2-Qumica_Inorgnica-Ligaes_qumicas_e_geometria_molecular

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Química Inorgânica Teórica I 
Profa. Dra. Simone Rodrigues 
Modelos de ligação
 Modelos de ligação
Tipo de átomo Tipo de ligação Característica da 
ligação
Metais com não 
metais 
Iônica Transferência de 
elétrons 
Não metais com 
não metais 
Covalente Compartilhamento de 
elétrons 
Metais com metais Metálica Agrupamento de 
elétrons
Modelos de ligação
+
+ -
+
- +
-
-
+
-
-
+
+
-
+
Modelos de ligação
 Modelos de ligação: Ligação iônica
3p+
Átomo de lítio
e-
Perda de 
1 elétron
e-
e-
Íon Li+
3p+
e-
e-
e-
Li = [He]2s1
Modelos de ligaçao
 Modelos de ligação: Ligação iônica 
9p+
Átomo de F
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e- e
-
e-
e-
Ganho de 1 
elétron
Íon F1-
10p+
e-
e-
e-
e-e-
e-
e-
e-
e-
e-
F = [He]2s22p5
e-
3p+
Átomo de Li
e-
Perda de 
1 elétron
e-
e-
Íon Li
3p+
e-
e-
9p+
Átomo de F
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e- e
-
e-
Ganho de 
1 elétron
Íon F1-
10p+
e-
e-
e-
e-e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
Modelos de ligação
 Modelos de ligação: Ligação iônica
Na Cl
Transferência de elétrons
+ -
NaCl
Modelos de ligação
 Modelos de ligação: Ligação iônica
Ca +2
P
-3Ca +2
P+2Ca
-3
3Ca + 2P = ?
Modelos de ligação
 Ligação iônica: Estrutura de Lewis
Transferência de elétrons 
Li + Cl → [Li]+[Cl]–
1e-
3p+
4n0
2e- 17p
+
18n0
8e-8e-2e
3p+
4n0
2e-1e-
17p+
18n0
7e- 8e- 2e-
Li Cl
[ Cl ]–[Li]+
Átomo de Li Átomo de Cl Íon lítio Íon cloreto
Modelos de ligação
 Ligação iônica: Estrutura de Lewis
Mg + O → [Mg]2+[O]2–
12p+
12n0
2e- 8e- 2e-
1e-
[ O ]2–[Mg]2+
6e- 2e-
8n0
8p+
1e-
8e- 2e-
8n0
8p+12p+
12n0
2e- 8e-
OMg
Modelos de ligação
 Modelos de ligação: Ligação covalente
Compartilhamento de elétrons para adquirirem a
estabilidade.
F F 8 elétronsde valência8 elétronsde valência
F2
Modelos de ligação
 Ligação covalente: : Estrutura de Lewis
H2O
H
HH
H O
Modelos de ligação
 Ligação covalente: : Estrutura de Lewis
CO2
OC
Modelos de ligação
 Ligação covalente: : Estrutura de Lewis
CO2
OCO
Modelos de ligação
 Ligação covalente: : Estrutura de Lewis
CO2
8 e- de 
valência
8 e- de 
valência
8 e- de 
valência
OCO
Modelos de ligação
 Ligação covalente: : Estrutura de Lewis
CO
OC
Modelos de ligação
 Ligação covalente: : Estrutura de Lewis
CO
OC
Modelos de ligação
 Ligação covalente: : Estrutura de Lewis
CO
OC
OC
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis : Encontrar o número de elétrons da camada 
de valência dos seguintes elementos “utilizando o gás cerne”
Si
O
P
B
Ar
Br
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 4 e-
6 e-
5 e-
3 e-
8 e-
7 e-
Modelos de ligação
1 2 3 4 5 6 7 8 
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Se Br Kr
Rb Sr Te I Xe
Cs Ba 
Estrutura de Lewis 
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis
FF FF F2
C F
F
F
F
C F
F
F
F
(CF4)
Modelos de ligação
 Faça a estrutura de Lewis para as moléculas abaixo: 
 CH4
 H2O
 NF3
 HBr
 OF2
 HCN
 NO3
-
 CO3
2-
O
HH
N
F
FF
H Br
O
F
F
NH C
N
O O
O
C
O O
O
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: Exceções a regra do octeto
Átomo central com deficiência de elétrons.
Uma molécula com um número ímpar de elétrons.
B e Be são os 
mais comuns.
São chamados 
de radicais
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: Exceções a regra do octeto
Expansão da CV
Uma camada de valência expandida
só é possível para os não metais do
Período 3 ou superior
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis 
Átomo
central
Colocação
dos átomos
Átomo com menor
número de elétrons
Passo 1
Adição dos átomos ao
redor do átomo central
Passo 2
Soma dos e-
de valência
Desenhe ligações simples, 
e subtraia 2e-.
Passo 3
Disponha
as ligações
Estrutura
de Lewis
Passo 4 Deixe cada átomo 
com 8e- (2e para a H).
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: NF3
Colocação
dos átomos
Soma dos e-
de valência
1 x N = 1 x 5 = 5e-
3 x F = 3 x 7 = 21 e-
Total = 26 e-
Átomo
central
N tem menor n°de e- de valência que o átomo de F.
Estrutura de 
Lewis
Disponha as 
ligações
Modelos de ligação
Faça a estrutura de Lewis para CCl2F2.
