Ligações químicas e a estrutura das moléculas

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Ligações químicas e a estrutura das moléculas
Prof.ª Marianne Grilo Rezende
Descrição
Ligações químicas e a estrutura das moléculas; Ligações iônicas e covalentes; Teoria da Ligação de Valência; Teoria dos Orbitais Moleculares.
Propósito
Compreender os conceitos relacionados às ligações químicas e os fundamentos teóricos pertencentes à correlação entre ligações químicas e a
estrutura das moléculas, bem como a aplicabilidade desses princípios na área da Química e demais disciplinas.
Objetivos
Módulo 1
As ligações químicas
Identificar a natureza das ligações químicas.
Módulo 2
Conceitos fundamentais e geometria molecular
Definir conceitos químicos relacionados à estrutura das moléculas.
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Módulo 3
Teorias de ligação
Reconhecer as principais teorias de ligações químicas.
Introdução
Em meados do século XIX, uma nova ciência química desenvolvia-se rapidamente por meio de especialistas que iniciavam a investigação sobre as
forças que mantinham os compostos unidos. August Kekulé e Archibald Couper, em 1858, independentes um do outro, propuseram que, em todos
os seus compostos, o carbono é tetravalente, ou seja, sempre forma quatro ligações quando se une a outros elementos para formar compostos
estáveis. Segundo Kekulé, os átomos de carbono podem se conectar para formar longas cadeias estendidas de átomos. Surgia, então, o conceito de
ligação química.
Pouco tempo depois da natureza do carbono tetravalente ter sido proposta, extensões da teoria Kekulé-Couper foram desenvolvidas em razão da
possibilidade de ligação múltipla entre os átomos. Emil Erlenmeyer propôs a ligação tripla carbono-carbono para o acetileno, e Alexander Crum
Brown propôs a ligação dupla carbono-carbono para o etileno. Em 1865, Kekulé foi responsável pelo maior avanço, quando sugeriu que as cadeias
de átomos de carbono poderiam formar anéis de átomos.
Em 1874, Jacobus van’t Hoff e Joseph Le Bel adicionaram uma terceira dimensão às ideias sobre os compostos, propondo que as ligações do
carbono tinham orientações espaciais específicas. Surge, então, outro conceito muito importante na química, que auxilia na interpretação das
propriedades de várias substâncias: a estrutura das moléculas.
Apesar dessas descobertas, ficava ainda a questão: Como os átomos se ligam? E por que se orientam de maneiras diferentes no espaço?
No decorrer deste conteúdo, explicaremos os diferentes tipos de ligações, suas propriedades, como os átomos se arranjam em compostos
químicos e o que os mantém unidos, além de demonstrar como esses fatores influenciam nas propriedades químicas e físicas das moléculas.
August Kekulé
August Kekulé (1829-1896), químico alemão que propôs a teoria da tetravalência do carbono, a hipótese das ligações múltiplas e a fórmula hexagonal
do benzeno.
Archibald Couper
Archibald Scott Couper (1831-1892), químico escocês que criou a teoria inicial de estrutura e ligação em química orgânica, além do átomo de carbono
tetravalente.
Emil Erlenmeyer
Emil Erlenmeyer (1825 -1909), químico alemão que ficou famoso por criar o frasco Erlenmeyer.
Alexander Crum Brown
Alexander Crum Brown (1838-1922), químico escocês que se dedicou à química orgânica e representação de moléculas.

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acobus van’t Ho�
Jacobus Henricus van't Hoff (1852-1911), químico neerlandês vencedor do primeiro Nobel de Química. É reconhecido por suas descobertas em cinética
química, equilíbrio químico, pressão osmótica e estereoquímica.
oseph Le Bel
Joseph Achille Le Bel (1847-1930), químico francês famoso por seu trabalho em estereoquímica.
1 - As ligações químicas
Ao �nal deste módulo, você será capaz de identi�car a natureza das ligações químicas.
A natureza das ligações químicas
Com o desenvolvimento da mecânica quântica e da resolução da equação de Schrödinger, foi possível compreender a relação entre as propriedades
químicas dos elementos e a sua estrutura eletrônica. Por sua vez, a energia e a forma dos orbitais apresentadas por esses átomos explicam, por
exemplo, sua reatividade química e a forma como novas substâncias são formadas, introduzindo conceitos importantes como as ligações
químicas.
Para explicar o conceito de ligações químicas, é importante falarmos antes sobre os elétrons. Nos átomos, os elétrons podem ser divididos em dois
grupos:
Equação de Schrödinger
Equação criada nos anos 1920 pelo físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961), que descreve como o estado quântico de um sistema físico muda
com o tempo.
Elétrons de valência
São aqueles da camada mais externa de um átomo e que determinam as propriedades químicas do átomo.
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Elétrons das camadas internas
São aqueles das camadas mais internas, não estão envolvidos no comportamento químico.
G.N. Lewis introduziu uma maneira útil de se representar os elétrons na camada de valência de um átomo. O símbolo do elemento representa o
núcleo atômico com os elétrons internos. Até oito elétrons de valência, representados por pontos, são colocados, um de cada vez, ao redor do
símbolo. A essa simbologia damos o nome de símbolos de Lewis (tabela a seguir). A acomodação de oito elétrons ao redor do elemento é
denominada de octeto de elétrons ou regra do octeto, que demonstra uma configuração estável do átomo.
Gilbert Newton Lewis
Gilbert Newton Lewis (1875-1946), físico-químico estadunidense, famoso principalmente pela descoberta da ligação covalente e seu conceito de pares
de elétrons.
Colocados
Imaginando-se que há um quadrado ao redor do símbolo do elemento, os elétrons devem ser colocados de forma que haja 1 elétron em cada face antes
de se colocar o segundo elétron em uma determinada face. No caso de um elemento com 4 elétrons de valência haverá 1 ponto, representando 1
elétron, em cada face do quadrado.
1A
ns1
2A
ns2
3A
ns2np1
4A
ns2np2
5A
ns2np3
6A
ns2np4
Tabela: Símbolos de Lewis de Átomos do Grupo Principal.
Marianne Grilo Rezende.
Vemos que, com exceção dos gases nobres, a maioria dos elementos da Tabela Periódica tendem a doar ou receber elétrons. Esse processo leva à
formação de ânions ou cátions, respectivamente. Espera-se, assim, que dois íons formados interajam devido às forças de atração de cargas
opostas. Podemos definir esta interação como uma ligação química.
Mas, de que maneira os átomos se combinam para formar moléculas, e por que os átomos formam ligações?
Resposta
Uma molécula só será formada se esta for mais estável e tiver menor energia do que os átomos individuais. Como os átomos de todos os
elementos são instáveis (com exceção dos gases nobres), todos eles têm tendência de formar moléculas através do estabelecimento de ligações.
A ligação química, sendo a interação de dois átomos (ou grupo de átomos), está intimamente ligada ao rearranjo da estrutura eletrônica, ou melhor,
dos elétrons dos átomos dentro de uma nova molécula. O potencial de ionização (energia requerida para retirar um elétron do átomo) e a afinidade
eletrônica (energia liberada quando um átomo recebe um elétron) são duas propriedades periódicas que podem auxiliar a compreensão da natureza
da ligação química.
As ligações químicas podem ser classificadas quanto à sua intensidade em:
ligações primárias ou fortes;
ligações secundárias ou fracas.
As ligações primárias são cerca de dez vezes mais fortes do que as ligações secundárias. Veremos, a seguir, algumas propriedades das ligações
químicas.
Li⋅ ⋅Be⋅
⋅
⋅B⋅
⋅
⋅C⋅
⋅
..
⋅N ⋅
⋅
..
: O⋅
⋅
Na⋅ ⋅Mg⋅
⋅
⋅AI⋅
⋅
⋅Si⋅
⋅
..
⋅P⋅
⋅
..
: S⋅
⋅
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Ordem, comprimento e energia das ligações químicas
Ordem de ligação
A ordem de ligação é o número de pares de elétrons de ligação compartilhados por dois átomos em uma molécula. Você encontrará ordens de
ligação de 1, 2 e 3, bem como ordens de ligação fracionárias. Onde houver apenas uma ligação covalente simples entre um par de átomos, a ordem
de ligação é 1. Alguns exemplos são as ligações em moléculas como H2, NH3 e CH4.
A ordem de ligação é 2 quando dois pares de elétrons são compartilhados entre átomos, como as ligações C=O no CO2 e a ligação C=C no etileno,
H2C=CH2. A ordem de ligação é 3 quando dois átomos são conectados por três ligações. Os exemplos incluem a ligação carbono-oxigênio no
monóxido de carbono, CO, e a ligação nitrogênio-nitrogênio no N2.
Ordem de ligação. As quatro ligações C-H no metano apresentam ordem de ligação = 1. As duas ligações C=O do CO2 têm ordem de ligação = 2, enquanto a ligação nitrogênio-nitrogênio em N2
tem ordem de ligação = 3.
As ordens de ligação fracionárias ocorrem nas moléculas e nos íons que possuem estruturas de ressonância.
Por exemplo, qual é a ordem de ligação para cada ligação oxigênio-oxigênio em O3?
Resposta
Cada estrutura de ressonância do O3 tem uma ligação simples O-O e uma ligação dupla O=O, dando um total de três pares de ligação
compartilhados para duas ligações oxigênio-oxigênio.
Se definirmos a ordem de ligação entre qualquer par de átomos X e Y ligados como:
Ordem de ligação 
Rotacione a tela. 
Então veremos que a ordem é 3/2 ou 1,5 para o ozônio.
Estrutura do O3
=
( número de pares compartilhados ligando X e Y )
 (número de uniões X−Y  na molécula ou íon )
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Comprimento de ligação
O comprimento de ligação (outra propriedade das ligações químicas) é a distância entre os núcleos de dois átomos ligados.
