3 Ligações químicas e a estrutura das moléculas

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<p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 1/51</p><p>Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>Prof.ª Marianne Grilo Rezende</p><p>Descrição</p><p>Ligações químicas e a estrutura das moléculas; Ligações iônicas e covalentes; Teoria da Ligação de Valência; Teoria dos Orbitais Moleculares.</p><p>Propósito</p><p>Compreender os conceitos relacionados às ligações químicas e os fundamentos teóricos pertencentes à correlação entre ligações químicas e a</p><p>estrutura das moléculas, bem como a aplicabilidade desses princípios na área da Química e demais disciplinas.</p><p>Objetivos</p><p>Módulo 1</p><p>As ligações químicas</p><p>Identificar a natureza das ligações químicas.</p><p>Módulo 2</p><p>Conceitos fundamentais e geometria molecular</p><p>Definir conceitos químicos relacionados à estrutura das moléculas.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 2/51</p><p>Módulo 3</p><p>Teorias de ligação</p><p>Reconhecer as principais teorias de ligações químicas.</p><p>Introdução</p><p>Em meados do século XIX, uma nova ciência química desenvolvia-se rapidamente por meio de especialistas que iniciavam a investigação sobre as</p><p>forças que mantinham os compostos unidos. August Kekulé e Archibald Couper, em 1858, independentes um do outro, propuseram que, em todos</p><p>os seus compostos, o carbono é tetravalente, ou seja, sempre forma quatro ligações quando se une a outros elementos para formar compostos</p><p>estáveis. Segundo Kekulé, os átomos de carbono podem se conectar para formar longas cadeias estendidas de átomos. Surgia, então, o conceito de</p><p>ligação química.</p><p>Pouco tempo depois da natureza do carbono tetravalente ter sido proposta, extensões da teoria Kekulé-Couper foram desenvolvidas em razão da</p><p>possibilidade de ligação múltipla entre os átomos. Emil Erlenmeyer propôs a ligação tripla carbono-carbono para o acetileno, e Alexander Crum</p><p>Brown propôs a ligação dupla carbono-carbono para o etileno. Em 1865, Kekulé foi responsável pelo maior avanço, quando sugeriu que as cadeias</p><p>de átomos de carbono poderiam formar anéis de átomos.</p><p>Em 1874, Jacobus van’t Hoff e Joseph Le Bel adicionaram uma terceira dimensão às ideias sobre os compostos, propondo que as ligações do</p><p>carbono tinham orientações espaciais específicas. Surge, então, outro conceito muito importante na química, que auxilia na interpretação das</p><p>propriedades de várias substâncias: a estrutura das moléculas.</p><p>Apesar dessas descobertas, ficava ainda a questão: Como os átomos se ligam? E por que se orientam de maneiras diferentes no espaço?</p><p>No decorrer deste conteúdo, explicaremos os diferentes tipos de ligações, suas propriedades, como os átomos se arranjam em compostos</p><p>químicos e o que os mantém unidos, além de demonstrar como esses fatores influenciam nas propriedades químicas e físicas das moléculas.</p><p>August Kekulé</p><p>August Kekulé (1829-1896), químico alemão que propôs a teoria da tetravalência do carbono, a hipótese das ligações múltiplas e a fórmula hexagonal</p><p>do benzeno.</p><p>Archibald Couper</p><p>Archibald Scott Couper (1831-1892), químico escocês que criou a teoria inicial de estrutura e ligação em química orgânica, além do átomo de carbono</p><p>tetravalente.</p><p>Emil Erlenmeyer</p><p>Emil Erlenmeyer (1825 -1909), químico alemão que ficou famoso por criar o frasco Erlenmeyer.</p><p>Alexander Crum Brown</p><p>Alexander Crum Brown (1838-1922), químico escocês que se dedicou à química orgânica e representação de moléculas.