configuração Geral: ns2 np6
       
Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos. (IA, IIA,
IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA) , que possuem como subnível de maior
energia ‘s’ ou ‘p’.
Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
• A regra do octeto é útil para introduzir conceitos básicos de
ligações químicas. No entanto, observamos sua limitação
quando tratamos de compostos iônicos de metais de
transição.
• A regra também é falha quando envolvem alguns tipos de
ligações covalentes.
• As exceções a regra do octeto são principalmente dos três
seguintes tipos:
REGRA DO OCTETO
1. Moléculas e íons poliatômicos que contém numero ímpar de
elétrons de valência.
2. Moléculas e íons poliatômicos em que o átomo tem menos de oito
elétrons de valência.
3. Moléculas e íons poliatômicos em que o átomo tem mais de oito
elétrons de valência.
Dessa forma o emparelhamento total de elétrons não ocorre, e é
impossível que cada átomo fique com o octeto a sua volta.
REGRA DO OCTETO
REGRA DO OCTETO
Algumas exceções:
Com menos de 8 elétrons
Com mais de 8 elétrons
• Atenção: Nas moléculas com menos de um octeto de
elétrons de valência, é possível deixar o átomo central
com um octeto (Uma ligação múltipla é uma saída).
REGRA DO OCTETO
6 elétrons de valência no átomo central 
Outra estrutura possível:
Mas qual é a mais estável?!
• Ex.: NO
Possui 5 + 6 = 11 elétrons de valência na molécula
As duas estruturas mais importantes para essa molécula
são:
&
REGRA DO OCTETO
SÍMBOLO DE LEWIS
✓ Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons
em um átomo, representamos os elétrons como pontos ao redor do
símbolo do elemento.
✓ O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos
desemparelhados.
✓ Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
✓ Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao
redor do símbolo do elemento.
SÍMBOLO DE LEWIS
Exemplo de aplicação:
Símbolos de Lewis e distribuição eletrônica
Átomo de cloro tem número atômico 17 (são 17 elétrons) distribuídos como
mostrado.
Os 7 elétrons da última camada (nível 3), chamado de elétrons de(s) valência são
aqueles (3s2 3p5) que são colocados no símbolo de Lewis
2+5=7 elétrons
Última camada 
(3)
SÍMBOLO DE LEWIS
SÍMBOLO DE LEWIS
TIPOS DE LIGAÇÕES
❖ IÔNICA ou ELETROVALENTE
❖ COVALENTE ou MOLECULAR: 
- Normal
- Dativa
❖METÁLICA
✓ Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos
unidos.
✓ Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois
átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos.
(diferença de eletronegatividade <=1,7)
✓ Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um átomo a
outro. (diferença de eletronegatividade > 1,7)
✓ Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos.
TIPOS DE LIGAÇÕES
LIGAÇÃO IÔNICA
A ligação iônica refere-se as forças eletrostáticas que existem
entre íons de cargas de sinais contrários, caracterizada pela
transferência de elétrons.
Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl.
Na (Z = 11) → 1s2 , 2s2 2p6, 3s1
Cl ( Z = 17) → 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p5
Na Cl Na
+ Cl-
Considere a reação entre o sódio e o cloro:
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) DHºf = -410,9 kJ
LIGAÇÃO IÔNICA
Reação exotérmica 
(negativa)
Para formação da rede 
cristalina, houve perda de 
energia – maior 
estabilidade na rede
8 elétrons 8 elétrons
LIGAÇÃO IÔNICA
LIGAÇÃO IÔNICA
✓ A energia requerida para a formação de ligações iônicas é
fornecida pela atração coulômbica (eletrostática) entre os íons de
cargas opostas.
✓ Estes íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos
de um elemento para os átomos de outros elementos. Geralmente
um composto iônico é formado por um metal e um não metal.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Metal
http://pt.wikipedia.org/wiki/N%C3%A3o_metal
LIGAÇÃO IÔNICA – Lei de Coulomb
LIGAÇÃO IÔNICA – Lei de Coulomb
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS
✓ São sólidos nas condições ambientes;
✓ São duros e quebradiços;
✓ Possuem altos P.F. e P.E.;
✓ Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa 
(não conduzem corrente elétrica no estado sólido ) ;
✓ Formam retículos cristalinos.
