LIGAÇÕES QUIMICAS TLV E TOM

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Unidade 4 
Ligações químicas
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA E ORBITAL 
MOLECULAR
Energia de Ligação Comprimento da ligação
H2
F2
436.4 kJ/mol
150.6 kJ/mol
74 pm
142 pm
Teoria da ligação de valência: As ligações são
formadas pela sobreposição de orbitais
atômicos.
Compart.
2 1s
2 2p
COMO LEWIS EXPLICA A LIGAÇÃO NO H2 E F2?
Compartilhamento de elétrons entre os átomos
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
Pontos principais da abordagem da TLV à ligação
1. Os orbitais sobrepõem-se para formar uma ligação entre 
dois átomos
2. Dois elétrons, de spins opostos, podem ser acomodados 
nos orbitais sobrepostos. Em geral, um elétron é fornecido 
por cada um dos átomos ligados
3. Devido à sobreposição dos orbitais, os elétrons de ligação 
têm maior probabilidade a ser encontrados dentro de uma 
região do espaço influenciados por ambos os núcleos
10.4
Variação da Energia Potencial para os átomos de H
En
e
rg
ia
 p
ot
e
n
ci
al
Distancia de 
separação
Variação da densidade
eletrônica para os
átomos de hidrogênio
quando se aproximam.
Teoria da ligação de valência para o NH3
N – 1s22s22p3
3 H – 1s1
Se as ligações se formam por sobreposição de 3 orbitais
2p do nitrogênio com o orbital 1s de cada átomo de 
hidrogenio, qual seria a geometria molecular do NH3?
Usando os
3 orbitais 2p
separados por 900
O angulo real de
Ligação do
H-N-H é de
107,30
Hibridização – sobreposição de dois ou mais orbitais para
forma um novo conjunto de orbitais hibridos.
1. O número de orbitais hibridos é sempre o mesmo que o número
de orbitais atômicos usados na sobreposição. 
2. As ligações químicas covalentes se formam por:
a. Sobreposição do orbitais hibridos com orbitais atômicos
b. Sobreposição do orbitais hibridos com outros orbitais
híbridos.
3. O número de orbitais hibridos requeridos por um átomos em
uma molécula ou íon é determinado pela geometria dos pares de 
elétrons em torno desse átomo (arranjo)
Formação dos Orbitais Híbridos sp3
Hibridação
Formação da ligação
covalente no CH4
Hibridização sp3 do átomo 
de N em NH3
Prediz o 
angulo de 
ligação
Formação dos Orbitais Híbridos sp3
Orbitais Híbridos sp3
Hibridização
Formação dos Orbitais Híbridos sp2
(Ex.: Boro)
Formação da ligação () sp2-p
Formação dos Orbitais Híbridos sp2
(Ex.: Boro)
Formação dos Orbitais Híbridos sp2
(Ex.: Boro)
Formação de Orbitais Híbridos sp
Hibridização
Formação da ligação sigma () sp-p
Formação de Orbitais Híbridos sp
Formação de Orbitais Híbridos sp
Nº pares solitários
+
Nº átomos ligados Hibridização Exemplos
2
3
4
5
6
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
BeCl2
BF3
CH4, NH3, H2O
PCl5
SF6
Como podemos predizer a hibridização do átomo central?
Contar o número de pares de elétrons isolados e de átomos ligados e 
determinar: Arranjo dos domínios de elétrons.
Formação dos Orbitais Híbridos sp3
(Ex.: Boro)
Formação dos Orbitais Híbridos sp2
(Ex.: Boro)
10.4
Orbitais híbridos sp3d e sp3d2
Orbitais 
atómicos 
puros do 
átomo 
central
Hibridização 
do átomo 
central
Número de 
Orbitais 
Híbridos
Forma dos 
Orbitalis 
Híbridos
Exemplos
Bipiramide Trigonal
Octaedrico
10.4
Orbitais híbridos sp3d e sp3d2
O Orbital 2pz é 
Perpendicular ao plano dos 
Orbitais Híbridos
Ligação Pi (): 
densidade 
eletrônica acima 
e abaixo do 
planos dos átomos 
ligantes
Ligação Sigma 
(): densidade 
eletrônica 
entre dois 2 
átomos
Hibridização sp2 em um Átomo 
de Carbono
Estado 
fundamental
Promoção de 
un eletron
Estado de 
hibridizacão 
sp2
Hibridização sp em um 
Átomo de Carbono
Estado 
fundamental
Promoção de 
um eletron
Estado de 
hibridização 
sp
Orbitales sp
Ligação no etileno
Ligação 
sigma
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR
Teoria do orbital molecular (TOM) – As ligações se 
formam por interação dos orbitais atômicos que
dão origem a orbitais moleculares.