</p><p></p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 3/51</p><p>acobus van’t Ho�</p><p>Jacobus Henricus van't Hoff (1852-1911), químico neerlandês vencedor do primeiro Nobel de Química. É reconhecido por suas descobertas em cinética</p><p>química, equilíbrio químico, pressão osmótica e estereoquímica.</p><p>oseph Le Bel</p><p>Joseph Achille Le Bel (1847-1930), químico francês famoso por seu trabalho em estereoquímica.</p><p>1 - As ligações químicas</p><p>Ao �nal deste módulo, você será capaz de identi�car a natureza das ligações químicas.</p><p>A natureza das ligações químicas</p><p>Com o desenvolvimento da mecânica quântica e da resolução da equação de Schrödinger, foi possível compreender a relação entre as propriedades</p><p>químicas dos elementos e a sua estrutura eletrônica. Por sua vez, a energia e a forma dos orbitais apresentadas por esses átomos explicam, por</p><p>exemplo, sua reatividade química e a forma como novas substâncias são formadas, introduzindo conceitos importantes como as ligações</p><p>químicas.</p><p>Para explicar o conceito de ligações químicas, é importante falarmos antes sobre os elétrons. Nos átomos, os elétrons podem ser divididos em dois</p><p>grupos:</p><p>Equação de Schrödinger</p><p>Equação criada nos anos 1920 pelo físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961), que descreve como o estado quântico de um sistema físico muda</p><p>com o tempo.</p><p>Elétrons de valência</p><p>São aqueles da camada mais externa de um átomo e que determinam as propriedades químicas do átomo.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 4/51</p><p>Elétrons das camadas internas</p><p>São aqueles das camadas mais internas, não estão envolvidos no comportamento químico.</p><p>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</p><p>núcleo atômico com os elétrons internos. Até oito elétrons de valência, representados por pontos, são colocados, um de cada vez, ao redor do</p><p>símbolo. A essa simbologia damos o nome de símbolos de Lewis (tabela a seguir). A acomodação de oito elétrons ao redor do elemento é</p><p>denominada de octeto de elétrons ou regra do octeto, que demonstra uma configuração estável do átomo.</p><p>Gilbert Newton Lewis</p><p>Gilbert Newton Lewis (1875-1946), físico-químico estadunidense, famoso principalmente pela descoberta da ligação covalente e seu conceito de pares</p><p>de elétrons.</p><p>Colocados</p><p>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</p><p>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</p><p>elétron, em cada face do quadrado.</p><p>1A</p><p>ns1</p><p>2A</p><p>ns2</p><p>3A</p><p>ns2np1</p><p>4A</p><p>ns2np2</p><p>5A</p><p>ns2np3</p><p>6A</p><p>ns2np4</p><p>Tabela: Símbolos de Lewis de Átomos do Grupo Principal.</p><p>Marianne Grilo Rezende.</p><p>Vemos que, com exceção dos gases nobres, a maioria dos elementos da Tabela Periódica tendem a doar ou receber elétrons. Esse processo leva à</p><p>formação de ânions ou cátions, respectivamente. Espera-se, assim, que dois íons formados interajam devido às forças de atração de cargas</p><p>opostas. Podemos definir esta interação como uma ligação química.</p><p>Mas, de que maneira os átomos se combinam para formar moléculas, e por que os átomos formam ligações?</p><p>Resposta</p><p>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</p><p>elementos são instáveis (com exceção dos gases nobres), todos eles têm tendência de formar moléculas através do estabelecimento de ligações.</p><p>A ligação química, sendo a interação de dois átomos (ou grupo de átomos), está intimamente ligada ao rearranjo da estrutura eletrônica, ou melhor,</p><p>dos elétrons dos átomos dentro de uma nova molécula. O potencial de ionização (energia requerida para retirar um elétron do átomo) e a afinidade</p><p>eletrônica (energia liberada quando um átomo recebe um elétron) são duas propriedades periódicas que podem auxiliar a compreensão da natureza</p><p>da ligação química.