Na+
Na+
Na+Cl-
Cl-
Cl-
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS
• Ocorre entre: METAL e AMETAL
METAL e HIDROGÊNIO
Ex:
a) NaCl = cloreto de sódio g) AgCl = cloreto de prata
b) MgO = óxido de magnésio h) KBr = brometo de potássio
c) LiH = hidreto de lítio
d) MgCl2 = cloreto de magnésio
e) AlF3 = fluoreto de lítio
f) Al2S3 = sulfeto de alumínio
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS
NaCl MgCl2
KBrAl2(SO4)3
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Magnesium_chloride.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Aluminium_sulfate.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Potassium_bromide.jpg
LIGAÇÃO IÔNICA – CONFIGURAÇÃO DOS ÁTOMOS
Na Cl
LIGAÇÃO IÔNICA – TRANSFERÊNCIA DO ELÉTRON
Na Cl
LIGAÇÃO IÔNICA
Na+ Cl-
LIGAÇÃO IÔNICA
Atração Eletrostática:
Na+ Cl-
LIGAÇÃO IÔNICA
Metais:
Eletropositivos
Perdem elétrons
Viram Cátions(+)
Eletronegativos
Ganham elétrons
Viram Ânions(-)
Al Al+3 + 3e-
→
O + 2e- O-2→
Ametais:
FÓRMULAS IÔNICAS
Al
X
x
x
Al
X
x
x
Al2O3
Al+3 O-2
O
O
O
Fórmula-íon ou molecular
Fórmula de Lewis
ou Eletrônica
LIGAÇÕES DOS GRUPOS A
Grupo Carga Grupo Carga
1 + 1 5 ou 15 - 3
2 + 2 6 ou 16 - 2
3 ou 13 + 3 7 ou 17 - 1
Exemplos:
a) K+Cl- → KCl
b) Ca+2I-1 → CaI2
c) Al+3S-2 → Al2S3
d) Fe+3O-2 → Fe2O3
ENERGIAS ENVOLVIDAS NA FORMAÇÃO DA LIGAÇÃO IÔNICA
✓ Energia de rede: é a energia necessária para separar
completamente um mol de um composto sólido iônico em íons
gasosos.
✓ A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos
dos íons:
✓ k é uma constante (~ 9 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas
partículas e d é a distância entre seus centros.
d
QQ
El
21=
A energia de rede aumenta à medida que:
• As cargas nos íons aumentam;
• A distância entre os íons diminui.
ENERGIAS ENVOLVIDAS NA FORMAÇÃO DA LIGAÇÃO IÔNICA
Valores muito positivos: íons fortemente
atraídos uns pelos outros nos sólidos.
LIGAÇÃO IÔNICA
Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos
• Esses são derivados da configuração eletrônica dos elementos com o
número necessário de elétrons adicionados ou removidos do orbital mais
acessível.
• As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável:
• Mg: [Ne]3s2
• Mg+: [Ne]3s1 não estável
• Mg2+: [Ne] estável
• Cl: [Ne]3s23p5 não estável• Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável
ENERGIAS ENVOLVIDAS NA FORMAÇÃO DA LIGAÇÃO IÔNICA
Íons de metais de transição
✓ Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem
decrescente de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes do 3d).
✓ Para formar íons, os metais de transição perdem primeiro os elétrons s
do nível de valência, em seguida, tantos elétrons d quantos necessários
para atingir a carga do íon.
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
✓ Definição: Ocorre através do compartilhamento de um par de
elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença
de eletronegatividade.
✓ Tipos de Ligações Covalentes:
- Covalente Normal.
- Covalente Dativa.
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
✓ Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou
ganhar um elétron para formar um octeto.
✓ Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de 
elétrons para que cada um atinja o octeto.
✓ Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
✓ Por exemplo: H + H → H2 tem elétrons em uma linha conectando os
dois núcleos de H.