SOLUÇÃO:
Passo 1: o C apresentar menor n°de e-.
Passo 2: [1 x C(4e-)] + [2 x F(7e-)] + [2 x Cl(7e-)] = 
32 e- valência
Passo 3-4: Adicionar ligações simples, em seguida, estabelecer 
que todos os átomos atinjam o octeto.
Modelos de ligação
 Faça a estrutura de Lewis para CH4O.
SOLUÇÃO:
Passo 1: Colocar os átomos uns em relação aos
outros. H só pode formar uma ligação, então C
e O deve ser central e adjacentes uns aos
outros.
Passo 2: [1 x C(4e-)] + [1 x O(6e-)] + [4 x H(1e-)] = 
14 e- valência
Passo 3-4: garanta que todos os átomos
tenham atinjido o octeto exceto o H .
Modelos de ligação
 Faça a estrutura de Lewis para C2H4.
Plano: Depois de seguir os passos 1 a 4, vemos que o átomo central
não tem um octeto completo. Devemos, portanto, adicionar o
passo 5, que envolve a mudança de um par solitário para um
par de ligação.
SOLUÇÃO:
(a) C2H4 tem 2(4) + 4(1) = 12 e
- valência. 
Modelos de ligação
 Faça a estrutura de Lewis para N2.
N2 tem 2(5) = 10 e
- valência.
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: Ressonância
O3 pode ser desenhado de 2 maneiras:
A ressonância reduz a energia calculada da molécula e distribui o caráter ligante dos
elétrons por toda a moléculas.
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: Ressonância
A ressonância deve ser entendida como uma mistura de estruturas e não como
alternativa entre elas.
Ela distribui a ligação por toda a molécula.
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: Ressonância
SOLUÇÃO:
PROBLEMA: Escrever estruturas de ressonância para o íon nitrato, NO3
-.
Nitrato tem [1 x N(5e-)] + [3 x O(6e-)] + 1e-] = 24 e- valência
PLANO: Escreva a estrutura de Lewis, lembrando-se de adicionar 1e- ao
número total de e- de valência. Aplique o Passo 5 para formar
ligações múltiplas. Uma vez que as ligações múltiplas pode ser
formada em mais de um local, existem formas de ressonância.
Passo 1-4:
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: Ressonância
PROBLEMA: Escrever estruturas de ressonância para o íon nitrato, NO3
-.
Passo 5. Uma vez que o N não tem um octeto completo, mudar o par
solitário do O para formar um par de ligação para formar uma ligação
dupla.
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: Carga Formal
A carga formal é a carga de um átomo teria se todos os elétrons
fossem divididos igualmente.
carga formal de 
um átomo
=
1
2
N° total de elétrons 
ligantes
N° total de 
elétrons de 
valência no 
átomo
-
N° total de 
elétrons não 
ligantes
-
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: Carga Formal
OA [6 – 4 – ½(4)] = 0 
OB [6 – 2 – ½(6)] = +1
OC [6 – 6 – ½(2)] = -1 
OA [6 – 6 – ½(2)] = -1 
OB [6 – 2 – ½(6)] = +1
OC [6 – 4 – ½(4)] = 0 
Para ambas as formas de ressonância as cargas formais totalizam 
em zero, uma vez que O3 é uma molécula neutra.
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: Carga Formal
1. A estrutura de Lewis preferida é aquela na qual não há carga formal sobre
os átomos.
2. Estrutura de Lewis com cargas formais pequenas são mais plausíveis que
aquelas com altos valores sobre os átomos.
3. As estruturas de Lewis com distribuição similares de CF sobre os átomos,
a estrutura mais plausível é aquela na qual a carga formal negativa está
sobre o átomo mais eletronegativo.
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: Carga Formal
 Exemplo: NCO− 3 formas possíveis
+2 0 -1 -1 0 0 0 0 -1
Estrutura de ressonância com cargas formais menores são preferidos
A CF negativa sobre o átomo mais eletronegativo, é a forma de ressonância
preferível, logo a estrutura IIIé preferível em relação a forma de ressonância
II.
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: Carga Formal
SOLUÇÃO:
PROBLEMA: Escrever a estrutura de Lewis e identifique a exceção da 
octeto de regra para (a) SClF5; (b) H3PO4 (desenhe duas 
formas de ressonância e selecione o mais importante); (c)
BFCl2.
PLANO: Elementos a partir do 3 período podem ter o octeto expandido,
enquanto para o átomo de B é comum espécies com deficiências
de elétros.
(a) O átomo central é S, o qual está no 3 período e pode ter
uma camada de valência expandida.
Modelos de ligação
 Estrutura de Lewis: Carga Formal
(b) H3PO4 tem duas formas de ressonância e as CFs indicam a forma mais
importante.
(c) BFCl2 é uma molécula deficiente de elétrons. Onde o B tem apenas seis 
elétrons ao seu redor.
Teoria de Ligação de Valência 
 Heitler, London, Slater e Pauling:
 1ª descrição sobre ligações covalentes que levou em
consideração os orbitais atômicos.
 Teoria da Ligação deValência (TLV):
 1º modelo quanto-mecânico a distribuir os elétrons através de
ligações e que não é explicado pela teoria de Lewis e o
modelo RPECV
 Esta teoria permite o cálculo numérico dos ângulos e dos
comprimentos de ligação.