</p><p>As ligações químicas podem ser classificadas quanto à sua intensidade em:</p><p>ligações primárias ou fortes;</p><p>ligações secundárias ou fracas.</p><p>As ligações primárias são cerca de dez vezes mais fortes do que as ligações secundárias. Veremos, a seguir, algumas propriedades das ligações</p><p>químicas.</p><p>Li⋅ ⋅Be⋅</p><p>⋅</p><p>⋅B⋅</p><p>⋅</p><p>⋅C⋅</p><p>⋅</p><p>..</p><p>⋅N ⋅</p><p>⋅</p><p>..</p><p>: O⋅</p><p>⋅</p><p>Na⋅ ⋅Mg⋅</p><p>⋅</p><p>⋅AI⋅</p><p>⋅</p><p>⋅Si⋅</p><p>⋅</p><p>..</p><p>⋅P ⋅</p><p>⋅</p><p>..</p><p>berílio, BeCl2, que em fase</p><p>gasosa tem estrutura linear, de modo que a hibridização sp é apropriada para o átomo de berílio, conforme imagem a seguir.</p><p>Orbitais do berílio e ligações do BCl2, uma molécula linear.</p><p>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</p><p>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</p><p>quatro.</p><p>Como então devemos lidar com compostos como PF5 ou SF6, que possuem mais do que quatro pares de elétrons em sua camada de valência?</p><p>Resposta</p><p>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</p><p>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</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 39/51</p><p>híbridos sp3d2 apontam para os cantos de um octaedro. Dessa forma, são orientados a acomodar os pares de elétrons para um composto que</p><p>tenha uma geometria octaédrica dos pares de elétrons.</p><p>A pentacoordenação e a geometria bipiramidal trigonal são possíveis com a hibridização sp2d. Um orbital s, três orbitais p e um orbital d combinam-</p><p>se para produzir cinco orbitais híbridos de sp3d2.</p><p>A explicação da TLV para as ligações múltiplas</p><p>Ligações múltiplas</p><p>Vejamos agora a aplicação da TLV para moléculas que apresentam duas ou três ligações entre pares de átomos. Considere o etileno, H2C=CH2, uma</p><p>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-</p><p>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</p><p>átomos.</p><p>Assim, o modelo de ligação no etileno começa com cada átomo de carbono apresentando três orbitais híbridos sp2 no plano molecular e um</p><p>orbital p não hibridizado perpendicular a esse plano. Como cada átomo de carbono está envolvido em quatro ligações, um único elétron</p><p>desemparelhado é colocado em cada um desses orbitais.</p><p>Aplicação da TLV no etileno, H2C=CH2.</p><p>Agora, podemos visualizar as ligações C-H, que resultam da sobreposição de orbitais sp2 do carbono com orbitais 1s do hidrogênio. Depois de</p><p>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</p><p>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</p><p>orbitais p não hibridizados podem se sobrepor, permitindo que os elétrons contidos nesses orbitais se emparelhem.</p><p>O modelo de ligação de valência para o etileno, C2H4. Considera-se que cada átomo de C apresenta hibridização sp2.</p><p>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</p><p>par de elétrons ocupa um orbital cuja densidade eletrônica situa-se acima e abaixo do plano que contém os seis átomos.</p><p>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</p><p>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</p><p>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</p><p>abaixo do eixo.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 40/51</p><p>Observe que uma ligação π pode ser formada somente se:</p><p>Orbitais p não hibridizados ocorrem em átomos adjacentes.