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
 Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou AMETAIS
entre si, desde que a  de eletronegatividade <= 1,7
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS MOLECULARES
✓ São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambiente;
✓ Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos
iônicos);
✓ São maus condutores de eletricidade;
✓ A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos.
ESTRUTURAS DE LEWIS
✓ As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de 
Lewis dos elementos:
✓ Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é 
representado por uma única linha:
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL
✓ Definição: o par eletrônico compartilhado é formado por um 
elétron de cada átomo ligante. 
Obs.: Nesse tipo de ligação não há formação de íons.
Exemplo: formação do cloro – Cl2.
Cl ( Z = 17) → 1s2 2s2, 2p6 3s2, 3p5
ClCl Cl2 ou Cl - Cl 
Fórmula de Lewis Molecular Estrutural
LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL
Configuração dos Átomos:
LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL
Atração:
LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL - EXEMPLOS
O2 ou O = O OO
N2 ou N  N NN
O HH H2O ou H - O - H 
ClH HCl ou H - Cl 
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU COORDENADA
✓ Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos,
só ocorre quando todas as ligações covalentes normais possíveis já
aconteceram.
Exemplo: formação do SO2.
OS O+
OS
O
S = O + O → S = O
O
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU COORDENADA – Número de Valência
✓ Definição: número de ligações covalentes normais e dativas que um
átomo é capaz ou pode de formar.
❖ Valências dos grupos A
GRUPOS 4A 5A 6A 7A 
Fórmula de 
Lewis 
 
E E E E 
N° de Valências 
simples 
4 3 2 1 
N° de Valências 
dativas 
0 1 2 3 
 
 
POLARIDADE DA LIGAÇÃO
POLARIDADE DA LIGAÇÃO
Por exemplo: AB, sendo B mais eletronegativo, logo ele possui
mais densidade eletrônica, desta forma podemos considerar B como um
pólo negativo, consequentemente, A será positivo, portanto podemos
considerá-los um dipolo elétrico, por conter uma partícula com dois
pólos.
Ex.: CH3Cl, CH2Cl2
LIGAÇÃO COVALENTE – ELETRONEGATIVIDADE E POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
✓ A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é
representada por + e o polo negativo por -.
LIGAÇÃO POLAR
É a ligação que ocorre quando os dois elétrons de ligação estão
deslocados mais para um dos átomos, ou seja, a densidade da nuvem eletrônica
é maior em torno do átomo mais eletronegativo.
A fila de eletronegatividade para os principais elementos pode ser
representada:
Originando a formação de um dipolo
LIGAÇÃO POLAR
A formação do dipolo é representada por um vetor mi ( ), chamado
momento dipolar, e orientado no sentido do átomo menos para o mais eletronegativo.
Exemplos:
LIGAÇÃO APOLAR
É a ligação que ocorre quando os dois elétrons de ligação estão
igualmente compartilhados pelos dois núcleos, ou seja, não há diferença de
eletronegatividade entre os dois átomos que se ligam. Portanto, ocorre sempre
que dois átomos idênticos se ligam.
A soma total dos momentos dipolares for igual a zero ( total = 0).
LIGAÇÃO APOLAR
LIGAÇÃO COVALENTE – MOMENTOS DE DIPOLO
✓ Considere HF:
• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar.
• Há mais densidade eletrônica no F do que no H.
• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula,
chamamos o HF de um dipolo.
✓ O momento de dipolo, μ, é a ordem de grandeza do dipolo:
onde Q é a grandeza das cargas e ‘d’ o diâmetro entre os átomos.
✓ Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D), uma unidade
que é igual a 3,34 x 10-30 C .m.
𝜇 = 𝑄. 𝑑
MOMENTO DIPOLAR
LIGAÇÃO INTERMOLECULARES
✓ DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias no estado
sólido ou líquido.
❖ Tipos de ligações intermoleculares:
1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares.
2) Pontes de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente
polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N.
3) Ligação Dipolo Induzido (Van der Waals): ocorrem entre as
moléculas apolares. São cerca de 10 vezes mais fracas quando
comparadas as anteriores.