Ilustração do comprimento de ligação entre os átomos A e B
Os comprimentos de ligações simples são determinados na maior parte pelos tamanhos dos átomos. A tabela, a seguir, lista comprimentos de
ligação médios de diversas ligações químicas comuns.
Comprim
1A
H
4A
C
5A
N
6A
O
7A
F
H 74 110 98 94 92
C 154 147 143 141
N 140 136 134
O 132 130
F 128
Si
P
S
Cl
Br
I
Tabela: Alguns comprimentos de ligação aproximados para ligações simples.
* Em picnômetros (pm); 1 pm = 10-12m.
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Comprimentos de Ligações Múltiplas
C=C 134 C ≡ C 121
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Comprimentos de Ligações Múltiplas
C=N 127 C ≡ N 115
C=O 122 C ≡ O 113
N=O 115 N ≡ O 108
Tabela: Alguns comprimentos de ligação aproximados para ligações múltiplas.
* Em picnômetros (pm); 1 pm = 10-12m.
Marianne Grilo Rezende.
Uma vez que os tamanhos dos átomos variam de acordo com a posição do elemento na Tabela Periódica, previsões das tendências no
comprimento de ligação podem ser feitas rapidamente.
Exemplo
A distância H-X nos haletos do hidrogênio aumenta na ordem prevista pelos tamanhos relativos dos halogênios: H-F < H-Cl < H-Br < H-I.
Do mesmo modo, ligações entre o carbono e outro elemento em um determinado período diminuem da esquerda para a direita, de forma previsível
como: C-C > C-N > C-O > C-F. As tendências envolvendo ligações múltiplas são semelhantes. A ligação C=O é mais curta do que a ligação C=S, e a
ligação C=N é mais curta do que uma ligação C=C.
O efeito da ordem de ligação no comprimento de ligação é evidente quando ligações entre os mesmos átomos são comparadas.
Exemplo
As ligações tornam-se mais curtas enquanto a ordem de ligação aumenta na série C-O, C=O e C≡O.
As ligações duplas são mais curtas do que ligações simples entre o mesmo conjunto de átomos, e as ligações triplas entre os mesmos átomos são
ainda mais curtas.
O íon carbonato, CO32- possui três estruturas de ressonância equivalentes. Ele tem uma ordem de ligação CO de 1,33 (ou 4/3) porque quatro pares
de elétrons ligam o carbono central aos três átomos de oxigênio. O comprimento da ligação CO (129pm) é intermediário entre uma ligação simples
C-O (143pm) e uma ligação dupla C=O (122pm).
O íon carbonato, CO3
2-
Energia de ligação
A energia de dissociação de ligação (terceira propriedade associada às ligações químicas) é simbolizada por D, sendo uma variação da entalpia
para romper uma ligação em uma molécula com os reagentes e os produtos em fase gasosa sob condições padrão.
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Reação em equilíbrio
Suponha que se deseje romper as ligações carbono-carbono no etano (H3C-CH3), no etileno (H2C=CH2) e no acetileno (HC≡CH), para os quais as
ordens de ligação são 1, 2 e 3, respectivamente. Pelo mesmo motivo que a ligação C-C no etano é a mais longa da série e a ligação C≡C do acetileno
é a mais curta, o rompimento da ligação requer menos energia para o etano e mais energia para o acetileno.
Rotacione a tela. 
A energia fornecida para romper as ligações carbono-carbono deve ser a mesma liberada quando a mesma ligação se forma. A formação das
ligações a partir de átomos ou radicais na fase gasosa é sempre exotérmica. Isso quer dizer que ΔH para a formação de H3C-CH3 a partir de dois
radicais CH3(g) é -346kJ/mol. Para o rompimento de uma ligação, o inverso é aplicado, ou seja, D apresenta um valor positivo, tendo um caráter
endotérmico. A tabela, a seguir, mostra algumas energias de ligações médias.
H C N O F
H 436 413 391 463 565
C 346 305 358 485
N 163 201 283
O 146 -
F 155
Si
P
S
Cl
Br
I
Tabela: Algumas Energias de Ligações Médias para Ligações Simples (kJ/mol).
Marianne Grilo Rezende.
HC ≡ CH(g) ⟶ CH(g) + CH(g) D = +835kJ
H3C − CH3(g) ⟶ CH3(g) + CH3(g) D = +346kJ
H2C = CH2(g) ⟶ CH3(g) + CH2(g) D = +610kJ
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Ligações Múltiplas
N=N 418 C=C 610
N ≡ N 945 C ≡ C 835
C=N 615 C=O 745
C ≡ N 887 C ≡ O 1046
O=O 498
Tabela: Algumas Energias de Ligações Médias para Ligações Múltiplas (kJ/mol).
Marianne Grilo Rezende.
Podemos dizer que, em geral, nas reações químicas, os produtos formados têm energia potencial química mais baixa do que os reagentes, além da
estrutura apresentar maior estabilidade termodinâmica. A seguir, veremos os principais tipos de ligações químicas existentes e entender a teoria por
trás dessas interações.
Ligação iônica
O sódio metálico reage vigorosamente com o cloro gasoso para formar cloreto de sódio, e o cálcio metálico e o oxigênio reagem para formar o
óxido de cálcio. Em ambos os casos, o produto é um composto iônico: o NaCl contém íons Na+ e Cl-, enquanto o CaO é composto por íons Ca2+ e
O2-.
Rotacione a tela. 
Para compreender a ligação em compostos iônicos, é útil pensar sobre a energia envolvida em sua formação. Primeiro, vamos analisar a variação
de energia quando um cátion e um ânion formam uma ligação química e então a aplicaremos na formação de um mol de um composto iônico
sólido.
Comecemos perguntando qual é a variação de energia para a formação do par de íons [Na+, Cl-] no estado gasoso, a partir de átomos de sódio e de
cloro, também na fase gasosa. A energia total dessa reação pode ser imaginada como a soma de três etapas individuais:
1. Formação de Na+(g) e um elétron:
Rotacione a tela. 
2. Formação de Cl-(g) a partir de um átomo de Cl e um elétron:
Rotacione a tela. 
3. Formação do par iônico:
Na(s) + 1/2Cl2(g) ⟶ NaCl(s) ΔH
0 = −411, 12kJ/mol
Ca(s) + 1/2O2(g) ⟶ CaO(s) ΔH
0 = −635, 09kJ/mol
Na(g) ⟶ Na
+
(g)
+ e−  Energia de lonização de Na = +496kJ/molCl(g) + e
−
⟶ Cl−
(g)
 Afinidade Eletrônica de Cl = −349kJ/mol
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Rotacione a tela. 
Um exame das energias dessas três etapas mostra que a formação dos dois íons individualmente é endotérmica (Energiaionização + EnergiaAfinidade
Eletrônica = +147,0 kJ). A formação desses íons não seria favorável se não fosse pelo fato de que a formação do par iônico é um processo muito
exotérmico (Energiapar iônico tem um grande valor negativo) (imagem a seguir). Portanto, a variação global de energia é:
Rotacione a tela. 
A energia associada à formação de [Na+, Cl-](g) não pode ser medida diretamente, mas pode ser calculada a partir de uma equação derivada da Lei
de Coulomb em que ΔE representa a energia de atração entre pares de íons.
Energia par iônico 
Rotacione a tela. 
O símbolo C é uma constante, d representa a distância entre os centros dos íons, n é o número de cargas positivas (n*) e negativas (n-) em um íon
e e- é a carga de um elétron. Como as cargas são de sinais opostos, o valor da energia é negativo. Percebe-se, nessa equação, que a energia de
atração entre íons de cargas opostas depende de dois fatores:
Quanto maiores forem as cargas dos íons, maior será a atração, de modo que ΔE tem um valor negativo maior. Por exemplo, a atração entre
os íons Ca2+ e O2- será quatro vezes maior [(2+)x(2-)] do que a atração entre os íons Na+ e os íons Cl-, e a energia será mais negativa por um
fator de aproximadamente 4.
Esta é uma relação inversa porque, à medida que a distância entre os íons aumenta (d se torna maior), a força de atração entre os íons
declina e a energia fica menos negativa. A distância é determinada pelo tamanho dos íons.
O efeito do tamanho do íon é aparente em uma curva de ΔEpar iônico para os haletos alcalinos. Por exemplo, os valores de ΔEpar iônico para os
cloretos ficam progressivamente negativos do KCl ao NaCl e ao LiCl porque os raios dos íons de metais alcalinos decrescem na ordem K+>Na+>Li+
( portanto D diminui nessa ordem).
Quanto menor for o íon positivo, mais negativo será o valor de ΔEpar iônico.
De forma semelhante, o valor de ΔEpar iônico para os haletos de um determinado íon alcalino torna-se mais negativo com uma diminuição no
tamanho do íon haleto.
Na+
(g)
+ Cl−
(g)
⟶ [Na+,Cl(g)]  Energia do par iônico=  − 498kJ/mol
Na(g) + Cl(g) ⟶ [Na
+,Cl−]
(g)
 Energia líquida =  + 496kJ + (−349kJ) + (−498kJ) = −351kJ
= C ( (n
∗e−)(n−e−)
d
)
O valor de carga dos íons 
A distância entre os íons 
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Diagrama de níveis de energia para a formação do par iônico Na+, Cl-
Os compostos iônicos existem como sólidos sob condições normais. Suas estruturas contêm íons positivos e negativos arranjados em um retículo
tridimensional. Os modelos de um pequeno segmento de um retículo de NaCl são retratados na figura a seguir. No NaCl cristalino, cada cátion Na+ é
cercado por seis ânions Cl-, e seis íons Na+ são os vizinhos mais próximos de cada Cl-.
Modelos do retículo cristalino do cloreto de sódio. O modelo representa apenas uma pequena parte do retículo. Idealmente, ele estende-se infinitamente em todas as direções.
Para compostos iônicos, uma quantidade de energia chamada de energia reticular é uma medida da energia de ligação. A energia reticular,
ΔEretículo, é definida como a energia de formação de um mol de um composto iônico cristalino sólido quando íons na fase gasosa se combinam, ou
seja, é resultado da atração entre os cátions e os ânions em um cristal.
 Energia retículo 
Rotacione a tela. 
Os valores de ΔEretículo são intimamente relacionados aos valores de ΔEpar iônico e ambos variam de forma previsível com a carga dos íons. O valor
de ΔEretículo para MgO (-4050 kJ/mol), por exemplo, é aproximadamente quatro vezes mais negativo do que o valor para NaF (-926 kJ/mol), pois as
cargas nos íons Mg2+ e O2- são cada uma delas duas vezes maior do que aquelas sobre os íons Na+ e F-. O efeito do tamanho do íon na energia
reticular é também previsível: um retículo construído de íons menores geralmente leva a um valor mais negativo para a energia reticular.
Composto ΔEretículo (kJ/mol)
LiF -1037
LiCl -852
LiBr -815
LiI -761
NaF -926
NaCl -786
NaBr -752
NaI -702
Na+
(g)
+ Cl−
(g)
⟶ NaCl(s) = −786kJ/mol
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Composto ΔEretículo (kJ/mol)
KF -821
KCl -717
KBr -689
KI -649
Tabela: Energias de retículo de alguns compostos iônicos.
Marianne Grilo Rezende.
Estruturas de Lewis e ligação covalente
Veremos agora outro tipo de ligação química extremamente comum, a ligação covalente. Uma ligação covalente resulta quando um ou mais pares
de elétrons são compartilhados entre dois átomos. Assim, o par de elétrons entre os dois átomos de uma molécula de H2 é representado por um par
de pontos ou, alternativamente, uma linha.
Ligação de um par de elétrons.
Essas representações são chamadas de estruturas eletrônicas de Lewis, ou simplesmente estruturas de Lewis, as quais podem ser desenhadas
começando com símbolos de Lewis para os átomos e arranjando os elétrons de valência para formar ligações.
Para criar a estrutura de Lewis para o F2, começamos com o símbolo de Lewis para o átomo de flúor, que é um elemento do Grupo 7A e possui 7
elétrons de valência. O símbolo de Lewis mostra que o átomo de F apresenta um único elétron desemparelhado, ao lado de três pares de elétrons.
No F2, os elétrons desemparelhados, um de cada átomo de F, emparelham-se na ligação covalente.
Estrutura de Lewis para o F2
Na estrutura de Lewis do F2, o par de elétrons da ligação F-F é o par de ligação ou par ligado. Os outros seis pares residem em átomos individuais e
são chamados de pares isolados. Como eles não estão envolvidos na ligação, também são chamados de elétrons não ligantes.
O dióxido de carbono, CO2, e o dinitrogênio, N2, são exemplos importantes de moléculas em que os átomos apresentam ligações múltiplas, ou seja,
compartilham mais de um par de elétrons.
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Dióxido de carbono, CO2, e dinitrogênio, N2.
No dióxido de carbono, o átomo de carbono compartilha dois pares de elétrons com cada átomo de oxigênio, portanto ligado a cada O por
uma ligação dupla. A camada de valência de cada átomo de oxigênio no CO2 tem dois pares de ligação e dois pares isolados. No dinitrogênio, os
dois átomos de nitrogênio compartilham três pares de elétrons, logo estão ligados por uma ligação tripla. Além disso, cada átomo de N possui um
único par isolado.
Octeto de elétrons ao redor de cada átomo de O, de C e de N
Há uma aproximação sistemática para se construir as estruturas de Lewis de moléculas e de íons. Vamos tomar o formaldeído, CH2O, como
exemplo.
1. Escolha um átomo central.
O átomo central é geralmente aquele com a afinidade eletrônica mais baixa. No CH2O, por exemplo, o átomo central é C.
2. Determine o número total de elétrons de valência na molécula ou íon.
Em uma molécula neutra, esse número será a soma dos elétrons de valência de cada átomo. Para um ânion, adicione o número de elétrons
igual à carga negativa; para um cátion, subtraia o número de elétrons igual à carga positiva. O número de pares de elétrons de valência será
metade do número total de elétrons de valência. Para CH2O:
Átomo central 
Elétrons de valência 
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3. Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados para formar uma ligação simples.
Aqui, três pares de elétrons são usados para fazertrês ligações simples (que são representadas por linhas únicas). Falta usar três pares de
elétrons.
4. Use todos os pares de elétrons como pares isolados em torno de cada átomo terminal (exceto H) de modo que cada átomo esteja
rodeado por oito elétrons.
Feito isso, se houver elétrons sobrando, atribua-os ao átomo central. Se o átomo central for um elemento do terceiro período ou de um
período maior, ele pode acomodar mais de oito elétrons.
Neste caso, todos os seis pares foram atribuídos, mas o átomo de carbono tem participação em apenas três deles.
5. Se o átomo central tiver menos que oito elétrons nesse ponto, mova um ou mais pares isolados dos átomos terminais para uma posição
intermediária entre o átomo central e o terminal para formar ligações múltiplas.
Ligação simples 
Átomo terminal 
Ligações múltiplas 
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Alguns compostos e íons comuns formados a partir de elementos do segundo período e hidrogênio são mostrados na tabela a seguir. Suas
estruturas de Lewis ilustram o fato de que o símbolo de Lewis para um elemento é um guia útil na determinação do número de ligações formadas
pelo elemento.
Tabela: Compostos e íons Comuns que contêm hidrogênio e elementos do segundo período.
Caso não haja nenhuma carga, o nitrogênio tem cinco elétrons de valência. Dois elétrons como par isolado, enquanto outros três como elétrons
desemparelhados. Para alcançar um octeto é necessário emparelhar cada um dos elétrons desemparelhados com um elétron do outro átomo.
Assim, espera-se que N forme três ligações em moléculas sem cargas, e isso é o que de fato ocorre. De maneira semelhante, espera-se que o
carbono forme quatro ligações; o oxigênio, duas; e o flúor, uma.
Ligações formadas pelo carbono, nitrogênio, oxigênio e flúor
Os hidrocarbonetos são compostos formados por carbono e hidrogênio, e os primeiros dois membros da série denominada alcanos são CH4 e
C2H6. Qual é a estrutura de Lewis do terceiro membro da série, o propano, C3H8? Podemos confiar na ideia de que os átomos dessa série formam
ligações de maneira previsível. Espera-se que o carbono forme quatro ligações, e que o hidrogênio pode ligar-se a somente outro átomo. Dessa
forma, o único arranjo possível seria:
Propano, C3H8
Abordaremos agora os ácidos e suas estruturas. Na ausência de água, esses ácidos são compostos moleculares covalentemente ligados.
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Uma estrutura de Lewis para o íon nitrato, por exemplo, pode ser criada usando-se as diretrizes descritas anteriormente neste tópico. O resultado é
uma estrutura com duas ligações simples N-O e uma ligação dupla N=O. Para formar o ácido nítrico, um íon hidrogênio é unido a um dos átomos de
O que tem ligação simples ao N central.
Estrutura de Lewis para o íon nitrato
Embora a maioria dos compostos e dos íons moleculares obedeça à regra do octeto, há algumas exceções, incluindo as moléculas e os íons que
possuem menos do que quatro pares de elétrons em um átomo central, aqueles que têm mais do que quatro pares e aqueles que têm um número
ímpar de elétrons.
Ligações coordenadas e outros tipos de ligação química
Ligação coordenada
O boro, um não metal do Grupo 3A, possui três elétrons na valência, assim espera-se que ele forme três ligações covalentes com outros elementos
não metálicos. Isso resulta em uma camada de valência com somente seis elétrons para o boro em seus compostos, dois a menos do que um
octeto.
Trifluoreto de boro e ácido bórico
HNO3
Oxiácido
Estrutura do HNO3
NO3
-
Ânion
Estrutura do NO3
-
H3PO4
Oxiácido
Estrutura do H3PO4
PO4
3-
Ânion
Estrutura do PO4
3-
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Ácido bórico
Os compostos de boro, como o BF3, em que faltam dois elétrons para se completar um octeto, podem ser bastante reativos. O átomo de boro pode
acomodar um quarto par de elétrons, mas somente quando esse par é fornecido por um outro átomo. A amônia, por exemplo, reage com o BF3. A
ligação entre os átomos de B e N utiliza um par de elétrons originado do átomo de N. A reação de um íon F- com o BF3 para formar o íon BF4- é outro
exemplo.
Amônia (NH3) reagindo com um composto do Boro (BF3).
Se o par de elétrons de ligação origina-se em um dos átomos ligados, a ligação é chamada de ligação covalente coordenada. Em estruturas de
Lewis, uma ligação covalente coordenada pode ser designada por uma seta que aponta para fora do átomo que doa o par de elétrons.
Os elementos no terceiro período ou em períodos mais elevados frequentemente formam compostos e íons em que o elemento central é cercado
por mais do que quatro pares de elétrons de valência, conforme podemos ver a seguir.
Tabela: Estruturas de Lewis em que o átomo central excede um octeto.
Nesses casos, observamos que a regra do octeto não é respeitada. Como exemplo, considere o hexafluoreto de enxofre, SF6, gás formado pela
reação do enxofre com excesso de gás flúor. O enxofre é o átomo central nesse composto, e o flúor liga-se tipicamente a apenas outro átomo com
uma ligação simples de um par de elétrons (como em HF e CF4).
Seis ligações S-F são necessárias no SF6, de modo que haverá seis pares de elétrons na camada de valência do átomo de enxofre. Outra exceção à
regra do octeto são moléculas que apresentam número ímpar de elétrons. Vejamos o exemplo de dois óxidos de nitrogênio -NO, com 11 elétrons de
valência e NO2, com 17.
Mesmo que NO2 não obedeça à regra do octeto, uma estrutura de Lewis pode ser escrita que representa de forma aproximada as ligações na
molécula. Essa estrutura coloca o elétron desemparelhado no átomo de nitrogênio. Duas estruturas de ressonância mostram que as ligações
nitrogênio-oxigênio são equivalentes.
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Estruturas de ressonância do dióxido de nitrogênio
Se um par de ligação não for compartilhado igualmente entre os átomos, os elétrons de ligação estarão mais próximos de um dos átomos. O átomo
para o qual o par é deslocado tem uma parcela maior do par de elétrons e adquire, assim, uma carga parcial negativa. Ao mesmo tempo, o átomo do
outro lado da ligação tem uma parcela menor do par de elétrons e, assim, adquire uma carga parcial positiva.
A ligação entre dois átomos tem uma extremidade positiva e uma extremidade negativa, isto é, tem polos negativo e positivo, sendo uma ligação
covalente polar (O termo dipolar — que tem dois polos — também é usado). Se não houver nenhum deslocamento líquido do par de ligação do
elétron, a ligação é covalente apolar.
Uma ligação covalente polar. O elemento A possui uma parcela maior dos elétrons de ligação e o elemento B uma parcela menor. O resultado é que A apresenta uma carga parcial negativa (-δ) e
B, uma carga parcial positiva (+δ)
Em compostos iônicos, o deslocamento do par de ligação para um dos dois átomos é essencialmente completo, e os símbolos (+) e (– ) são
escritos ao lado do símbolo do átomo nas estruturas de Lewis. Para uma ligação covalente polar, a polaridade é indicada escrevendo-se os símbolos
+δ e -δ ao lado dos símbolos do átomo, em que δ (letra grega delta) significa uma carga parcial, conforme imagem anterior.
Estrutura de Lewis dos compostos NaCl, HF e F2 e as respectivas ligações químicas envolvidas
O fluoreto de hidrogênio, a água e a amônia são três moléculas simples que apresentam ligações covalentes polares:
Três moléculas simples com ligações covalentes polares. Em cada caso, F, O e N são mais eletronegativos do que H.
O conceito de eletronegatividade dos átomos é extremamente importante para a definição se uma ligação terá mais caráter covalenteou iônico.
Assim, como, através dele, é possível prever tendências na polaridade da ligação em grupos de compostos relacionados. Entre os haletos de
hidrogênio, por exemplo, a tendência na polaridade é HF>HCl>HBr>HI.
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Outros tipos de ligações químicas
Existem ainda subdivisões das ligações iônicas e covalentes que são utilizadas na química com frequência: as ligações metálicas e as interações
intermoleculares. De maneira semelhante, essas ligações se constituem a partir da interação entre átomos e seus elétrons, porém apresentam
algumas particularidades que serão discutidas brevemente.
Ligações metálicas
São constituídas a partir da ligação entre dois metais que se agrupam de forma geométrica formando uma estrutura reticular cristalina semelhante
a apresentada para os compostos iônicos.
Interações intermoleculares
Podem ser classificadas em três tipos: dipolo induzido, ligações de hidrogênio e dipolo permanente, que basicamente são formadas através de
compostos formados por ligações covalentes que interagem entre si.
A tabela, a seguir, demonstra as energias de ligação e temperatura de fusão de alguns compostos e suas ligações químicas envolvidas,
demonstrando algumas diferenças nas propriedades das diferentes ligações químicas.
Tipo de Ligação Substância Energia de Ligação (kcal/mol) Temperatura de Fusão (ºC)
Iônica
NaCl
MgO
640
1000
801
2800
Covalente
Si
C
450
713
1410
>3550
Metálica
Al
Fe
324
406
660
1538
Interações intermoleculares
Ar
Cl2
NH3
H2O
7.7
31
35
51
-189
101
-78
0
Tabela: Energias de ligação e pontos de fusão de algumas substâncias.
Marianne Grilo Resende.
Interações intermoleculares
Neste vídeo, o especialista explicará o que são as forças intermoleculares, diferenciando-as e trazendo exemplos de como as mesmas afetam
propriedades físicas e químicas das substâncias. 

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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
Para interpretar as propriedades das diversas substâncias, é necessário conhecer as ligações entre os átomos e entre as respectivas
moléculas. Em relação à ligação entre átomos, pode-se afirmar que:
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Parabéns! A alternativa D está correta.
Os átomos são formados por cargas elétricas e são as forças elétricas entre as partículas que levam a formação de ligações químicas. Por
isso, todas as ligações químicas são de natureza eletrostática. Os átomos apresentam forças de: repulsão entre os núcleos (cargas positivas),
repulsão entre os elétrons (cargas negativas) e atração entre núcleos e elétrons (cargas positivas e negativas). Em todos os sistemas químicos,
os átomos procuram ficar mais estáveis, e essa estabilidade é obtida em uma ligação química. A estabilidade ocorre devido ao equilíbrio entre
as forças de atração e de repulsão, pois os átomos alcançam um estado de menor energia.
Questão 2
Faça a correspondência correta entre as frases da coluna da esquerda e o tipo de ligação da coluna da direita e assinale a alternativa que
demonstra a ordem correta dessa correlação:
I. Entre átomos de Na ( ) Ligação covalente simples
II. Entre átomos de Cl ( ) Ligação covalente dupla
III. Entre átomos de O ( ) Ligação metálica
IV. Entre átomos de N ( ) Ligação iônica
V. Entre átomos de Na e Cl ( ) Ligação covalente tripla
A Entre átomos ligados, predominam as forças de atração.
B Quando se forma uma ligação entre átomos, o sistema formado atinge o máximo de energia.
C As atrações e repulsões em uma molécula não são só de natureza eletrostática.
D Entre átomos ligados, há equilíbrio entre as atrações e as repulsões eletrostáticas.
E Entre átomos ligados, predominam as forças de repulsão.
A I, II, III, IV e V.
B II, III, I, V e IV.
C II, I, III, IV e V.
D V, II, III, IV, I.
E III, IV, V, I e II.
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Parabéns! A alternativa B está correta.
Átomos do metal sódio (Na) ligam-se entre si através de ligações metálicas, e a interação entre cargas positivas e negativas faz aumentar a
estabilidade do conjunto. A ligação entre átomos de cloro (Cl) ocorre através do compartilhamento de um único par de elétrons com
consequente formação de uma ligação covalente simples. Para os átomos de oxigênio (O) e nitrogênio (N), observamos ligações covalentes
duplas e triplas, respectivamente, pois temos o envolvimento de 2 e 3 pares de elétrons ligantes. Por fim, a ligação entre átomos de sódio e
cloro é considerada iônica, pois é estabelecida através de íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions) por meio da transferência de
elétrons.
2 - Conceitos fundamentais e geometria molecular
Ao �nal deste módulo, você será capaz de de�nir conceitos químicos relacionados à estrutura
das moléculas.
As estruturas e a carga formal
As estruturas das moléculas
Aprendemos, até então, o que são ligações químicas, as propriedades a elas relacionadas, as principais ligações envolvidas em compostos
químicos, além de entender suas diferentes características. Neste módulo, veremos com mais detalhes sobre as estruturas das moléculas,
entendendo os conceitos que estão envolvidos em sua geometria espacial.
O termo estrutura química é utilizado tanto para se referir à geometria molecular quanto à
estrutura eletrônica.
A estrutura molecular é formada pelo agrupamento de diversas moléculas constituídas, por sua vez, por um número limitado de átomos fortemente
ligados entre si, através de ligações químicas.
Esses átomos estão distribuídos espacialmente, podendo assumir diferentes formas geométricas, como:
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linear.
angular.
trigonal plana.
piramidal.
tetraédrica.
A essa orientação dos átomos no espaço damos o nome de geometria molecular.
Carga formal
A análise mais detalhada de moléculas covalentemente ligadas revela que os elétrons de valência não estão distribuídos entre os átomos de forma
tão uniforme quanto as estruturas de Lewis possam sugerir. Alguns átomos podem apresentar uma ligeira carga negativa, e outros, uma ligeira
carga positiva. Isso ocorre porque o par, ou pares, de elétrons em uma ligação pode ser atraído mais fortemente por um átomo do que por outro. A
maneira através da qual os elétrons são distribuídos na molécula é chamada distribuição de carga.
As cargas positivas ou negativas em uma molécula ou em um íon influenciarão, entre outras coisas, o local em que as reações ocorrem.
Um íon positivo H+ se ligará ao O ou ao Cl ou ao OCl? O produto é HOCl ou HClO?
Resposta
É razoável esperarmos que o H+ se ligue ao átomo mais negativamente carregado. Podemos prever isso avaliando as cargas formais dos átomos
nas moléculas e nos íons.
A carga formal para um átomo em uma molécula ou em um íon é a carga calculada para esse átomo com base na estrutura de Lewis da molécula
ou íon usando a equação a seguir:
 Elétrons de valência -[número do (número de )
Rotacione a tela. 
Nessa equação:
O número de elétrons de valência pode ser indicado pelo número do grupo ao qual o elemento pertence. Por exemplo, os elementos do grupo 1
possuem 1 elétron de valência. Já os elementos do grupo 17, possuem 7 elétrons de valência.
Número de EPI = número de elétrons em pares isolados no átomo.
Número de EL = número de elétrons de ligação ao redor de um átomo.
O termo entre colchetes é o número de elétrons atribuídos pela estrutura de Lewis a um átomo em uma molécula ou em um íon. A diferençaentre
esse termo e os elétrons de valência do elemento é a carga formal. Um átomo será positivo se ele ceder mais elétrons à ligação do que receber de
volta quando em uma molécula ou íon. A carga formal do átomo será negativa se o inverso for verdadeiro.
A soma das cargas formais dos átomos em uma molécula ou em um íon é sempre igual à
carga líquida na molécula ou no íon.
Considere o íon hidróxido. O oxigênio está no grupo 6A ou 16, portanto, tem seis elétrons de valência. No íon hidróxido, entretanto, sete elétrons
podem ser atribuídos ao oxigênio (seis elétrons em pares isolados e um elétron da ligação), assim o átomo tem uma carga formal de -1. O átomo de
O “formalmente” ganhou um elétron como parte do íon hidróxido, como vemos a seguir.
CF = EPI + 1/2 EL
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Cálculo da carga formal para o íon hidróxido
A carga formal no átomo de hidrogênio no OH- é zero (temos -1 para o oxigênio e 0 para o hidrogênio, o que iguala a carga líquida de -1 para o íon).
Uma importante conclusão que podemos obter disso é que se um íon H+ se aproximar de um íon OH-, ele se unirá ao átomo de O. Isso naturalmente
leva à formação de água.
As cargas formais podem ser calculadas para espécies mais complexas, como o íon nitrato. Usando uma das estruturas de ressonância para o íon,
encontramos que o átomo central de N possui uma carga formal de +1, e os átomos de O ligados ao N por meio de ligações simples têm ambos
uma carga formal de -1. O átomo de O duplamente ligado ao N não possui nenhuma carga. A carga líquida para o íon é, portanto, igual a -1.
Cálculo da carga formal para o íon nitrato
Mas será que isso é uma representação razoável da distribuição de cargas para o íon nitrato?
Resposta
Não. O problema é que a verdadeira estrutura do íon nitrato é um híbrido de três estruturas de ressonância equivalentes. Como os três átomos de O
no NO3- são equivalentes, a carga em um átomo de oxigênio não deve ser diferente daquela para os outros dois. Isso pode ser solucionado,
entretanto, se considerarmos uma carga forma média de – (2/3) para cada átomo de oxigênio. A soma das cargas dos três átomos de oxigênio e a
carga +1 do átomo de nitrogênio daria então -1, a carga do íon.
Usar somente cálculos de cargas formais para localizar o local de uma carga em um íon pode, às vezes, levar a resultados que parecem incorretos.
O íon BF4- ilustra esse ponto. O boro tem uma carga formal de -1 nesse íon, enquanto a carga formal calculada para os átomos de flúor é 0. Isso não
é lógico: o flúor é o átomo mais eletronegativo, de modo que a carga negativa deve residir em F e não em B.
Linus Pauling propôs uma ideia importante que se aplica ao problema com BF4- e com todas as moléculas restantes: o princípio da
eletroneutralidade. Ele declarou que os elétrons em uma molécula estão distribuídos de tal forma que as cargas nos átomos fiquem a mais
próximas possível do zero. Além disso, quando uma carga negativa ocorre, deve ser colocada no átomo menos eletronegativo. Para BF4-, isso
significa que a carga negativa não deve estar situada no átomo do boro sozinho, mas ser espalhada sobre os átomos mais eletronegativos de F.
Considerar conjuntamente os conceitos de eletronegatividade e da carga formal pode também ajudar a decidir qual das diversas estruturas de
ressonância é a mais importante. Observe a imagem a seguir:
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Estrutura de Lewis para CO2, seguindo o princípio da eletroneutralidade.
Ao desenhar a estrutura de Lewis para o CO2, a estrutura A é a escolha lógica. Mas o que há de errado com a estrutura B, em que cada átomo
também tem um octeto de elétrons?
Resposta
Na estrutura A, cada átomo tem uma carga formal igual a 0, uma situação favorável. Em B, entretanto, um átomo de oxigênio tem carga formal +1 e
o outro -1, contrariando o princípio da eletroneutralidade. Além disso, em B há uma carga positiva em um átomo muito eletronegativo. Assim,
podemos concluir que B é uma estrutura menos satisfatória que A.
Ressonância e VSEPR
Ressonância
O ozônio, O3, gás instável azul, diamagnético com um odor pungente característico, protege a Terra e seus habitantes da radiação ultravioleta
intensa do Sol. Há duas maneiras possíveis de se escrever a estrutura de Lewis para a molécula.
Maneiras alternativas de se escrever a estrutura de Lewis do ozônio
Essas estruturas são equivalentes, visto que cada uma delas apresenta uma dupla ligação de um lado do átomo central de oxigênio e uma ligação
simples do outro. Se qualquer uma fosse a estrutura verdadeira do ozônio, uma das ligações deveria ser mais curta do que a outra, porém a
estrutura real do ozônio mostra que este não é o caso. A conclusão é que nenhuma dessas estruturas de Lewis representa corretamente as ligações
no ozônio.
Linus Pauling propôs a teoria da ressonância para resolver o problema.
As estruturas de ressonância representam a ligação em uma molécula ou em um íon quando uma única estrutura
de Lewis não descreve precisamente a estrutura eletrônica verdadeira.
As estruturas alternativas mostradas para o ozônio são chamadas de estruturas de ressonância. Elas possuem padrões de ligação idênticos e
energias iguais. A verdadeira estrutura da molécula do ozônio é um híbrido de ressonância das estruturas de ressonância equivalentes.
O benzeno é um exemplo clássico em que a ressonância é usada para representar uma estrutura. A molécula do benzeno é um anel de seis
membros de átomos de carbono com seis ligações carbono-carbono equivalentes. As ligações do carbono-carbono têm 144pm de comprimento,
valor intermediário entre o comprimento médio de uma ligação dupla C=C (134pm) e uma ligação simples C-C (154pm).
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Estruturas de ressonância do benzeno
Duas estruturas de ressonância que diferem somente na colocação das ligações duplas podem ser escritas para a molécula. Um híbrido dessas
duas estruturas, entretanto, dá uma molécula com seis ligações carbono-carbono equivalentes.
Vamos aplicar os conceitos de ressonância para descrever as ligações no íon carbonato, CO32-, um ânion com 24 elétrons de valência.
Estruturas de ressonância do íon CO3
2-
Podemos desenhar três estruturas equivalentes para esse íon, diferindo somente na posição da ligação dupla C=O. Isso se enquadra na situação
clássica de ressonância, portanto é correto concluirmos que nenhuma estrutura única descreve corretamente esse íon. Em vez disso, a estrutura
verdadeira é uma média das três estruturas, o que está de acordo com os resultados experimentais. No íon CO32-, as três distâncias de ligação
carbono-oxigênio são de 129pm, valor intermediário entre a ligação simples C-O (143pm) e a ligação dupla C=O (122pm).
Teoria da Repulsão dos pares de elétrons da camada de
valência (VSEPR – Valence Shell Electron Pair Repulsion)
Uma razão importante para se desenhar estruturas de Lewis é poder prever a geometria tridimensional das moléculas e dos íons. Como as
propriedades físicas e químicas dos compostos são ligados a suas estruturas, trata-se de um assunto de grande importância.
O modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR) fornece um método confiável de se prever as formas das moléculas e
dos íons poliatômicos.
O modelo VSEPR é baseado na ideia de que pares de elétrons isolados e de ligação na camada de valência de um
elemento repelem uns aos outros e buscam ficar o mais longe possível dos demais. As posições adotadas pelos
elétrons de valência de um átomo definem assim os ângulos entre as ligações de átomos vizinhos.
Para se ter uma ideia de como os pares de elétrons da camada de valência repelem-se e determinam sua estrutura, encha diversosbalões até que
atinjam tamanho similar. Imagine que cada balão represente uma nuvem eletrônica e uma força repulsiva impede que outros balões ocupem o
mesmo espaço. Quando dois, três, quatro ou mais balões forem amarrados a um ponto central, os balões adotam naturalmente as formas
mostradas na imagem a seguir. Esses arranjos geométricos minimizam as interações entre os balões.
Modelo de balões da geometria dos pares de elétrons para dois a seis pares de elétrons, arranjo dos pares e exemplos para cada arranjo estrutural. Se dois a seis balões de igual tamanho e forma
forem amarrados, eles irão adotar naturalmente os arranjos aqui mostrados. Estas imagens ilustram as previsões da VSEPR.
A aplicação mais simples da teoria VSEPR consiste em moléculas e íons em que todos os pares de elétrons em torno do átomo central estão
envolvidos em ligações covalentes simples. A imagem, a seguir, ilustra as geometrias previstas para moléculas ou íons com fórmulas gerais ABn,
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em que A é o átomo central e n é o número de grupos B ligados a ele.
Geometrias previstas pela VSEPR para moléculas que possuem apenas ligações covalentes simples ao redor do átomo central.
A geometria linear para dois pares de ligação e a geometria trigonal-plana para três pares de ligação aplicam-se a um átomo central que não tenha
um octeto dos elétrons. O átomo central em uma molécula tetraédrica obedece à regra do octeto com quatro pares ligados. Os átomos centrais em
moléculas bipiramidais trigonais e octaédricas apresentam cinco e seis pares ligados, respectivamente, e são esperadas somente quando o átomo
central é um elemento do período 3 ou mais elevado da Tabela Periódica.
A geometria dos pares de elétrons é adotada por todos os pares de elétrons de valência em torno de um átomo central, enquanto a geometria
molecular descreve o arranjo espacial do átomo central e dos átomos ligados diretamente a ele. É importante reconhecer que os pares de elétrons
isolados no átomo central ocupam posições no espaço.
Prevendo a geometria molecular com base na VSEPR
Vamos agora utilizar o modelo VSEPR para prever a geometria molecular e os ângulos de ligação na molécula de NH3, a qual possui um par isolado
no átomo central. Quatro pares de elétrons estão presentes na camada de valência do nitrogênio, de modo que esperamos que a geometria dos
pares de elétrons seja tetraédrica.
Desenhamos um tetraedro com o nitrogênio como átomo central e os três pares de ligação representados por linhas. O par isolado é incluído para
indicar sua posição no espaço. A geometria molecular é descrita como uma pirâmide trigonal. O átomo de nitrogênio fica no ápice da pirâmide, e os
três átomos de hidrogênio formam a base trigonal.
Estruturas de Lewis e as respectivas geometrias para a molécula NH3
Como a geometria dos pares de elétrons no NH3 é tetraédrica, esperaríamos que o ângulo da ligação H-N-H fosse de 109,5º. O ângulo de ligação
experimental determinado para NH3, entretanto é 107,5º. Os valores são próximos do ângulo tetraédrico, mas não são exatos. Isso destaca que a
VSEPR não é um modelo preciso, podendo prever apenas a geometria aproximadamente. As forças relativas de repulsão seguem a seguinte ordem:
Par-isolado-par-isolado > par isolado-par de ligação > par de ligação-par de ligação
A título de exemplo, o modelo VSEPR pode ser usado para prever variações nos ângulos de ligação na série das moléculas CH4, NH3 e H2O. Os
ângulos de ligação diminuem na série CH4, NH3 e H2O à medida que o número de pares isolados no átomo central aumenta.
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As geometrias moleculares do metano, da amônia e da água
Perceba nas configurações moleculares da imagem anterior que todas têm quatro pares de elétrons em torno do átomo central, de maneira que
todas possuem uma geometria dos pares de elétrons tetraédrica:
O metano tem quatro pares de ligação e, assim, apresenta uma forma molecular tetraédrica.
A amônia apresenta três pares de ligação e um par isolado, portanto, apresenta uma forma molecular piramidal trigonal.
A água tem dois pares de ligação e dois pares isolados e, assim, apresenta uma forma molecular angular. A diminuição do ângulo na série pode
ser explicada pelo fato de que os pares isolados têm exigência espacial maior do que os pares de ligação.
As entradas na linha superior das imagens a seguir mostram as espécies que têm um total de cinco pares de elétrons de valência, com zero, um,
dois e três pares isolados. No SF4, com um par isolado, a molécula adota uma forma de gangorra com o par isolado em uma das posições
equatoriais. A molécula ClF3 apresenta três pares de ligação e dois pares isolados. Os dois pares isolados ocupam posições equatoriais, dois pares
de ligação são axiais e o terceiro está no plano equatorial, de modo que a geometria molecular é em forma de T. A terceira molécula mostrada é o
XeF2. Nesse caso, as três posições equatoriais são ocupadas por pares isolados e a geometria molecular é linear.
Geometria dos pares de elétrons e formas moleculares para moléculas e íons com cinco pares de elétrons ao redor do átomo central.
Geometria dos pares de elétrons e formas moleculares para moléculas e íons com seis pares de elétrons ao redor do átomo central.
A geometria adotada por seis pares de elétrons é a octaédrica e todos os ângulos em posições adjacentes são 90º. Ao contrário da bipirâmide
trigonal, o octaedro não tem posições axiais e equatoriais distintas, sendo todas iguais. Dessa forma, se a molécula possuir um par isolado, como o
BrF5, não faz nenhuma diferença a posição ocupada por ele.
O par isolado é desenhado na posição superior ou inferior para que a visualização da geometria molecular seja facilitada, sendo, nesse caso,
piramidal de base quadrada. Se dois pares de elétrons em um arranjo octaédrico são pares isolados, eles procuram estar o mais distante possível. O
resultado é uma molécula quadrado planar, como ilustrado por XeF4.
As ligações duplas e triplas envolvem mais pares de elétrons do que ligações simples, mas isso não afeta a forma molecular global. Como elas
devem permanecer naquela região, dois pares de elétrons em uma ligação dupla (ou três em uma ligação tripla) comportam-se como um único
balão (imagem a seguir), em vez de dois ou três, tal como o átomo de carbono no CO2 não apresenta nenhum par isolado e participa de duas
ligações duplas. Cada ligação dupla conta como uma ligação na determinação da geometria, assim sendo, a estrutura do CO2 é linear. Veja a seguir:
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Estrutura de Lewis e geometria molecular da molécula de CO2
Quando estruturas de ressonância são possíveis, a geometria pode ser prevista a partir de qualquer uma das estruturas de Lewis ou da estrutura do
híbrido de ressonância. Exemplificando, espera-se que a geometria do íon CO32- seja trigonal plana porque o átomo de carbono apresenta três
conjuntos de ligações e nenhum par isolado, conforme a seguir:
Estrutura de Lewis e estrutura molecular de uma das estruturas de ressonância do íon CO3
2-.
O íon NO2 tem também uma geometria dos pares de elétrons trigonal plana. Como há um par isolado no átomo de nitrogênio central e duas ligações
nas outras duas posições, a geometria do íon é angular.
Estrutura de Lewis e molecular de uma das estruturas de ressonância do íon NO2-.
As técnicas delineadas anteriormente podem ser usadas para encontrar a geometria de moléculas muito mais complexas. Considere, a seguir, a
cisteína, um dos aminoácidos naturais.
Estrutura de Lewis e molecular da cisteína
Quatro pares de elétrons ocorrem em torno dos átomos S, N, C-1 e C-2, de modo que a geometria dos paresde elétrons em torno de cada um deles é
tetraédrica. Assim, espera-se que os ângulos H-S-C e H-N-H sejam de aproximadamente 109º. O átomo de O no grupo C-O-H também é rodeado por
quatro pares e, da mesma forma, seu ângulo de ligação é de aproximadamente 109º. Finalmente, o ângulo feito por O-C-3-O é 120º porque a
geometria dos pares de elétrons em torno de C-3 é planar e trigonal.

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Ressonância e estabilidade dos compostos químicos
Neste vídeo, o especialista explicará o que é ressonância, como encontrar suas diferentes estruturas, bem como o seu híbrido e qual a relação entre
a ressonância e a estabilidade dos compostos químicos.
Falta pouco para atingir seus objetivos.
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Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
Estudamos o conceito de carga formal e estruturas de ressonância, compreendendo a importância destes no estudo de ligações químicas.
Assinale a alternativa a seguir que apresenta os valores da carga formal para os compostos: NH4+ e de uma estrutura de ressonância do CO32-.
Parabéns! A alternativa A está correta.
O primeiro passo para resolver a questão é escrever a estrutura de Lewis para a molécula ou o íon. Só então pode-se calcular as cargas formais.
Para cada caso dos íons, a soma das cargas formais dos átomos equivale à carga do íon, sendo assim, para o íon NH4+ a carga formal é igual a
+1. No carbonato, que apresenta três estruturas de ressonância, a carga média sobre os átomos de O corresponde a -2/3.
Questão 2
Aprendemos que as moléculas se orientam no espaço de maneira diferente para cada caso. A esse estudo, parte essencial da química, damos
o nome de geometria molecular, visto que a organização espacial dos compostos é capaz de diminuir forças de repulsão e contribuir para a
estabilidade dele.
Dessa forma, assinale a alternativa, a seguir, que traz as geometrias que se enquadram para os íons H3O+ e ClF2+:
A Carga formal NH4+ = +1; Carga formal CO32- = -2/3
B Carga formal NH4+ = +2; Carga formal CO32- = -2
C Carga formal NH4+ = 0; Carga formal CO32- = +1
D Carga formal NH4+ = +1; Carga formal CO32- = 0
E Carga formal NH4+ = +1; Carga formal CO32- = -3/2
A Octaédrica e trigonal planar
B Angular e linear
C Pirâmide trigonal e angular
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Parabéns! A alternativa C está correta.
Antes de determinar a geometria molecular, é importante desenhar a estrutura de Lewis. Feito isso, podemos visualizar que a estrutura de Lewis
do hidrônio, H3O+, mostra que o átomo está cercado por quatro pares de elétrons, de modo que a geometria dos pares de elétrons é tetraédrica.
Como três dos quatro pares são usados para ligar átomos terminais, o átomo de O e os três átomos de H adotam uma forma molecular
piramidal trigonal como a do NH3 visto no decorrer deste módulo. Quanto ao íon ClF2+, o cloro é o átomo central. Ele é cercado por quatro pares
de elétrons, de maneira que a geometria dos pares de elétrons em torno do cloro é tetraédrica. Como somente dois dos quatro pares são pares
de ligação, o íon tem uma geometria angular.
3 - Teorias de ligação
Ao �nal deste módulo, você será capaz de reconhecer as principais teorias de ligações
químicas.
Teorias de ligação química: a Teoria da Ligação de
Valência
Teorias de ligações químicas
Nos módulos anteriores, aprendemos que os elétrons de valência são responsáveis pelas ligações nas moléculas e que a posição dos elétrons de
valência nos átomos é descrita por um modelo orbital. Consequentemente, um modelo orbital poderia ser adotado para descrever os elétrons nas
moléculas.
Duas aproximações comuns à racionalização da ligação química baseada em orbitais são:
D Linear e octaédrica
E Tetraédrica e angular
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Teoria da Ligação de Valência (TLV).
Teoria do Orbital Molecular (TOM).
A primeira foi desenvolvida em sua maior parte por Linus Pauling e a segunda por Robert S. Mulliken. A abordagem da ligação de valência está
intimamente relacionada à ideia de Lewis de ligar pares de elétrons entre átomos.
Em contraste, a abordagem de Mulliken foi derivar orbitais moleculares que são espalhados ou deslocalizados sobre a molécula. Os orbitais
atômicos dos átomos na molécula combinam-se para formar um conjunto de orbitais que são propriedade da molécula, e os elétrons da molécula
são distribuídos dentro desses orbitais.
Por que duas teorias são usadas? Uma não seria mais correta do que a outra?
Linus Pauling
Linus Pauling (1901 – 1994) químico quântico e bioquímico norte-americano pioneiro na aplicação da Mecânica Quântica. Em 1954, foi premiado com
o Nobel de Química pelo seu trabalho relativo à natureza das ligações químicas.
Robert S. Mulliken
Robert Sanderson Mulliken (1896 -1986) químico norte-americano famoso pelo trabalho com a teoria do orbital molecular.
Resposta
Na verdade, ambas fornecem boas descrições da ligação nas moléculas e nos íons poliatômicos, mas são usadas para finalidades diferentes. A TLV
é geralmente o método de escolha para fornecer um retrato qualitativo, ou seja, visual da estrutura molecular e de uma ligação. Essa teoria é
particularmente útil para moléculas compostas de muitos átomos. Em contrapartida, a TOM é usada quando é necessário um retrato mais
quantitativo da ligação. Além disso, a teoria da ligação de valência fornece uma boa descrição das ligações em moléculas em seu estado de energia
mais baixo, fundamental. Porém, a TOM é essencial se quisermos descrever moléculas em estados excitados de energia mais elevada.
Teoria da Ligação de Valência (TLV)
O que acontece se dois átomos a uma distância infinita forem aproximados para formar uma ligação?
A imagem a seguir ilustra tal processo, utilizando como exemplo o H2. Inicialmente, quando dois átomos de hidrogênio estão bastante separados
eles não interagem. Porém, se os átomos se aproximam, o elétron em um átomo começa a ser atraído pela carga positiva do núcleo do outro átomo.
Devido às forças atrativas, as nuvens eletrônicas nos átomos distorcem-se à medida que o elétron de um átomo é atraído para o núcleo do segundo
átomo, e a energia potencial do sistema diminui. Cálculos mostram que, quando a distância entre os átomos de H é 74pm, a energia potencial atinge
um mínimo e a molécula H2 é mais estável.
Variação da energia potencial durante a formação da ligação H-H a partir de átomos de hidrogênio isolados.
Conforme descrita na imagem anterior e, como veremos, também na imagem a seguir, a formação da ligação ocorre quando as nuvens eletrônicas
nos dois átomos se sobrepõem. Essa sobreposição de orbitais aumenta a probabilidade de encontrar os elétrons de ligação no espaço entre os
dois núcleos.
A ideia de que as ligações são formadas pela sobreposição de orbitais atômicos é a base para a teoria da ligação de valência.
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A sobreposição dos orbitais 1s do hidrogênio para formar a ligação sigma H-H.
A formação da ligação covalente apresentada na imagem anterior compõe a sobreposição dos orbitais 1s do hidrogênio para formar a ligação
sigma (σ) H-H.
Cada átomo de hidrogênio individual possui um único elétron. No H2, os dois elétrons emparelham-se para formar a ligação. Quando a ligação
simples covalente é formada no H2, a nuvem eletrônica de cada átomo é distorcida de forma que dê aos elétrons uma probabilidade maior de se
encontrar na região entre os dois átomos de hidrogênio.
A ligação covalente que se origina da sobreposiçãode dois orbitais é chamada de ligação
sigma (σ).
A densidade eletrônica de uma ligação σ é maior ao longo do eixo da ligação. Em síntese, os pontos principais da abordagem da ligação de valência
à ligação são:
Mas o que acontece com os elementos além do hidrogênio?
Na estrutura de Lewis do HF, por exemplo, um par de elétrons de ligação é colocado entre H e F, e três pares de elétrons isolados são representados
localizados no átomo de F.
Para usar uma abordagem orbital, observe os elétrons e os orbitais da camada de valência de cada átomo que participará da sobreposição. O átomo
de hidrogênio usará seu orbital 1s na formação da ligação. A configuração eletrônica do flúor 1s22s22p5, e o elétron desemparelhado desse átomo é
atribuído a um dos orbitais 2p. Uma ligação σ resulta da sobreposição dos orbitais 1s do hidrogênio e 2p do flúor.
Os orbitais se sobrepõem para formar uma ligação entre dois átomos.
Dois elétrons, de spins opostos, podem ser acomodados nos orbitais sobrepostos. Em geral, um elétron é fornecido por cada um dos
átomos ligados.
Devido à sobreposição dos orbitais, os elétrons de ligação têm maior probabilidade de ser encontrados dentro de uma região do
espaço influenciada pelos núcleos. Ambos os elétrons de ligação são atraídos simultaneamente a ambos os núcleos.
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A sobreposição dos orbitais 1s do hidrogênio e 2p do flúor formam a ligação sigma H-F.
A formação da ligação H-F é similar à formação de uma ligação H-H. Um átomo de hidrogênio aproxima-se de um átomo de flúor ao longo de um
eixo que contém o orbital 2p com um único elétron. Os orbitais (1s do H e 2p do F) distorcem-se à medida que cada núcleo atômico influencia o
elétron e o orbital do outro átomo.
Com uma aproximação maior, ocorre a sobreposição dos orbitais 1s e 2p, e os dois elétrons emparelham-se para formar a ligação σ. Há uma
distância de 92pm na qual a energia é mais baixa, o que corresponde à distância de ligação no HF. Os elétrons restantes no átomo de flúor (dois
elétrons no orbital 2s e quatro elétrons nos outros dois orbitais 2p) não se envolvem na ligação. Eles são elétrons não ligantes, o pares de elétrons
isolados associados com esse elemento na estrutura de Lewis. O mesmo pode ser observado para a ligação no F2. Os orbitais 2p nos dois átomos
sobrepõem-se, e o elétron desemparelhado de cada átomo é emparelhado na ligação σ resultante.
A sobreposição dos orbitais 2p dos átomos de flúor formam a ligação sigma F-F.
TLV: o conceito de hibridização
Hibridização usando os orbitais atômicos s e p
A descrição simples, que usa a sobreposição de orbitais para descrever a ligação em H2, em HF e em F2, funciona bem, mas encontramos
dificuldades quando consideramos moléculas com mais de dois átomos. Por exemplo, uma estrutura de Lewis do metano, CH4, mostra quatro
ligações covalentes C-H.
A teoria VSEPR prevê que a geometria dos pares de elétrons do átomo de C no CH4 é tetraédrica, com um ângulo de 109,5º entre os pares de
ligação. Uma representação orbital da ligação deve ser capaz de informar tanto a geometria como o fato de que todas as ligações C-H são iguais.
Representação de Lewis, modelo molecular e geometria dos pares de elétrons para a molécula CH4.
Caso apliquemos o modelo orbital da sobreposição usado para o H2 e F2 sem modificações para descrever a ligação em CH4, surge um problema.
Os três orbitais para os elétrons de valência 2p do carbono são ortogonais, com ângulos de 90° e não correspondem ao ângulo tetraédrico de
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109,5°. O orbital 2s esférico poderia se ligar em qualquer sentido.
Além disso, um átomo de carbono em seu estado fundamental (1s22s22p6) tem somente dois elétrons desemparelhados, não os quatro que são
necessários para a formação de quatro ligações. Veja na imagem:
Os orbitais 2p em um átomo. Como os orbitais 2px, 2py e 2pz encontram-se ao longo dos eixos x, y e z.
Para descrever a ligação no metano e em outras moléculas, Linus Pauling propôs a teoria da hibridização dos orbitais. Ele sugeriu que um novo
conjunto de orbitais, chamado orbitais híbridos, poderia ser criado mesclando-se os orbitais atômicos s, p e em algumas situações os orbitais d em
um átomo. As seguintes características são importantes:
E são ilustrados na imagem a seguir:
O número de orbitais híbridos requeridos por um átomo em uma molécula ou em um íon é determinado pela geometria dos pares de
elétrons em torno desse átomo.
Se o orbital s da camada de valência no átomo central em uma molécula ou em um íon for mesclado com um orbital p da camada de
valência nesse mesmo átomo, dois orbitais serão criados. Eles são separados por 180°, e o conjunto de dois orbitais é chamado
de sp.
Se um orbital s for combinado com dois orbitais p, todos da mesma camada de valência, três orbitais híbridos serão criados. Eles são
separados por 120°, e o conjunto de três orbitais é chamado de sp2.
Quando o orbital s em uma camada de valência é combinado com os três orbitais p, resultam quatro orbitais híbridos cada um
chamado de sp3. Os orbitais híbridos são separados por 109,5º, o ângulo tetraédrico.
Se um dos orbitais d forem adicionados ao conjunto sp3, dois conjuntos de orbitais híbridos serão criados. Esses são usados pelo
átomo central de uma molécula ou de um íon com uma geometria dos pares de elétrons bipiramidal trigonal (sp3d) ou octaédrica
(sp3d2).
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Orbitais híbridos para dois a quatro pares de elétrons
A geometria dos conjuntos de orbitais híbridos para dois a quatro pares de elétrons da camada de valência é apresentada na coluna da direita da
figura anterior. Ao formar um conjunto de orbitais híbridos, o orbital s é sempre usado, além de tantos orbitais p (e de orbitais d) quantos forem
precisos para se obter o número necessário de orbitais ligantes σ e de pares isolados.
Vamos agora examinar um exemplo de cada um dos tipos de hibridização em moléculas simples, retornando ao primeiro caso do metano. Tenha
em mente, porém, que esses princípios se aplicam até mesmo nas moléculas mais complexas.
No metano, são necessários quatro orbitais direcionados aos cantos de um tetraedro para obedecer à geometria dos pares de elétrons do átomo de
carbono central. Mesclando-se os quatro orbitais da camada de valência, o 2s e todos os três orbitais 2p do carbono, é criado um conjunto, de
quatro orbitais híbridos, que tem geometria tetraédrica (imagem a seguir).
Formação dos orbitais híbridos sp3 e ligações na molécula de metano.
Cada um dos quatro orbitais híbridos é chamado de sp3 para indicar a combinação de orbitais atômicos (um orbital s e três orbitais p) de que são
derivados. Os quatro orbitais sp3 têm formas idênticas, e o ângulo entre eles é 109,5°.
Os quatro elétrons de valência do átomo C em CH4 são dispostos sozinhos nos orbitais sp
3. Logo, cada ligação C-H é formada pela sobreposição de
um dos orbitais híbridos sp3 do carbono com o orbital 1s de um átomo de hidrogênio.
A estrutura de Lewis para a amônia mostra quatro pares de elétrons na camada de valência do nitrogênio:
Três pares de ligação.
Um par isolado.
A teoria VSEPR prevê uma geometria tetraédrica dos pares de elétrons e uma geometria molecular piramidal trigonal. A evidência estrutural é
próxima do previsto: os ângulos de ligação H-N-H são de 107,5° nessa molécula.
As ligações na amônia, NH3
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Com base na geometria dos pares de elétrons do NH3, prevemos a hibridização sp
3 para acomodar os quatro pares de elétrons no átomo de N. O
par isolado é atribuídoa um dos orbitais híbridos, e cada um dos outros três orbitais híbridos é ocupado por um único elétron.
Outro exemplo é a molécula de água, na qual o átomo de oxigênio tem dois pares isolados em sua camada de valência, e o ângulo H-O-H é de 104,5º
(figura abaixo). Os quatro orbitais sp3 híbridos são criados a partir dos orbitais atômicos 2s e 2p do oxigênio. Dois desses orbitais sp3 são ocupados
por elétrons desemparelhados e são usados para formar a ligação O-H. Pares isolados ocupam os outros dois orbitais híbridos.
As ligações na molécula de água, H2O
A geometria trigonal planar é frequentemente encontrada em moléculas e íons. Ela requer um átomo central com os três orbitais em um plano,
separados por um ângulo de 120°. A ocorrência de três orbitais híbridos significa que três orbitais atômicos devem ser combinados, e a combinação
de um orbital s com os dois orbitais p é apropriada, gerando orbitais sp2.
O trifluoreto de boro apresenta uma geometria dos pares de elétrons e molecular trigonal planar. Cada ligação boro-flúor nesse composto resulta da
sobreposição de um orbital sp2 do boro em um orbital p do flúor, conforme veremos a seguir.
Orbitais do boro e ligações do BF3, uma molécula trigonal planar.
Para as moléculas em que o átomo central tem uma geometria linear dos pares de elétrons, são necessários dois orbitais híbridos separados por
180°. Um orbital s e um orbital p podem se hibridizar para formar dois orbitais híbridos sp. Um exemplo é o dicloreto de berílio, BeCl2, que em fase
gasosa tem estrutura linear, de modo que a hibridização sp é apropriada para o átomo de berílio, conforme imagem a seguir.
Orbitais do berílio e ligações do BCl2, uma molécula linear.
Uma suposição básica da teoria da ligação de valência de Pauling é que o número de orbitais híbridos é igual ao número dos orbitais de valência
usados em sua criação. Isso significa que o número máximo de orbitais híbridos que podem ser criados a partir dos orbitais s e p para um átomo é
quatro.
Como então devemos lidar com compostos como PF5 ou SF6, que possuem mais do que quatro pares de elétrons em sua camada de valência?
Resposta
Para este fim, orbitais adicionais da subcamada d são usados na formação do orbital híbrido. A fim de acomodar seis pares de elétrons na camada
de valência de um elemento, seis orbitais híbridos sp3d2 podem ser criados a partir do orbital s, de três orbitais p e de dois orbitais d. Os seis orbitais
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híbridos sp3d2 apontam para os cantos de um octaedro. Dessa forma, são orientados a acomodar os pares de elétrons para um composto que
tenha uma geometria octaédrica dos pares de elétrons.
A pentacoordenação e a geometria bipiramidal trigonal são possíveis com a hibridização sp2d. Um orbital s, três orbitais p e um orbital d combinam-
se para produzir cinco orbitais híbridos de sp3d2.
A explicação da TLV para as ligações múltiplas
Ligações múltiplas
Vejamos agora a aplicação da TLV para moléculas que apresentam duas ou três ligações entre pares de átomos. Considere o etileno, H2C=CH2, uma
das moléculas mais comuns com uma ligação dupla. A estrutura molecular do etileno dispõe todos os seis átomos em um plano, com ângulos H-C-
H e H-C-C de aproximadamente 120°. Cada átomo de carbono tem a geometria trigonal planar, de modo que a hibridização sp2 é adotada por esses
átomos.
Assim, o modelo de ligação no etileno começa com cada átomo de carbono apresentando três orbitais híbridos sp2 no plano molecular e um
orbital p não hibridizado perpendicular a esse plano. Como cada átomo de carbono está envolvido em quatro ligações, um único elétron
desemparelhado é colocado em cada um desses orbitais.
Aplicação da TLV no etileno, H2C=CH2.
Agora, podemos visualizar as ligações C-H, que resultam da sobreposição de orbitais sp2 do carbono com orbitais 1s do hidrogênio. Depois de
contabilizar as ligações C-H, fica um orbital sp2 em cada átomo de carbono (imagem a seguir). Resta apenas mais um orbital em cada átomo, um
orbital p não hibridizado, a ser usado para criar a segunda ligação entre os átomos de carbono no C2H4. Se eles se alinharem corretamente, os
orbitais p não hibridizados podem se sobrepor, permitindo que os elétrons contidos nesses orbitais se emparelhem.
O modelo de ligação de valência para o etileno, C2H4. Considera-se que cada átomo de C apresenta hibridização sp
2.
A sobreposição não ocorre diretamente ao longo do eixo C-C, em vez disso, o arranjo atômico obriga esses orbitais a uma sobreposição lateral, e o
par de elétrons ocupa um orbital cuja densidade eletrônica situa-se acima e abaixo do plano que contém os seis átomos.
Essa descrição resulta em dois tipos de ligação no C2H4. Um tipo consiste nas ligações C-H e C-C que surgem da sobreposição dos orbitais
atômicos, de modo que os elétrons de ligação se situam no eixo da ligação para formar ligações σ. O outro é a ligação formada pela sobreposição
lateral dos orbitais atômicos p, chamada de ligação pi (π). Em uma ligação π, a região de sobreposição e a densidade eletrônica ficam acima e
abaixo do eixo.
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Observe que uma ligação π pode ser formada somente se:
Orbitais p não hibridizados ocorrem em átomos adjacentes.
Os orbitais p são perpendiculares ao plano da molécula e paralelos um ao outro.
Isso ocorre somente se os orbitais sp2 de ambos os átomos de carbono estiverem no mesmo plano.
A ligação π requer que a molécula seja planar (ou possua uma região planar caso seja uma
molécula grande).
As ligações duplas entre o carbono e o oxigênio, o enxofre ou o nitrogênio são bastante comuns. Para ilustrar, considere o formaldeído, CH2O, em
que ocorre uma ligação π carbono-oxigênio (figura abaixo). Uma geometria dos pares de elétrons trigonal planar indica a hibridização sp2 para o
átomo de C. As ligações σ do carbono ao átomo de O e aos dois átomos de H formam-se pela sobreposição de orbitais híbridos sp2 com os orbitais
semipreenchidos do oxigênio e dos dois átomos de hidrogênio. O orbital p não hibridizado no carbono é orientado perpendicularmente ao plano
molecular (assim como nos átomos de carbono do C2H4). Esse orbital p está disponível para a ligação π, dessa vez, com um orbital do oxigênio.
Descrição das ligações por valência no formaldeído, CH2O.
A abordagem anterior supõe a hibridização sp2 para o oxigênio. Ela utiliza um orbital sp2 do O na formação da ligação σ, deixando dois
orbitais sp2 livres para acomodar os pares isolados. O orbital p restante no oxigênio participa na ligação π.
O acetileno, H-C≡C-H, é um exemplo de molécula com ligação tripla. A VSEPR permite prever que os quatro átomos se encontrem em linha reta com
os ângulos H-C-C de 180°. Isso implica que o átomo de carbono apresenta hibridização sp. Para cada átomo de carbono, há dois orbitais sp: um
direcionado para o hidrogênio e usado para criar a ligação σ C-H, e o segundo direcionado para o outro átomo de carbono, usado para criar a ligação
σ entre os átomos de carbono. Restam dois orbitais p não hibridizados em cada átomo de carbono que são orientados de forma que seja possível
formar duas ligações π no HC≡CH.
As ligações no acetileno.
Essas ligações π são perpendiculares ao eixo molecular e perpendiculares entre si. Três elétrons em cada átomo de carbono são emparelhados para
formar a ligação tripla que consiste em uma ligação σ e duas ligações π.
Agora que examinamos alguns casos de ligações múltiplas, vamos resumir alguns pontos importantes:
As ligações π não ocorrem sem que os átomos estejam também ligados por uma ligação σ. Portanto, uma ligação dupla sempre
consiste em uma ligação σ e uma ligação π. Da mesma forma, uma ligação tripla sempre consiste em uma ligação σ e duas ligações
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