</p><p>Os orbitais p são perpendiculares ao plano da molécula e paralelos um ao outro.</p><p>Isso ocorre somente se os orbitais sp2 de ambos os átomos de carbono estiverem no mesmo plano.</p><p>A ligação π requer que a molécula seja planar (ou possua uma região planar caso seja uma</p><p>molécula grande).</p><p>As ligações duplas entre o carbono e o oxigênio, o enxofre ou o nitrogênio são bastante comuns. Para ilustrar, considere o formaldeído, CH2O, em</p><p>que ocorre uma ligação π carbono-oxigênio (figura abaixo). Uma geometria dos pares de elétrons trigonal planar indica a hibridização sp2 para o</p><p>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</p><p>semipreenchidos do oxigênio e dos dois átomos de hidrogênio. O orbital p não hibridizado no carbono é orientado perpendicularmente ao plano</p><p>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.</p><p>Descrição das ligações por valência no formaldeído, CH2O.</p><p>A abordagem anterior supõe a hibridização sp2 para o oxigênio. Ela utiliza um orbital sp2 do O na formação da ligação σ, deixando dois</p><p>orbitais sp2 livres para acomodar os pares isolados. O orbital p restante no oxigênio participa na ligação π.</p><p>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</p><p>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</p><p>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</p><p>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</p><p>formar duas ligações π no HC≡CH.</p><p>As ligações no acetileno.</p><p>Essas ligações π são perpendiculares ao eixo molecular e perpendiculares entre si. Três elétrons em cada átomo de carbono são emparelhados para</p><p>formar a ligação tripla que consiste em uma ligação σ e duas ligações π.</p><p>Agora que examinamos alguns casos de ligações múltiplas, vamos resumir alguns pontos importantes:</p><p>As ligações π não ocorrem sem que os átomos estejam também ligados por uma ligação σ. Portanto, uma ligação dupla sempre</p><p>consiste em uma ligação σ e uma ligação π. Da mesma forma, uma ligação tripla sempre consiste em uma ligação σ e duas ligações</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 41/51</p><p>O benzeno, C6H6, o membro mais simples de um grupo grande das substâncias conhecidas como compostos aromáticos, apresenta uma estrutura</p><p>planar na forma de anel, e todas as ligações carbono-carbono têm o mesmo comprimento, 139pm. O comprimento da ligação C-C no C6H6 é a</p><p>média entre uma ligação simples e uma ligação dupla, conforme imagem a seguir.</p><p>Modelo molecular do benzeno e suas estruturas de ressonância.</p><p>Compreender as ligações no benzeno é importante porque ele é a base de um número enorme de compostos químicos (imagem a seguir).</p><p>Consideramos que os átomos de carbono trigonal planar apresentam hibridização sp2. Cada ligação C-H é formada pela sobreposição de um</p><p>orbital sp2 de um átomo de carbono com um orbital 1s do hidrogênio, e as ligações σ C-C resultam da sobreposição dos orbitais sp2 em átomos de</p><p>carbono adjacentes.</p><p>Após contabilizar as ligações σ, resta um orbital p não hibridizado em cada átomo de C, e cada um é ocupado por um elétron isolado. Esses seis</p><p>orbitais e seis elétrons formam três ligações π. Como todos os comprimentos de ligação C-C são iguais, cada orbital p sobrepõe-se de forma</p><p>equivalente com ambos os orbitais p adjacentes, e a interação π é contínua ao longo do anel de seis membros.</p><p>As ligações no benzeno, C6H6.</p><p>Os átomos de C do anel são ligados uns aos outros por meio de ligações σ usando orbitais híbridos sp2 dos átomos de C. As ligações C-H</p><p>também</p><p>usam os orbitais híbridos sp2 do átomo de C. A estrutura π da molécula resulta da sobreposição entre orbitais p dos átomos de C. Como esses</p><p>orbitais são perpendiculares ao anel, a densidade de elétrons π fica acima e abaixo do plano do anel.