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Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a 
ligação entre eles é polar.
a) Quando dois átomos A e
B apresentam a mesma
eletronegatividade. A ligação é
chamada covalente apolar.
Exemplos: F─F; O═O; Cl─Cl
b) A e B têm eletronegatividades
diferentes. A ligação é covalente
polar. Exemplos: H─F; H─O─; H─Cl
FORMA MOLECULAR E POLARIDADE MOLECULAR 
FORÇAS INTERMOLECULARES E AS PROPRIEDADES PE e PF
✓ Dois fatores influem nos PF e PE:
1) Ligações intermolecular: quanto maior a intensidade das 
forças de ligação, maiores os PF e PE da substância.
Ordem crescente da intensidade de interação:
Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H
2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho das 
moléculas, maiores o PF e PE da substância.
LIGAÇÃO METÁLICA
❖ Definição: ligações entre átomos de metais que formam
retículos cristalinos de cátions fixos unidos por uma nuvem de
elétrons livres da camada de valência.
Retículo Cristalino
• Forma-se com átomos de baixa
eletronegatividade (apresentam no
máximo 3 elétrons de valência)
• Então, os elétrons de valência são
divididos com todos os átomos (não
estão ligados a nenhum átomo em
particular) e assim eles estão livres
para conduzir
• A ligação metálica é geralmente forte
(um pouco menos que a iônica e
covalente)= 20-200 Kcal/mol
• Ex: Hg e W
Elétrons de valência
Átomo+elétrons das camadas mais internas
LIGAÇÃO METÁLICA
LIGAÇÃO METÁLICA
❖ Definição: materiais com propriedades metálicas que contém 
dois ou mais elementos, sendo pelo menos um deles metal. 
Exemplos: 
- Liga de metais para fusíveis ( Bi, Pb, Sn e Cd)
- Liga de ouro de joalharia (Au, Ag e Cu)
- Amálgama dental (Hg, Ag e Cu)
- Bronze ( Cu e Sn)
- Latão (Cu e Zn)
RESUMO DAS PROPRIEDADES DAS LIGAÇÕES
LIGAÇÃO COVALENTE – DESENHANDO AS ESTRUTURAS DE LEWIS
✓ Tomando como base o tricloreto de fósforo (PCl3)
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos;
2. Desenhe a estrutura do esqueleto da molécula;
3. Coloque os elétrons de valência no átomos como pares solitários
sempre que possível;
4. Faça as ligações possíveis entre os elétrons;
5. Crie ligações múltiplas deslocando pares solitários para posições
de ligação como necessário para quaisquer átomos que não
tenham um octeto completo de elétros de valência.
Algumas regras para montar a ligação covalente:
➢ colocar o elemento central no meio;
➢ colocar o elemento mais eletronegativo ao redor do átomo central;
➢ colocar o hidrogênio ligado ao oxigênio. 
LIGAÇÃO COVALENTE – DESENHANDO AS ESTRUTURAS DE LEWIS
É importante lembrar que substâncias formadas apenas por ligações covalentes, normal 
ou dativa, sãochamadas de moléculas ou composto molecular.
LIGAÇÃO COVALENTE
Estruturas de ressonância
• Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de
Lewis.
• Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter
estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de
átomos.
Exemplo: O3
Experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo
que a estrutura de Lewis requer uma simples (mais longa) e uma
ligação dupla (mais curta).
LIGAÇÃO COVALENTE – ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA
O
O
O
LIGAÇÃO COVALENTE – ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA
As estruturas de ressonância são tentativas de representar uma
estrutura real, que é uma mistura entre várias possibilidades
extremas.
LIGAÇÃO COVALENTE
CARGA FORMAL
✓ É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo-se a
regra do octeto para todos os átomos.
✓ Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga
formal.
✓ A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se
todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade.
LIGAÇÃO COVALENTE
✓ Para calcular a carga formal:
• Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são
atribuídos ao átomo no qual estão localizados.
• Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma
ligação.