O O
Experimentalmente observa-se 
que
o O2 é paramagnético
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR
Onda 1 Onda 1
Onda 2
Soma de 1 e 2 Soma de 1 e 2
Onda 2
Interferências construtivas e destrutivas de 
duas ondas de mesma longitude e mesma
amplitude
Interferências construtivas e destrutivas de 
duas ondas de mesma longitude e mesma
amplitude
Onda 1 Onda 1
Onda 2 Onda 2
Soma de 1 e 2 Soma de 1 e 2
En
er
gi
a
Molécula
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR
Atomo Atomo
Molécula
En
er
gi
a
Níveis de energia para os orbitais moleculares Ligantes e 
antiligantes no (H2).
Um orbital molecular Ligante () tem menor energia e maior estabilidade que
seus orbitais atômicos de origem.
Um orbital molecular Antiligante (*) tem maior energia e menor estabilidade
que seus orbitais atômicos de origem.
Atomo Atomo
Molécula
En
er
gi
a
Interação 
destrutiva
Interação
construtiva
Orbital molecular 
sigma antiligante
Orbital molecular 
sigma ligante
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR
Atomo Atomo
Molécula
En
er
gi
a
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR
Duas possíveis interações entre os 
orbitais p equivalentes e os 
correspondentes orbitais moleculares
Atomo Atomo
Atomo Atomo
Molécula
Molécula
En
er
gí
a
En
er
gí
a
Interação destrutiva
Interacción destructiva
Interação construtiva
Orbital molecular 
sigma antiligante
Orbital molecular 
pi antiligante
Orbital molecular 
pi ligante
Orbital molecular 
sigma ligante
Duas possíveis interações entre os orbitais p equivalentes e os 
correspondentes orbitais moleculares
Interação destrutiva
Interação construtiva
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR
Moléculas diatômicas homonucleares do 
segundo periodo Li2, Be2, B2, C2, e N2
Molécula
Atomo Atomo
En
e
rg
ia
Moléculas diatômicas homonucleares do 
segundo periodo F2 e O2
Moléculas diatômicas homonucleares do 
segundo periodo F2 e O2
1. O número de OMs formados é sempre igual ao número de 
orbitais atômicos combinados. 
2. Quanto mais estável for o orbital molecular ligante, menos 
estável será o correspondente orbital molecular antiligante.
3. O preenchimento de orbitais moleculares faz-se em ordem 
crescente de energia.
4. Cada OM pode acomodar, no máximo dois elétrons.
5. Quando os elétrons são colocados em OM de mesma energia, o 
arranjo mais estável é previsto pela regra de Hund, isto é, os 
elétrons entram nos OM com spins paralelos.
6. O número de elétrons nos orbitais moleculares é igual a soma 
de todos os elétrons dos átomos envolvidos
Configuração dos Orbitais Moleculares (OM)
Ordem de 
ligação = 
1
2
Número de 
eletrons em 
orbitais 
moleculares 
ligantes
Número de 
eletrons em 
orbitais 
moleculares 
antiligantes
( - )
Ordem de 
ligação
½ 1 0½
En
er
gí
a
Propriedades de moléculas diatómicas homonucleares de elementos do segundo período
TA
B
EL
A 
1
0.
5
Ordem de ligação
Comprimento de ligação (pm)
Energia de ligação
(kJ/mol)
Propriedades magnéticas Diamagnética Paramagnética Diamagnética Diamagnética Paramagnética Diamagnética
Paramagnetismo do Oxigênio