</p><p>Atenção!</p><p>A representação dos orbitais do benzeno ressalta um ponto importante, no qual a base da teoria da ligação de valência, em que uma ligação é</p><p>descrita como um par de elétrons entre dois átomos, não atua de forma satisfatória para os elétrons π do benzeno, além de não funcionar quando a</p><p>π.</p><p>Uma ligação π pode se formar somente se restarem orbitais p não hibridizados nos átomos ligados.</p><p>Se uma estrutura de Lewis mostrar ligações múltiplas, os átomos envolvidos devem, consequentemente, apresentar</p><p>hibridização sp2 ou sp. Somente dessa forma haverá orbitais p não hibridizados disponíveis para formar uma ligação π.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 42/51</p><p>ressonância é utilizada para descrever uma estrutura. Porém, a teoria do orbital molecular fornece uma visão mais clara.</p><p>Teorias de ligação química: Teoria do Orbital Molecular</p><p>Princípios da Teoria do Orbital Molecular (TOM)</p><p>A Teoria do Orbital Molecular (TOM) é uma maneira alternativa de se ver os orbitais nas moléculas. Em contraste com a ligação localizada e os</p><p>pares isolados de elétrons de valência da teoria da ligação de valência, a TOM supõe que orbitais atômicos puros dos átomos na molécula</p><p>combinam-se para produzir orbitais que são espalhados, ou deslocalizados sobre diversos átomos ou mesmo sobre uma molécula inteira. Esses</p><p>orbitais novos são chamados orbitais moleculares.</p><p>Para explicar a TOM, vamos introduzir os quatro princípios a ela associados:</p><p>Primeiro princípio</p><p>O primeiro princípio da teoria do orbital molecular é que o número total de orbitais moleculares é sempre igual ao número total de orbitais atômicos</p><p>fornecidos pelos átomos que se combinaram. Para ilustrar esse princípio da conservação dos orbitais, consideramos novamente a molécula de H2.</p><p>A TOM especifica que, quando os orbitais 1s de dois átomos de hidrogênio se sobrepõem, dois orbitais moleculares resultam da combinação dos</p><p>orbitais sobrepostos. No orbital molecular resultante da adição dos orbitais atômicos, as regiões de densidade eletrônica 1s somam-se, levando a</p><p>uma probabilidade aumentada de que os elétrons se encontrarão na região da ligação situada entre os dois núcleos (imagem a seguir).</p><p>Este é chamado um orbital molecular ligante, sendo o mesmo descrito como uma ligação química pela teoria da ligação de valência. É também um</p><p>orbital σ porque a região de probabilidade eletrônica fica diretamente sobre o eixo da ligação. Esse orbital molecular é denominado σ1s e o</p><p>subscrito 1s indica que orbitais atômicos 1s foram usados para criar o orbital molecular.</p><p>Orbitais moleculares</p><p>Por meio da imagem, podemos perceber que:</p><p>Orbitais σ ligantes e antiligantes são formados pelos dois orbitais atômicos 1s de átomos adjacentes. Observe a presença de um nó no orbital</p><p>antiligante (O nó é um plano no qual a probabilidade de se encontrar um elétron é zero).</p><p>Um diagrama de orbitais moleculares para o H2. Os dois elétrons são colocados no orbital ligante σ1s, o orbital molecular de energia mais baixa.</p><p>O outro orbital molecular é construído subtraindo-se um orbital atômico do outro (imagem anterior). Quando isso acontece, a probabilidade de</p><p>encontrar um elétron entre os núcleos no orbital molecular é reduzida, e a probabilidade de encontrar o elétron em outras regiões é mais elevada.