✓ A carga formal é:
os elétrons de valência – quantidade de elétrons nos pares isolados
(não ligantes) do átomo – quantidade de pares de elétrons
compartilhados pelo átomo na estrutura.
LIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO COVALENTE – Carga Formal
1- CO2 
2- NCS-
Duas estruturas possíveis
Três estruturas possíveis
A estrutura mais estável tem:
• a carga formal mais baixa em cada átomo,
• a carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos.
1- CO2 Duas estruturas possíveis
FORÇAS DE LIGAÇÕES COVALENTES
✓ A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é
denominada entalpia de dissociação de ligação, D. Isto é, para a
molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo DH para a reação:
Cl2(g) → 2Cl(g).
✓ Quando mais de uma ligação é quebrada:
CH4(g) → C(g) + 4H(g) DH = +1660 kJ
✓ A entalpia de ligação é uma fração do DH para a reação de
atomização:
D(C-H) = ¼ DH = ¼(1660 kJ) = +415 kJ
FORÇAS DE LIGAÇÕES COVALENTES
FORÇAS DE LIGAÇÕES COVALENTES
Entalpias de ligação e entalpias de reação
✓ Podemos usar as entalpias de ligação para calcularmos a entalpia para
uma reação química.
✓ Admitimos que em qualquer reação química as ligações precisam ser 
quebradas para que novas ligações sejam formadas.
✓ A entalpia da reação é dada pela soma das entalpias de ligações
quebradas menos a soma das entalpias das ligações formadas.
FORÇAS DE LIGAÇÕES COVALENTES
Entalpias de ligação e entalpias
de reação
✓ Ilustramos o conceito com a 
reação entre o metano, CH4, e o 
cloro:
CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g)
DHrxn = ?
Entalpias de ligação e entalpias de reação
✓ Nessa reação, uma ligação C-H e uma ligação Cl-Cl são quebradas
enquanto uma ligação C-Cl e uma ligação H-Cl são formadas.
✓ A reação como um todo é exotérmica, o que significa que as 
ligações formadas são mais fortes do que as ligações quebradas.
FORÇAS DE LIGAÇÕES COVALENTES
FORÇAS DE LIGAÇÕES COVALENTES
Entalpia de ligação e comprimento de ligação
✓ Sabemos que as ligações múltiplas são mais curtas do que as ligações
simples.
✓ Podemos mostrar que as ligações múltiplas são mais fortes do que as 
ligações simples.
✓ Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os átomos
são mantidos mais próximos e mais firmemente unidos.
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ESTRUTURA MOLECULAR
Geometria molecular é o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmen-
te em uma molécula. Esta pode assumir várias formas geométricas, dependendo dos
átomos que a compõem.
21/08/2022 84
FORMAS ESPACIAIS MOLECULARES
✓ As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos
mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos. No entanto
não nos mostram o verdadeiro arranjo tridimensional.
✓ A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de
ligação.
✓ Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que
todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5 (Característico de um
tetraedrico).
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Teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência (RPENV)
Baseia-se na ideia de que pares eletrônicos da camada de valência de um
átomo central, estejam fazendo Ligação química ou não, se comportam
como nuvens eletrônicas que se repelem, procurando uma orientação
espacial onde a repulsão entre os pares seja a menor possível.
geometria linear geometria trigonal geometria tetraédrica 
FORMAS ESPACIAIS MOLECULARES
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FORMAS ESPACIAIS MOLECULARES
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UEPB – Universidade Estadual da Paraíba 
Ligação Covalente e Geometria Molecular
FORMAS ESPACIAIS MOLECULARES
21/08/2022 88
O Molelo RPENV
Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a distinção
entre pares não-ligantes e pares ligantes.
✓ Um par ligante define uma região
no espaço: domínio de elétron;
✓ Um par não-ligante define também
um domínio de elétron;
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O Molelo RPENV
“As diferentes formas espacias
das moléculas ou íons do tipo
ABn dependem do domínio dos
elétrons rodeando o átomo
central A.”