0.74 A
- 436 
0
H – H
E
n
e
rg
ia
p
o
te
n
ci
al
(K
J/
m
o
l)
Nenhuma atração
Alguma
atração
Atração e repulsão
sobreposição
Repulsão significativa
Diagrama energia potencial - Atração e repulsão
(distância internuclear)
Com o aumento da sobreposição, a
energia de interação diminui, e em uma
determinada distância ela será mínima.
Esta energia corresponde exatamente à
distância de ligação (comprimento de
ligação).
aparecimento de forças repulsivas,
geradas pelos núcleos dos átomos, que
levam a um aumento de energia.
Teoria de ligação de valência 
+ +
s orbital s orbital
+ ++ +
Ligação sigma
p orbital p orbital
Ligação sigma
 
  
As ligações são formadas quando
os orbitais dos átomos se
superpõem.
Teoria de Ligação de Valência
     
Ligação pi
Teoria de Ligação de Valência
Todas as ligações simples apresentam somente ligações sigma.
As ligações duplas apresentam uma ligação sigma e uma ligação
pi
As ligações triplas apresentam uma ligação sigma e duas
ligações pi
Teoria de Ligação de Valência
C6H6 = benzeno
As ligações duplas apresentam
uma ligação s e uma ligação
p.
Teoria de Ligação de Valência 
As ligações duplas apresentam
uma ligação s e uma ligação
p.
Teoria de ligação de Valência
As ligações duplas apresentam uma ligação s e uma ligação p.
Teoria de Ligação de Valência
Be
H
H
BeH2
s p
Orbitais atômicos Orbitais atômicos
Não há ligação química!
Be = [He]2s2
Be
s p
Be
H
H
s p
Orbitais atômicos
Orbitais híbridos
sp p
Be HH
BeH2Be 
Teoria de Ligação de Valência
Átomo de berílio no estado fundamental
1s 2s 2p
1s 2s 2p
Promoção de 1 elétron.
s
px py pz
sp
Orbitais híbridos
E
n
e
rg
ia
hibridização
s orbital p orbital
Dois orbitais sp orbitais híbridos sp mostrados juntos
1s sp 2p
H HBe
n = 1
n = 2
Orbitais Híbridos sp
A molécula BeF2 foi identificada experimentalmente:
A configuração eletrônica do Be é: 1s2 2s2
Não existem elétrons desemparelhados para formar as ligações, assim, 
estes orbitais não são apropriados para descrever esta molécula.
Dois elétrons do Be serão compartilhados com os elétrons 
desemparelhados dos átomos de F, para isso:
De acordo com a RPENV  o ângulo de ligação do F -Be- F será 180°
“promoção”
“mistura”
Um orbital 2s e um orbital 2p misturam-se gerando dois orbitais híbridos sp:
Os lóbulos dos orbitais estão a 180° de distância entre si.
Teoria de Ligação de Valência
2s 2p
B no estado fundamental
s
px py pzE
n
e
rg
y
sp2 2p
BH3
hibridização
s orbital
2s 2p
Promoção de um elétron
sp2
Orbitais híbridos
p orbitais
sp2
três orbitais híbridos sp2
H
H
H
B
Orbitais Híbridos sp2
A molécula BF3 foi identificada experimentalmente:
A configuração eletrônica do B é: 1s2 2s2 2p1
Estes orbitais não são apropriados para descrever esta molécula.
Três elétrons do B serão compartilhados com os elétrons 
desemparelhados dos átomos de F, para isso:
De acordo com a RPENV  o ângulo de ligação do BF3 será 120°
“promoção” “mistura”
orbitais híbridos sp2 encontram-se no mesmo plano  120°
A grande maioria das moléculas que possuem arranjo trigonal plano possuem 
orbitais híbridos sp2 no átomo central.
Teoria de Ligação de Valência
1s
2s
2p
C = [He]2s22p2
1s
2s
2p
1s 1s1s 1s
Teoria de Ligação de Valência
s
px py pz
sp3
Orbitais híbridos
E
n
e
rg
y
sp3
CH4
B
A
B
B
B
C = [He]2s22p2
Orbitais Híbridos sp3
A molécula CH4 foi identificada experimentalmente:
A configuração eletrônica do C é: 1s2 2s2 2p2
Estes orbitais não são apropriados para descrever esta molécula.
Quatro elétrons do C serão compartilhados com os elétrons 
desemparelhados dos átomos de H, para isso:
De acordo com a RPENV  o ângulo de ligação do CH4 será 109° 28`
“promoção”
“mistura”
Orbitais sp3  lobos voltados em direção aos vértices de um tetraedro.
Moléculas que possuem arranjo tetraédrico são hibridizadas em sp3 . 
Teoria de Ligação de Valência 
3s 3p 3d 3s 3p 3d
promoção
sp3d 3dF
F
FP
F
F
Be
Be
Be
Ba
Ba
Bipirâmide trigonal
hibridização
P = [Ne]3s23p3 Orbitais d vazios
s,p
s,p,p
s,p,p,p
s,p,p,p,d
s,p,p,p,d,d
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
2
3
4
5
6
Linear
Trigonal Planar
Tetraedro
Trigonal
Bipiramidal
Octaedro
Teoria de Ligação de Valência
2s 2p 2s 2p sp2 2p
promoçãoe Hibridização
C C
H
H H
H
C2H4
Uma ligação s e uma ligação p
H
H
C
C
H
H s
s
s
s
s
H
H
C
C
H
H
H
H
sp2
sp2
sp2
H
H
sp2
sp2
sp2
p p
p p
Teoria de Ligação de Valência
 De acordo com a TLV a formação de uma ligação covalente se dá
através do entrosamento (superposição) entre dois orbitais
atômicos monocupados sejam eles híbridos ou não.
 A TLV não prevê diretamente o magnetismo da molécula de O2,
não prevê a geometria de algumas moléculas. E também não
consegue explicar a cor de muitos compostos.
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
CdBr2
Cd = [Kr]4d105s2
5s 5p 5s 5p
promoção
hibridização
Br Br
5s 5p
Hibridização sp
Matriz e 
real: Linear
B BA
180o
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
GaI3
Ga = [Ar]3d104s2 4p1
4s 4p 4d
promoção
hibridização
Hibridização sp2
Matriz: Trigonal planar
Real: trigonal planar
4s 4p 4d
4s 4p 4d
I I I
B
B
A
B
120o
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
SnCl2
Sn = [Kr]4d105s2 5p2
5s 5p 5s 5p
promoção
hibridização
Cl Cl
5s 5p
Hibridização sp2
Matriz: Trigonal Plana
Real: Angular
Nuvem eletrônica
B
B
A
B
120o
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
SnBr4
Sn = [Kr]4d105s2 5p2
5s 5p 5s 5p
promoção
hibridização
Br Br
5s 5p
Hibridização sp3
Matriz: Tetraedral
Real: Tetraedro
Br Br
B
B
B
B
109.5o
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
AsBr3
As = [Ar]3d104s2 4p3
3s 3p 3d
promoção
hibridização
Hibridização sp3
Matriz: Tetraedro
Real: Pirâmide trigonal
3s 3p 3d
3s 3p 3d
Br Br
Nuvem eletrônica
Br
B
B
B
B
109.5o
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
SCl2
S = [Ne]3s2 3p4
3s 3p 3d
promoção
hibridização
Hibridização sp3
Matriz: Tetraedro
Real: Angular
3s 3p 3d
3s 3p 3d
Cl Cl
Nuvem eletrônica
B
B
B
B
109.5o
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
PCl5
P = [Ne]3s2 3p3
3s 3p 3d
promoção
hibridização
Hibridização sp3d
Matriz: Bipirâmide Triangular
Real: Bipirâmide triangular
3s 3p 3d
3s 3p 3d
Cl Cl Cl Cl Cl
Be
Be
Be
Ba
Ba
120o
90o
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
SF4
S = [Ne]3s2 3p4
3s 3p 3d
promoção
hibridização
Hibridização sp3d
Matriz: Bipirâmide triangularReal: tetraedro irregular
3s 3p 3d
3s 3p 3d
F F
Nuvem eletrônica
F F
Be
Be
Be
Ba
Ba
120o
90o
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
BrF3
Br = [Ar]3d104s2 4p5
4s 4p 4d
promoção
hibridização
Hibridização sp3d
Matriz: Triangular bipiramidal
Real: Formato T
4s 4p 4d
4s 4p 4d
F F
Nuvem eletrônica
F
Be
Be
Be
Ba
Ba
120o
90o
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
XeF2
Xe = [Kr]5s2 5p6
5s 5p 5d
promoção
hibridização
Hibridização sp3d
Matriz: Trigonal bipiramidal
Real: Angular
5s 5p 5d
5s 5p 5d
F F
Nuvem eletrônica
Be
Be
Be
Ba
Ba
120o
90o
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
SF6
S = [Ne]3s2 3p4
3s 3p 3d
promoção
hibridização
Hibridização sp3d2
Matriz: Octedro
Real: Octaedro
3s 3p 3d
3s 3p 3d
F F F F F F
B
B
B
B
B
B
A
90o
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
BrF5
Br = [Ar]3d104s2 4p5
4s 4p 4d
promoção
hibridização
Hibridização sp3d2
Matriz: Octraedo
Real: Priâmide de base quadrada
4s 4p 4d
4s 4p 4d
F F
Nuvem eletrônica
F F F
B
B
B
B
B
B
A
90o
TLV, Geometria molecular e o Modelo
RPECV
XeF4
Xe = [Kr]5s2 5p6
5s 5p 5d
promoção
hibridização
Hibridização sp3d2
Matriz: Octraedo
Real: Quadrado Planar
5s 5p 5d
5s 5p 5d
F F
Nuvem eletrônica
F F
B
B
B
B
B
B
A
90o
Geometria molecular e o Modelo RPECV
Exemplos:
CS2, HCN, BeF2
AX2
Três átomos (AB2)
•Linear (180o)
•Angular 
B BA
linear
Linear
180o
Geometria molecular e o Modelo RPECV
AX3
Exemplos:
SO2, O3, PbCl2, SnBr2
Quatro átomos (AB3)
•Trigonal planar (120o)
•Pirâmide trigonal
•Forma-T
B
B
A
B
trigonal planar
Trigonal planar
Geometria molecular e o Modelo RPECV
Exemplos:
SO3, BF3, NO3
–, CO3
2−
AX2E
Quatro átomos (AB3)
•Trigonal planar (120o)
•Pirâmide trigonal
•Forma-T
B
B
A
B
trigonal planar