</p><p>Esse tipo de orbital é chamado de orbital molecular antiligante. Como ele também é um orbital σ, é representado por σ*</p><p>1s, significando o asterisco</p><p>que ele é antiligante. Esses tipos de orbitais não têm nenhuma contrapartida na teoria da ligação de valência.</p><p>Segundo princípio</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 43/51</p><p>O segundo é que o orbital molecular ligante é mais baixo em energia do que os orbitais atômicos originais, e o orbital antiligante é mais elevado em</p><p>energia (imagem a seguir). Isso significa que a energia de um grupo de átomos é mais baixa do que a energia dos átomos separados quando os</p><p>elétrons são atribuídos a orbitais moleculares ligantes. Inversamente, o sistema é desestabilizado quando os elétrons são atribuídos aos orbitais</p><p>antiligantes, porque a energia do sistema é mais elevada do que a dos próprios átomos.</p><p>Níveis de energia dos orbitais moleculares ligante e antiligante.</p><p>Terceiro princípio</p><p>O terceiro é que os elétrons da molécula são atribuídos aos orbitais de energia cada vez mais elevada. Assim, os elétrons ocupam os orbitais</p><p>disponíveis de energia mais baixa, e quando dois elétrons são atribuídos a um orbital, seus spins são emparelhados. Como a energia dos elétrons no</p><p>orbital ligante de H2 é mais baixa do que a energia de cada um dos elétrons 1s (imagem anterior), a molécula H2 é estável. Escrevemos a</p><p>configuração eletrônica de H2 como (σ1s)2.</p><p>Vejamos o exemplo a seguir:</p><p>Um diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares para a molécula de dihélio, He2. Este diagrama fornece um argumento para a inexistência da molécula. No He2, tanto o orbital ligante</p><p>(σ1s) quanto o orbital antiligante (σ*</p><p>1s) seriam completamente preenchidos.</p><p>O que aconteceria, porém, se tentássemos combinar dois átomos de hélio para formar o dihélio, He2?</p><p>Ambos os átomos de He têm um orbital de valência 1s que pode ser somado para produzir o mesmo tipo de orbital molecular que no H2. Ao</p><p>contrário do H2, entretanto, quatro elétrons precisam ser atribuídos a esses orbitais. O par de elétrons no orbital σ1s estabiliza o He2, porém, os dois</p><p>elétrons no orbital σ*</p><p>1s desestabilizam a molécula de He2.</p><p>A diminuição da energia dos elétrons no orbital molecular σ1s-ligante é anulada pelo aumento da energia devido aos elétrons no orbital molecular</p><p>σ*</p><p>1s-antiligante.</p><p>A teoria do orbital molecular prevê que o He2 não tem nenhuma estabilidade.</p><p>A ordem de ligação, conceito definido no Módulo 1, pode ser diretamente aplicado à TOM, porém modificando-se para:</p><p>Ordem de Ligação (número de elétrons em OMs ligantes - número de elétrons em OMs antiligantes)</p><p>Rotacione a tela. </p><p>= 1</p><p>2</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 44/51</p><p>Na molécula de H2, há dois elétrons em um orbital ligante e nenhum em um orbital antiligante, de modo que o H2 tem uma ordem de ligação igual a</p><p>1. Em contraste, no He2, o efeito de estabilização do par σ1s é cancelado pelo efeito desestabilizante do par σ*</p><p>1s, de modo que a ordem de ligação é</p><p>0.</p><p>Ordens de ligação fracionárias são também possíveis. Considere o íon He2</p><p>+: sua configuração eletrônica dos orbitais moleculares é (σ1s)2(σ*</p><p>1s)1.</p><p>Nesse íon, dois elétrons estão em um orbital molecular ligante, mas somente um está em um orbital antiligante. A TOM prevê que o He2</p><p>+ deve ter</p><p>uma ordem de ligação de 0,5, isto é, deve existir uma ligação fraca entre átomos de hélio em tal espécie.