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.

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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.
Jacobus 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.
Joseph Le Bel
Joseph Achille Le Bel (1847-1930), químico francês famoso
por seu trabalho em estereoquímica.
1 - As ligações químicas
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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.
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
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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
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⋅
Na⋅ ⋅Mg⋅
⋅
⋅AI⋅
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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:
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Ordem de ligação 
Então veremos que a ordem é 3/2 ou 1,5 para o ozônio.
Estrutura do O3
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.
=
( número de pares compartilhados ligando X e Y )
 (número de uniões X−Y  na molécula ou íon )
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1A
H
4A
C
H 74 110
C 154
N
O
F
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
C=N 127 C ≡ N
C=O 122 C ≡ O
N=O 115 N ≡ O
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.
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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.
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
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acetileno é a mais curta, o rompimento da ligação requer menos energia
para o etano e mais energia para o acetileno.
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
H 436 413
C 346
N
O
F
Si
P
S
Cl
Br
I
Tabela: Algumas Energias de Ligações Médias para Ligações Simples (kJ/mol).
Marianne Grilo Rezende.
Ligações Múltiplas
N=N 418 C=C
N ≡ N 945 C ≡ C
C=N 615 C=O
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
C ≡ N 887 C ≡ O
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-.
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:
2. Formação de Cl-(g) a partir de um átomo de Cl e um elétron:
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/mol
Cl(g) + e
−
⟶Cl−
(g)
 Afinidade Eletrônica de Cl = −349kJ/mol
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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:
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 
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
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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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.
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 Na+(g) + Cl
−
(g) ⟶ NaCl(s) = −786kJ/mol
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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
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.
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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.
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
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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:
3. Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados
para formar uma ligação simples.
Átomo central 
Elétrons de valência 
Ligação simples 
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Aqui, três pares de elétrons são usados para fazer três 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.
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.
Átomo terminal 
Ligações múltiplas 
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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.
HNO3
Oxiácido
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Estrutura do HNO3
NO3
-
Ânion
Estrutura do NO3
-
H3PO4
Oxiácido
Estrutura do H3PO4
PO4
3-
Ânion
Estrutura do PO4
3-
H2SO4
Oxiácido
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Estrutura do H2SO4
HSO4
-
Ânion
Estrutura do HSO4
-
SO4
2-
Ânion
Estrutura do SO4
2-
HClO4
Oxiácido
Estrutura do HClO4
HOCl
Oxiácido
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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
Estrutura do HOCl
ClO4
-
Ânion
Estrutura do ClO4
-
OCl-
Ânion
Estrutura do OCl-
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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
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.
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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.
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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 covalente
ou 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.
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.
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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 Liga
(kcal/mol)
Iônica
NaCl
MgO
640
1000
Covalente
Si
C
450
713
Metálica
Al
Fe
324
406
Interações
intermoleculares
Ar
Cl2
NH3
H2O
7.7
31
35
51
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.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EOs%20%C3%A1tomos%20s%C3%A3o%20formados%20por%20cargas%20el%C3%A9tricas%20e
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.
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Parabéns! A alternativa B está correta.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3E%C3%81tomos%20do%20metal%20s%C3%B3dio%20(Na)%20ligam-
se%20entre%20si%20atrav%C3%A9s%20de%20liga%C3%A7%C3%B5es%20met%C3%A1licas%2C%20e%20a%2
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.
E III, IV, V, I e II.
05/11/2023, 00:02 Ligações químicas e a estrutura das moléculas
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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:
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
 )
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
CF = EPI + 1/2
EL
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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 emuma molécula ou em um íon. A diferença entre
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.
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.
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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:
Estrutura de Lewis para CO2, seguindo o princípio da eletroneutralidade.
05/11/2023, 00:02 Ligações químicas e a estrutura das moléculas
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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.
05/11/2023, 00:02 Ligações químicas e a estrutura das moléculas
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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).
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.
05/11/2023, 00:02 Ligações químicas e a estrutura das moléculas
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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 elétronsde 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 diversos balões
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, 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
05/11/2023, 00:02 Ligações químicas e a estrutura das moléculas
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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:
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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.
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.
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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 pares de 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.

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Falta pouco para atingir seus objetivos.
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.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EO%20primeiro%20passo%20para%20resolver%20a%20quest%C3%A3o%20%C3%A9%20escrever
se%20calcular%20as%20cargas%20formais.%20Para%20cada%20caso%20dos%20%C3%ADons%2C%20a%20
2%2F3.%3C%2Fp%3E%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20
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
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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+:
Parabéns! A alternativa C está correta.
%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EAntes%20de%20determinar%20a%20geometria%20molecular%2C%20%C3%A9%20importante%
3 - Teorias de ligação
Ao �nal deste módulo, você será capaz de reconhecer as principais
teorias de ligações químicas.
A Octaédrica e trigonal planar
B Angular e linear
C Pirâmide trigonal e angular
D Linear e octaédrica
E Tetraédrica e angular
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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:
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
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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
sobreposição de dois orbitais é chamada de
ligação sigma (σ).
A densidadeeletrônica 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?
 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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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.
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
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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 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
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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 sp3. 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:
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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
Com basena geometria dos pares de elétrons do NH3, prevemos a
hibridização sp3 para acomodar os quatro pares de elétrons no átomo
de N. O par isolado é atribuído a 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.
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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 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.
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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 sp2.
A sobreposição não ocorre diretamente ao longo do eixo C-C, em vez
disso, o arranjo atômico obriga esses orbitais a uma sobreposição
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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.
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.
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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