Campos quânticos e sólidos, hélio, líquido, sólido (79)

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432 Química
Figura 10.5 Variação da energia po­
tencial de dois átomos de H em função 
da distância entre os seus núcleos. No 
ponto de energia potencial mínima, a mo­
lécula H2 está no seu estado mais estável 
e o comprimento de ligação é 74 pm. As 
esferas representam os orbitais 1s.
Concluímos que a teoria da ligação de valência fornece uma imagem mais 
clara da formação das ligações químicas do que a teoria de Lewis. A teoria da li­
gação de valência afirma que se forma uma molécula estável a partir dos átomos 
reagentes quando a energia potencial do sistema atingir um mínimo; a teoria
Figura 10.6 De cima para baixo: 
à medida que dois átomos de H se 
aproximam entre si, os seus orbitais 1s 
começam a interagir e cada elétron co­
meça a sentir a atração do outro próton, 
Gradualmente, a densidade eletrônica 
aumenta na região internuclear (cor ver­
melha). Finalmente, forma-se uma mo­
lécula estável de H2 quando a distância 
internuclear é de 74 pm.
Capítulo 10 ♦ Ligação química II: Geometria molecular e hibridização de orbitais atômicos 433
de Lewis ignora as mudanças energéticas que ocorrem durante a formação de 
ligações químicas.
O conceito de sobreposição de orbitais atômicos aplica-se igualmente bem 
a outras moléculas diatômicas que não H2. Assim, forma-se uma molécula está­
vel de F2 quando os dois orbitais 2p (que contêm elétrons desemparelhados) de 
dois átomos de F se sobrepõem no espaço para formar uma ligação covalente. 
Do mesmo modo, a formação da molécula HF pode ser explicada pela sobrepo­
sição do orbital I5 de H ao orbital 2p de F Em cada caso, a TLV dá conta das 
variações de energia potencial à medida que varia a distância entre os átomos en­
volvidos na ligação. Uma vez que os orbitais envolvidos não são do mesmo tipo 
em todos os casos, podemos perceber por que as entalpias e os comprimentos de 
ligação podem ser diferentes nas moléculas H2, F2 e HF. Conforme mencionado 
anteriormente, a teoria de Lewis trata todas as ligações covalentes do mesmo 
modo e não explica as diferenças existentes entre elas.
Revisão de conceitos
Compare as teorias de ligação química: teoria de Lewis e teoria da liga­
ção de valência.
10.4 Hibridização de orbitais atômicos
O conceito de sobreposição de orbitais atômicos aplica-se também a moléculas 
poliatômicas. Contudo, para que um esquema de formação de ligações em mo­
léculas poliatômicas seja satisfatório, ele deve explicar a geometria molecular. 
Discutiremos em seguida três exemplos de aplicação da TLV ao estudo das liga­
ções químicas em moléculas poliatômicas.
Hibridização s/7̂
Consideremos a molécula de C H 4. Se nos concentrarmos apenas nos elétrons de 
valência, podemos representar o diagrama orbital do C como
ü
2s
Como o átomo de carbono no estado fundamental tem dois elétrons desempare­
lhados (ambos em orbitais 2 /?), ele pode formar apenas duas ligações com áto­
mos de hidrogênio. Embora se conheça a espécie CH2, ela é muito instável. Para 
exphcar a formação de quatro ligações C—H no metano, podemos promover (ou 
seja, excitar energeticamente) um elétron do orbital 2 ̂para um dos orbitais 2p:
□
24-
Agora, há no átomo de C quatro elétrons desemparelhados que podem formar 
quatro ligações. Contudo, a geometria está incorreta porque três dos ângulos de 
ligação HCH seriam de 90° (lembre-se de que os três orbitais 2p no átomo de 
carbono são perpendiculares entre si), quando é sabido experimentalmente que 
todos os ângulos HCH são de 109,5°.
Para exphcar as hgações no metano, a TLV utihza orbitais híbridos hipo­
téticos, que são orbitais atômicos que se obtêm quando dois ou mais orbitais
T T T
2p
o diagrama orbital do átomo de F é 
apresentado na página 308.
^ Animação 
Hibridização