</p><p>Quarto princípio</p><p>O quarto e último princípio da TOM é que orbitais atômicos combinam-se para formar orbitais moleculares quando os orbitais atômicos possuem</p><p>energias semelhantes. Esse princípio torna-se importante quando passamos do He2 para o Li2, dilítio, e as moléculas ainda mais pesadas. Um</p><p>átomo de lítio tem elétrons em dois orbitais do tipo s (1s e 2s), de modo que uma combinação 1s±2s é teoricamente impossível. Assim, os orbitais</p><p>moleculares vêm somente de combinações 1s±1s e 2s±2s (imagem a seguir). Isso significa que a configuração eletrônica dos orbitais moleculares</p><p>do dilítio, Li2, é:</p><p>Configuração OM de</p><p>Rotacione a tela. </p><p>A ligação em Li2 deve-se ao par de elétrons atribuído ao orbital σ2s, e a ordem de ligação é 1. O fato de os pares de elétrons σ1s e σ*</p><p>1s não terem</p><p>nenhuma contribuição à ligação</p><p>é exatamente o que você observou ao desenhar as estruturas de Lewis: os elétrons das camadas internas são</p><p>ignorados. Em termos de orbitais moleculares, os elétrons das camadas internas são atribuídos a orbitais moleculares ligantes e antiligantes que</p><p>anulam um ao outro.</p><p>Diagrama de níveis de energia para a combinação de dois átomos de Li com orbitais 1s e 2s.</p><p>Uma molécula de diberílio, Be2, não deve existir. Sua configuração eletrônica é:</p><p>Configuração OM de Be : [elétrons das camadas internas]</p><p>Rotacione a tela. </p><p>Os efeitos dos elétrons σ2s e σ*</p><p>2s cancelam-se, e não há ligação líquida. A ordem de ligação é 0, de modo que a molécula não existe.</p><p>TOM: orbitais moleculares a partir de orbitais atômicos p</p><p>Como formar orbitais moleculares a partir de orbitais p?</p><p>Li2 : (σ1s)</p><p>2(σ∗</p><p>1s)</p><p>2(σ2s)</p><p>2</p><p>2 (σ2s)</p><p>2(σ∗</p><p>2s)</p><p>2</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 45/51</p><p>Com os princípios da TOM introduzidos, estamos prontos para esclarecer a ligação em moléculas diatômicas homonucleares importantes como o</p><p>N2, o O2 e o F2. Antes, entretanto, necessitamos observar quais tipos de orbitais moleculares são formados quando os elementos têm orbitais de</p><p>valência s e p.</p><p>Três tipos de interações são possíveis para dois átomos que têm orbitais s e p. Orbitais sigma ligantes e antiligantes são formados pelos orbitais s</p><p>que interagem como na imagem anterior. Da mesma forma, é possível para um orbital p em um átomo interagir com o orbital p de outro átomo para</p><p>produzir um par de orbitais moleculares σ-ligante e σ*-antiligante (imagem a seguir).</p><p>Finalmente, cada átomo tem dois orbitais p nos planos perpendiculares à ligação σ que conecta os dois átomos. Esses orbitais p podem interagir</p><p>lateralmente para formar orbitais moleculares π-ligante e π-antiligante, além de produzirem em cada átomo dois orbitais moleculares π-ligantes (πp)</p><p>e dois orbitais moleculares π-antiligantes (π*p).</p><p>Orbitais moleculares sigma a partir de orbitais atômicos p.</p><p>Note que, na figura, os orbitais moleculares σ-ligante (σ2p) e antiligante (σ*</p><p>2p) surgem da sobreposição de orbitais 2p. Cada orbital é capaz de</p><p>acomodar dois elétrons. Os orbitais p nas camadas eletrônicas com n mais alto formam orbitais moleculares com o mesmo formato básico.</p><p>Interações orbitais em moléculas diatômicas homonucleares do segundo período levam ao diagrama de níveis de energia mostrado a seguir.</p><p>Diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares para moléculas diatômicas homonucleares dos elementos do segundo período.</p><p>As atribuições dos elétrons podem ser feitas usando esse diagrama, e os resultados para algumas moléculas diatômicas estão listados na tabela a</p><p>seguir.