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O Molelo RPENV
21/08/2022 91
O Molelo RPENV
Moléculas com níveis de
valência expandidos
Os átomos que têm expansão de octeto
têm arranjos AB5 (de bipirâmide
trigonal) ou AB6 (octaédricos)
21/08/2022 92
UEPB – Universidade Estadual da Paraíba 
Ligação Covalente e Geometria Molecular
O Molelo RPENV
O Molelo RPENV
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FORMA MOLECULAR E POLARIDADE MOLECULAR 
✓ Polaridade da ligação: Medida de como os elétrons são
compartilhados em certa ligação;
✓Momento dipolar: Quantifica a separação das cargas na molécula. O
momento de dipolo depende de:
- Polaridade das ligações individuais;
- Geometria das Moléculas.
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UEPB – Universidade Estadual da Paraíba 
Ligação Covalente e Geometria Molecular
FORMA MOLECULAR E POLARIDADE MOLECULAR 
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FORMA MOLECULAR E POLARIDADE MOLECULAR 
21/08/2022 97
LIGAÇÃO COVALENTE E SUPERPOSIÇÃO DE ORBITAIS
O modelo RPENV fornece uma maneira simples de determinar as formas
espaciais de moléculas.
Quando dois átomos se ligam para formar uma ligação covalente, um
orbital atômico de um átomo se superpõe ao orbital atômico do outro
e o par de elétrons que se associa a ligação covalente é compartilhado
entre os dois átomos na região onde os orbitais se superpõem.
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UEPB – Universidade Estadual da Paraíba 
Ligação Covalente e Geometria Molecular
LIGAÇÃO COVALENTE E SUPERPOSIÇÃO DE ORBITAIS
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Figura X – A superposição dos orbitais para formar ligações covalentes. (a) superposição de dois orbitais 1s de 2
átomos de H. (b) A ligação de HCl resulta da superposição de um orbital 1s e de um 3p de Cl. (c) A ligação em Cl2
resulta da superposição de dois orbitais 3p de dois átomos de Cl.
LIGAÇÃO COVALENTE E SUPERPOSIÇÃO DE ORBITAIS
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ORBITAIS HÍBRIDOS
Apesar de a noção de superposição de orbitais atômicos permitir
entender a formação das ligações covalentes, nem sempre é fácil estender
essas idéias às moléculas poliatômicas.
✓ Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para
adotarem uma geometria adequada para a ligação.
✓ A hibridização é determinada pelo Arranjo formado.
ORBITAIS HÍBRIDOS
1. Mistura de pelo menos 2 orbitais atômicos não equivalentes (ex.: s e p).
Os orbitais híbridos têm formas muito distintas dos orbitais originais.
2. As ligações covalentes são formadas por:
a) Sobreposição de orbitais híbridos com orbitais atômicos.
b) Sobreposição de orbitais híbridos com outros orbitais híbridos.
De acordo como os átomos se aproximam, variam as posições dos
orbitais híbridos. Esse processo denomina-se HIBRIDIZAÇÃO.
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Orbitais Híbridos sp
Exemplo: Considerando a molécula BeF2
O orbital híbrido surge de um orbital se de um orbital p e é chamado de
orbital híbrido sp.
F → 1s2 2s2 2p5
Be → 1s2 2s2 (Estado fundamental)
ORBITAIS HÍBRIDOS
21/08/2022 103
Ex.: BF3
Ex.: CH4
Orbitais Híbridos sp2 e sp3
ORBITAIS HÍBRIDOS
21/08/2022 104
Orbitais híbridos envolvendo
orbitais d seguem o mesmo
padrão.
ORBITAIS HÍBRIDOS
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UEPB – Universidade Estadual da Paraíba 
Ligação Covalente e Geometria Molecular
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
✓ Ligações : a densidade eletrônica encontra-se no eixo entre os
núcleos. Todas as ligações simples são ligações .
✓ Ligações : a densidade eletrônica encontra-se acima e abaixo do
plano dos núcleos.
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS
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(H2C ═ CH2)
(HC ≡ CH)
Ligação Dupla
Ligação Tripla
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS