Aula_estrutura_Molecular

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ESTRUTURA MOLECULAR
PROF. CARLOS MAURICIO R. SANT’ANNA
DQF – IQ – UFRRJ 
C.M.R. SANT'ANNA, UFRRJ, 2021
1. TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS 
DE VALÊNCIA
 Nessa teoria, é proposto que nas moléculas os elétrons de valência se distribuem ao redor dos núcleos aos pares 
(radicais livres são exceção). 
 Esses pares são classificados como pares ligantes e pares solitários. Os pares ligantes são aqueles que são 
compartilhados entre 2 núcleos diferentes; os pares solitários estão associados a um único núcleo. Por exemplo:
Par solitário
Par ligante
 Os pares exercem repulsão uns sobre os outros, porque têm cargas elétricas iguais. 
 Apesar da carga total de um par solitário ser a mesma de um par ligante, considera-se que a repulsão exercida por 
um par solitário é maior do que a de um par ligante. Isso ocorre porque o par solitário, que está associado a um 
único núcleo, tem maior densidade eletrônica do que o par ligante, que se distribui entre os dois núcleos. 
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Nota
Carga mais concentrada.
1. TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS 
DE VALÊNCIA
 A geometria molecular é definida pela organização espacial dos núcleos dos átomos ligados ao átomo 
central.
 Como os núcleos dos átomos se ligam por meio dos pares de elétrons ligantes, a posição dos núcleos é 
determinada pela orientação desses pares.
 A orientação dos pares ligantes, em geral, é determinada pela menor repulsão possível entre eles e, quando 
presentes, também com os pares não ligantes localizados ao redor de um determinado núcleo.
 Essa menor repulsão é conseguida pelo maior afastamento possível entre os pares de elétrons e pode ser 
prevista pela aplicação de conceitos simples de geometria.
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Trigonal
Tetraédrica Pirâmide trigonal
Angular
Angular
Bipirâmide trigonal Gangorra Forma de T
Octaédrica Pirâmide quadrada Quadrada Forma de TC.M.R. SANT'ANNA, UFRRJ, 2021
Número de 
pares de 
elétrons
Geometria de 
pares de 
elétrons (0 
par solitário)
1 par solitário 2 pares 
solitários
3 pares 
solitários
4 pares 
solitários
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Nota
Estrutura com três dimensões - fora do plano.
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Nota
Quanto maior for o angulo, menor será a repulsão dos elétrons.
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Nota
Menor que 120°, visto que os pares de elétrons não ligantes possuem uma densidade eletrônica maior, afastando assim os pares de elétrons ligantes.
- maior repulsão 
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 Nessa teoria, as ligações resultam da sobreposição de orbitais atômicos dos átomos que se ligam, formando regiões 
entre os núcleos em que é mais provável encontrar os elétrons.
 Ligações em que essas regiões contêm o eixo internuclear são chamadas ligações s. Por exemplo:
2. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA E 
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS
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Nota
Representação de um único orbital.
2. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA E 
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS
 A orientação dos orbitais atômicos no espaço muitas vezes não parece corresponder à das ligações químicas. Na TLV, isso é 
explicado pela formação de orbitais híbridos. Orbitais híbridos surgem pela combinação de dois ou mais tipos de 
orbitais atômicos. Os mais comuns são:
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Nota
Representação de dois orbitais.
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Nota
Cinco orbitais isoenergéticos. 
- capaz de fazer cinco ligações covalentes. 
 O estado híbrido é definido pelo 
número total de pares de elétrons 
(ligantes + solitários) que devem se 
acomodar ao redor do átomo central
 Por exemplo, em moléculas como 
CH4 (4 pares ligantes), NH3 (3 pares 
ligantes + 1 par solitário) e H2O (2 
pares ligantes + 2 pares solitários), o 
átomo central apresentaria o mesmo 
estado híbrido (sp3). 
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Nota
Todos apresentam 4 pares de elétrons.
 Orbitais híbridos têm a mesma energia. Por exemplo:
N no estado 
fundamental
O no estado 
fundamental
N no estado híbrido 
sp3
O no estado híbrido 
sp3
Energia
Energia
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Nota
Apresentava ângulo de 90° de distância entre si. 
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Nota
Passou a apresentar um ângulo maior que 90° de distância entre si, 109,5°.
- assumindo uma geometria mais estável. 
 Quando o total de orbitais atômicos não é usado na hibridação, os que sobram podem ser usados em outras 
ligações. Por exemplo, na hibridação sp2, o orbital p que sobra fica perpendicular ao plano molecular e pode se 
sobrepor com outro orbital p paralelo a ele. 
 A ligação que surge, em que as regiões onde é mais provável encontrar os elétrons envolvidos na ligação se 
localizam acima e abaixo do plano que contém a molécula, é chamada ligação p. 
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