Geometria molecular e o Modelo RPECV
 Fatores que afetam o ângulo de ligação 
Par de e- não ligantesLigação dupla
Geometria molecular e o Modelo RPECV
Exemplos:
CH4, SiCl4, 
SO4
2–, ClO4
–
AX4
Cinco átomos (AB4)
•Tetraedro (109.47o)
•Quadrado planar
•Gangorra
B
B
B
B
tetraedro
Tetraedro
109.5o
Geometria molecular e o Modelo RPECV
AX3E
Examples:
NH3, PF3
ClO3
–, H3O
+
Exemplos:
H2O, OF2, SCl2
AX2E2
Cinco átomos (AB4)
•Tetraedro (109.47o)
•Quadrado planar
•Gangorra
B
B
B
B
tetraedro
Angular
104.5o
Geometria molecular e o Modelo RPECV
AX5 Exemplos:
PF5, AsF5,
SOF4
Seis átomos (AB5)
•Bipiramide trigonal 
•Pirâmide quadrada
Be
Be
Be
Ba
Ba
Bipirâmide
trigonal
Geometria molecular e o Modelo RPECV
Exemplos:
SF4, XeO2F2
IF4
+, IO2F2
–
AX4E
AX3E2
Exemplos:
ClF3, BrF3
Seis átomos (AB5)
•Bipiramide trigonal 
•Pirâmide quadrada
Be
Be
Be
Ba
Ba
Bipirâmide
trigonal
Pirâmide trigonal
107.3o
Geometria molecular e o Modelo RPECV
AX2E3
Exemplos:
XeF2, I3
–, IF2
–
Seis átomos (AB5)
•Bipiramide trigonal 
•Pirâmide quadrada
Be
Be
Be
Ba
Ba
Bipirâmide
trigonal
Geometria molecular e o Modelo RPECV
Exemplos:
SF6, IOF5
AX6
Sete átomos (AB6)
•Octaedro
B
B
B
B
B
B
A
Geometria molecular e o Modelo RPECV
AX5E
Exemplos:
BrF5, TeF5
–, 
XeOF4
AX4E2
Exemplos:
XeF4, ICl4
–
Sete átomos (AB6)
•Octaedro
B
B
B
B
B
B
A
Geometria molecular e o Modelo RPECV
Número de ligantes
Geometria
Ângulo de ligação
Tetraedro
Trigonal
planar
Tetraedro
109.5o 120o 109.5o
C C OH H
H
H O
4 3 4
Ácido acético, CH3COOH
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/e/ef/Acetic-acid-3D-balls.png
Geometria molecular e o Modelo RPECV
C
109.5o
H
HH
H
N
107o HH
H
..
O
104.5o H
H
..
CH4
NH3
H2O
..
O
O
O
Par de elétrons
O
OO
O3, ozônio
Geometria molecular e o Modelo RPECV
AB2
AB2E
AB2E2
AB2E3
AB3
AB3E
AB3E2
AB4
AB4E
AB4E2
AB5
AB5E
AB6
2
2
2
2
3
3
3
4
4
4
5
5
6
0
1
2
3
0
1
2
0
1
2
0
1
0
Linear
Trigonal planar
Tetraedro
Trigonal bipiramidal
Trigonal planar
Tetraedro
Triangular bipiramidal
Tetrahedral
Bipyrâmide Triangular
Octaedro
BipyrâmideTriangular
Octaedro
Octaedro
Linear
Angular
Angular
Linear
Trigonal planar
Pirâmide trigonal
Forma-T
Tetraedro
Tetraedro irregular
Quadrado planar
BipyrâmideTriangular
Piramidal de base quad.
Octaedro
CdBr2
SnCl2, PbI2
OH2, OF2, SCl2, TeI2
XeF2
BCl3, BF3, GaI3
NH3, NF3, PCl3, AsBr3
ClF3, BrF3
CH4, SiCl4, SnBr4, ZrI4
SF4, SeCl4, TeBr4
XeF4
PF5, PCl5(g), SbF5
ClF3, BrF3, IF5
SF6, SeF6, Te(OH)6,
MoF6
Fórmula
PL PNL
Geometria ideal Fórmula molecular 
observada Exemplos
Geometria molecular e o Modelo RPECV
PROBLEMA:Desenhar a forma molecular e preveja os ângulos de
ligação de (a) PF3 and (b) COCl2.
P = [Ne]3s2 3p3
3s 3p 3d
promoção
hibridização
Hibridização sp3
Matriz: Tetraedro
Real: Pirâmide trigonal
3s 3p 3d
3s 3p 3d
F F
Nuvem eletrônica
F
Geometria molecular e o Modelo RPECV
PROBLEMA:Desenhar a forma molecular e preveja os ângulos de
ligação de (a) PF3 and (b) COCl2.
P = [Ne]3s2 3p3
Hibridização sp3
Matriz: Tetraedro
Real: Pirâmide trigonal
3s 3p 3d
F F
Nuvem eletrônica
F AB2E
Geometria molecular e o Modelo RPECV
PROBLEMA:Desenhar a forma molecular e preveja os ângulos de
ligação de (b) COCl2.
C = [He]2s2 2p2
2s 2p 2s 2p
promoção
hibridização
O Cl
2s 2p
Cl
Sobra apenas 1 é. Isso indica
que vai ser necessário realizar
uma dupla ligação
Hibridização sp2
Matriz: Trigonal planar
Real: trigonal planar
Geometria molecular e o Modelo RPECV
PROBLEMA: Desenhe as formas moleculares e preveja os ângulos de
ligação (em relação aos ângulos de ligação ideal) de (a)
SbF5 and (b) BrF5.
Sb = [Kr]4d105s2 5p3
5s 5p 5d
promoção
hibridização
5s 5p 5d
3s 3p 3d
F F
Nuvem eletrônica
F F F Hibridização sp3d
Matriz: Bipirâmide Triangular
Real: Bipirâmide triangular
Geometria molecular e o Modelo RPECV
PROBLEMA: Desenhe as formas moleculares e preveja os ângulos de
ligação (em relação aos ângulos de ligação ideal) de (a)
SbF5 and (b) BrF5.
Br = [Ar]3d104s2 4p5
4s 4p 4d
promoção
hibridização
4s 4p 4d
4s 4p 4d
F F
Nuvem eletrônica
F F
F
Hibridização sp3d2
Matriz: Octaedro
Real: Piramidal de base quadrada
Geometria molecular e o Modelo RPECV
2 total
2 ligado
0 isolado
LINEAR
180°
BeH2
B BA
Geometria molecular e o Modelo RPECV
3 total
3 ligados
0 isolado
TRIGONAL PLANAR
120°
BF3
B
B
A
B
Geometria molecular e o Modelo RPECV
3 total
2 ligado
1 isolado
angular
<120°
SO2
Geometria molecular e o Modelo RPECV
4 total
4 ligado
0 isolado
TETRAEDRO
109.5°
CH4
B
A
B
B
B
Geometria molecular e o Modelo RPECV
4 total
3 ligado
1 isolado
Pirâmide trigonal
107°
NH3
Geometria molecular e o Modelo RPECV
4 total
2 ligado
2 isolado
Angular
104.5°
H2O
H x
Hx
O H x
H
x
O
Geometria molecular e o Modelo RPECV
5 total
5 ligado
0 isolado
Bipirâmide trigonal
120°/90°
PCl5
Be
Be
Be
Ba
Ba
Geometria molecular e o Modelo RPECV
6 total
6 ligado
0 isolado
OCTAEDRO
90°
SF6
B
B
B
B
B
B
A
NCT PL PNL GEOMETRIA ÂNGULO HIBRIDAÇÃO DO 
ÁTOMO CENTRAL
EXEMPLOS
2 2 0 linear 180º sp CO2, CS2, C2H2, BeH2
3 3 0 trigonal plana 120º sp2 BF3, COCl2, NO3
-
2 1 angular <120º sp2 SO2, NO2
-
4 4 0 tetraédrica 109,5º sp3 NH4
+, CCl4, CH4, BF4
-, 
ClO4
-
3 1 piramidal trigonal <109,5º sp3 NH3, ClO3
-, H3O
+
2 2 angular <109,5º sp3 H2O, ClO2
-
5 5 0 bipiramidal trigonal 90º e 120º dsp3 PCl5, PF5, PBr3F2
4 1 gangorra <90º e <120º dsp3 SF4, IF4
+, SeCl4
3 2 forma de T -------- dsp3 ClF3, ClBr3
2 3 linear ------ dsp3 ICl2
-, XeF2, I3
-
6 6 0 octaédrica 90º d2sp3 SF6, PF6
5 1 piramidal quadrada -------- d2sp3 BrF5, IF5, TeF5
4 2 quadrática plana -------- d2sp3 XeF4, BrF4
http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=156
http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=162
http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=160
http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=142
http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=154
http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=152
http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=156
http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=240http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/?p=158
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
 Polaridade da molécula
 Depende do momento de dipolo
 Forma molecular 
+ –
+ –
H Cl
+ –
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
 Eletronegatividade
F
4.0
Ar
--
Kr
3.0
Xe
2.6
Rn
2.4
Be
1.5
Al
1.5
Si
1.8
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.8
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.7
Ga
1.6
Ge
1.8
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Ta
1.5
W
1.7
Re
1.9
Hg
1.9
Tl
1.8
Pb
1.8
Bi
1.9
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Cl
3.0
C
2.5
S
2.5
Br
2.8
I
2.5
Na
0.9
K
0.8
Rb
0.8
Cs
0.7
Ba
0.9
Fr
0.7
Ra
0.9
H
2.1
B
2.0
P
2.1
As
2.0
Se
2.4
Ru
2.2
Rh
2.2
Pd
2.2
Te
2.1
Os
2.2
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Po
2.0
At
2.2
Actinideos: 1.3 - 1.5
Li
1.0
Ca
1.0
Sc
1.3
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Hf
1.3
Mg
1.2
La
1.1
Ac
1.1
Lantanideos: 1.1 - 1.3
*
*
y
y
Ne
--
He
--
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
 Momento de dipolo
 A polaridade de uma
molécula é medido pelo
seu momento dipolar (μ),
que é dada na unidade de
Debye(D).
 Uma molécula é polar se
os dipolos de ligações
individuais não se
cancelam.
Iônico
Covalente- Polar
Covalente apolar
3.3
1.7
0.3
0
100%
50%
5%
0%
D
ife
re
n
ça
s
d
e
 e
le
tr
o
n
e
ga
ti
vi
d
ad
e P
e
rce
n
tu
al
d
e
 caráte
r
iô
n
ico
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
Exemplo: CO2
A eletronegatividade, DEN, entre C (EN = 2.5) e O (EN = 3.5) 
faz com que cada ligação C=O seja polar .
CO2 é linear, o ângulo de ligação é 180 °, e as polaridades de
ligação individuais se cancelam. A molécula não tem momento
de dipolo (μ = 0 D).
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
Exemplo: H2O
A DEN entre H (EN = 2,1) e O (EN = 3,5) faz com que a
ligação H-O seja polar.
H2O tem uma geometria em forma de V e as polaridades de
ligação individuais não se cancelam. Esta molécula é polar.
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
As moléculas com a mesma forma podem ter diferentes polaridades.
CCl4
As ligações são polares, mas
as polaridades das ligações
individuais se cancelam. Logo,
a molécula é apolar.
CHCl3
Polaridade das ligações não se
cancelam. Esta molécula é polar (μ
= 1.01 D).
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
(a)NH3
(b) BF3
(c) SCO
PROBLEMA:
Para cada um dos seguintes prediga se a molécula é polar ou apolar. 
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
SOLUÇÃO:
(a) NH3 tem 8 e
- valência tem uma geometria trigonal plana. 
N (EN = 3,0) é mais eletronegativo que o átomo de H (EN = 2,1) assim
polaridades das ligações apontam para N.
NH3 é polar.
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
(b) BF3 tem 24 e
- valência e apresenta a forma trigonal plana. 
F (EN = 4.0) é mais eletronegativo que o B (EN = 2.0) assim
polaridades das ligações apontam para F.
BF3 é apolar .
BF3 não tem polaridade molecular.
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
(c) SCO tem uma forma linear. 
C e S tem a mesma EN (2.5) mas a ligação C=O (DEN = 1.0) é muito
polar.
SCO é polar
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
 Polaridade da molécula 
BF3
F
F F
B
Trigonal planar
Moléculas apolares: Os momentos de dipolo são simétricos e se anulam.
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
 Polaridade da molécula
H2O
H H
O Momento
de dipolo
Moléculas polares: Os momentos de dipolo são assimétricas e não se cancelam.
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
 Polaridade da molécula
Consequentemente, as moléculas polares têm: forma assimétrica (pares
solitários) ou átomos assimétricos
CHCl3
H
Cl Cl
Cl
net
dipole
moment
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
 Polaridade da molécula 
apolar
C OO
Dipolos
Momento de dipolo resultante = 0
Polar
H H
O
Dipolos
Momento de dipolo resultante
Ligação covalente apolar: 
• elétrons são compartilhados igualmente
• densidade de elétrons simétrica
• átomos geralmente idênticos
Ligação covalente polar:
• elétrons são compartilhados de forma 
desigual
• densidade eletrônica assimétrica
• resulta em cargas parciais (dipolo)
Valores de eletronegatividade e Momentos 
de dipolo
..
H Cl
Polar
H H
O
Polar
F F
B
F
apolar
H
H
H
N
Polar
Polar apolar
F FCl
F
F F
Xe
F F
apolar Polar
Cl
Cl
C
Cl
Cl
H
C
Cl
H
H
XeF4
CCl4 CH3Cl
HCl H2O BF3 NH3
Teoria do Orbital Molecular
 Elucidar alguns aspectos da ligação não explicados pelas
estruturas de Lewis, pela teoria da RPECV e pela
hibridização.
 Exemplos:
 Por que o O2 interage com um campo magnético?
Teoria do Orbital Molecular
1s 1s
s1s
s*1s
1s 1s
s1s
s*1s
Molécula de H2
Molécula de He2
H átomo H átomo
He átomo He átomo
En
er
gi
a
En
er
gi
a
Diagrama de energia (a) a molécula de H2 e (b) a molécula hipotética do He2
(a)
(b)
Teoria do Orbital Molecular
Ordem da ligação = ½ (número de elétrons ligantes - número de elétrons não ligantes)
• A ordem de ligação de 1 representa uma ligação simples,
• A ordem de ligação de 2 representa uma ligação dupla,
• A ordem de ligação de 3 representa uma ligação tripla.
• A ordem de ligação de 0 significa que a molécula não existe.
Teoria do Orbital Molecular
1s2 1s2
s1s
s*1s
2s1 2s1
s2s
s*2sLi = 1s22s1
Li Li
Li2
En
er
gi
a
Teoria do Orbital Molecular
Be
E
n
e
rg
y
BeBe2
1s 1s
1sg
1su*
2s 2s
2sg
2su*
s2s
s*2s
s2p
p2pEnergia dos 
orbitais moleculares
O2, F2, Ne2 B2, C2, N2
Aumenta a interação 2s – 2p
Diagrama de nível de energia
para orbitais moleculares do
segundo período da tabela
períodica para moléculas
diatômicas homonucleares.
Teoria do Orbital Molecular
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p2p
p*2p
F
E
n
e
rg
y
FF2
2s 2s
2sg
2su*
2p
2p
3sg
3su*
1pu
1pg*
MO diagram for F2
(px,py)
pz
Teoria do Orbital Molecular
 Para homonuclear
 O2
+
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
O O+
Teoria do Orbital Molecular
 Para homonuclear
 O2
-
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
O O-
Teoria do Orbital Molecular
 Para homonuclear
 O2
2-
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
O- O-
Teoria do Orbital Molecular
 Paramagnetismo - Moléculas com um ou mais elétrons
desemparelhados são atraídas para um campo magnético. (Parece
pesar mais em um campo magnético).
 Diamagnetismo - Substâncias sem elétrons desemparelhados são 
fracamente repelidos um campo magnético. (Parece pesar menos em 
um campo magnético)
s2s
s*2s
p2p
s2p
p*2p
s*2p
Larga interação 2s – 2p Pequena interação 2s – 2p
s2s
s*2s
s2p
p2p
p*2p
s*2p
C2 N2B2 F2 Ne2O2
Ordem de Ligação
Entalpia de ligação
(kJ/mol)
Comp. de ligação
(angstrom)
Comportamento 
magnético
1 2 3 2 1 0 
290 620 941 495 155 -----
1.59 1.31 1.10 1.21 1.43 -----
Paramagnetic o Diamagnetic o Diamagnetico Paramagnetico Diamagnetic o _____
s2p*
p2p*
p2p
s2p
s2s*
s2s
E
O2 O2
+ O2
– O2
2-
O2 : O.L = (8 - 4)/2 = 2
O2
+ : O.L = (8 - 3)/2 = 2.5
O2
– : O.L = (8 - 5)/2 = 1.5
O2
2- : O.L = (8 - 6)/2 = 1
Teoria do orbital molecular
Teoria do Orbital Molecular
 Para heteronuclear
 Onde vamos colocar os orbitais atômicos em um átomo em
relação ao orbitais atómicas sobre outros átomos?
 Como podemos prever qual orbital apresenta menor energia?
Exemplo : Li – F
Quanto maior eletronegatividade menorenergia e mais estável.
 O orbitais do elemento mais eletronegativo é colocado na
parte inferior do diagrama.
Teoria do Orbital Molecular
 Para heteronuclear
 NO
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
N O
Ordem de ligação 5,2
2
38
=
−
=
Teoria do Orbital Molecular
 Para heteronuclear
 CO
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
C O
Teoria do Orbital Molecular
 Para heteronuclear
 CN
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
C N
Teoria do Orbital Molecular
 Para heteronuclear
 CN-
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
C N
Ordem de ligação 0,3
2
28
=
−
=
Exercícios
 Faça o diagrama de energia, determine a ordem de ligação
e o comportamento magnético dos seguintes:
a) CO
b) NO-
c) OF+
d) NeF+
e) NO+
f) CN+
Exercícios
a) CO
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
C O
Ordem de ligação =
8 − 2
2
= 3
Diamagnético
Exercícios
a) NO-
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
N O-
Ordem de ligação =
8−4
2
=2
Paramagnético
Teoria do Orbital Molecular
 OF+
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
O F+
Ordem de ligação =
8−4
2
=2
Paramagnético
Teoria do Orbital Molecular
 NeF+
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
Ne F+
Ordem de ligação =
8−6
2
=1
Diamagnético
Exercícios
a) NO+
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
N O+
Ordem de ligação =
8 − 2
2
= 3
Diamagnético
Exercícios
a) CN+
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
C N+
Ordem de ligação =
6 − 2
2
= 2
diamagnético
Exercícios
 Faça o diagrama de energia, determine a ordem de ligação
e o comportamento magnético dos seguintes:
a) B2
+
b) Li2
+
c) N2
+
d) Ne2
2+
Exercícios
a) B2
+
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
B B+
Ordem de ligação =
3 − 2
2
= 1/2
Paramagnético
Exercícios
a) Li2
+
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
Li Li+
Ordem de ligação =
1 − 0
2
= 1/2
Paramagnético
Exercícios
a) N2
+
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
N N+
Ordem de ligação =
7 − 2
2
= 5/2
Paramagnético
Teoria do Orbital Molecular
 Ne2
+
2s 2s
s2s
s*2s
2p 2p
s2p
p*2p
p2p
Ne Ne+
Ordem de ligação =
8−7
2
=1/2
Paramagnético
Exercícios
 Determine as geometrias molecular(ideal e real) e a
polaridade das moléculas.
a) OF2
b) SF3
c) CF4
d) XeO4
e) AsH3
Exercícios
a) OF2
O = [He]2s2 2p4
2s 2p 3d
promoção
hibridização
Hibridização sp3
Matriz: Tetraedro
Real: Angular
2s 2p 3d
2s 2p 3d
F F
Nuvem eletrônica
Exercícios
a) SF3
+
S = [Ne]3s2 3p4
3s 3p 3d
promoção
hibridização
Hibridização sp3
Matriz: Tetraedro
Real: Piramidal
3s 3p 3d
3s 3p 3d
F F
Nuvem eletrônica
F
Exercícios
2s 2p 2s 2p
promoção
hibridização
F F
2s 2p
F
Hibridização sp3
Matriz: Tetraedro
Real: tetraedro
a) CF4
F
Exercícios
Xe = [Kr]5s2 5p6
5s 5p 5d
promoção
hibridização
Hibridização sp3d2
Matriz: Octraedo
Real: Quadrado Planar
5s 5p 5d
5s 5p 5d
O O
Nuvem eletrônica
O O
a) XeO4
Exercícios
As = [Ar]3d104s2 4p3
4s 4p 4d
promoção
hibridização
Hibridização sp3
Matriz: Tetraedro
Real: Pirâmide trigonal
4s 4p 4d
4s 4p 4d
H H
Nuvem eletrônica
H
a) AsH3