</p><p>Tabela: Preenchimento dos orbitais moleculares e dados físicos para moléculas diatômicas homonucleares dos elementos do segundo período.</p><p>Marianne Grilo Resende.</p><p>Primeiro, observe a correlação entre as configurações eletrônicas e as ordens de ligação, os comprimentos de ligação e as energias de ligação na</p><p>parte de baixo da tabela.</p><p>À medida que a ordem de ligação entre um par de átomos aumenta, a energia necessária para quebrar a ligação aumenta e diminui a distância da</p><p>ligação. O dinitrogênio, N2, com ordem de ligação igual a 3, tem a maior energia de ligação e a distância de ligação mais curta.</p><p>Em segundo lugar, observe a configuração para o dioxigênio, O2. O dioxigênio tem 12 elétrons de valência (6 de cada átomo), de modo que tem a</p><p>configuração do orbital molecular:</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 46/51</p><p>Configuração OM de O2: [elétrons das camadas internas]</p><p>Rotacione a tela. </p><p>Essa configuração leva a uma ordem de ligação de 2, o que concorda com a experiência, de dois elétrons desemparelhados (no orbital</p><p>molecular π*2p). Assim, a TOM tem sucesso onde a teoria da ligação de valência falha.</p><p>As moléculas NO, CO e CIF são exemplos das moléculas diatômicas simples formadas por dois tipos de elementos de diferentes categorias. Esses</p><p>compostos são chamados moléculas diatômicas heteronucleares. As descrições dos OMs são semelhantes às moléculas homonucleares, gerando</p><p>um diagrama de níveis de energia conforme o da figura abaixo.</p><p>Façamos isso para o monóxido de nitrogênio, NO. O monóxido de nitrogênio tem 11 elétrons moleculares de valência. Se esses forem atribuídos aos</p><p>OMs para uma molécula diatômica homonuclear, a configuração eletrônica molecular é:</p><p>Configuração OM de NO: [elétrons das camadas internas]</p><p>Rotacione a tela. </p><p>A ordem líquida da ligação é 2,5, o que está de acordo com a informação sobre o comprimento da ligação. O elétron desemparelhado solitário é</p><p>atribuído ao orbital molecular π*</p><p>2p. A molécula é paramagnética, conforme se espera de uma molécula com um número ímpar de elétrons.</p><p>Diagramas de níveis de energia para orbitais atômicos e nucleares.</p><p>Ressonância pela ótica da TOM</p><p>Vejamos, agora, o ozônio, O3. A teoria da ligação de valência introduziu o conceito de ressonância para racionalizar as ligações iguais ao átomo de</p><p>oxigênio nessas estruturas. A TOM fornece outra visão desse problema.</p><p>Para a ligação no ozônio, comece supondo que todos os átomos de O têm hibridização sp2. O átomo central usa seus orbitais híbridos sp2 para</p><p>formar duas ligações σ e para acomodar um par isolado. Os átomos terminais usam seus orbitais híbridos sp2 para formar uma ligação σ e</p><p>acomodar dois pares isolados. No total, os pares isolados e os pares de ligação na estrutura σ do O3 respondem por sete dos nove pares de elétrons</p><p>de valência no O3.</p><p>Estrutura de Lewis e modelo molecular do ozônio, O3</p><p>A ligação π no ozônio resulta dos dois pares restantes (figura abaixo). Como imaginamos que cada átomo de oxigênio no O3 tem hibridização sp2,</p><p>resta um orbital p não hibridizado, perpendicular ao plano da molécula de O3, em cada um dos três átomos</p><p>(σ2s)</p><p>2(σ∗</p><p>2s)</p><p>2(π2p)4(σ2p)2(π∗</p><p>2p)</p><p>2</p><p>(σ2s)</p><p>2(σ∗</p><p>2s)</p><p>2(σ2p)2(π2p)4(π∗</p><p>2p)</p><p>1</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 47/51</p><p>As ligações π no ozônio, O3.</p><p>Tendo por base a figura, perceba que cada átomo de O no O3 apresenta hibridização sp2. Os três orbitais 2p, um de cada átomo, são usados para</p><p>criar três orbitais moleculares π. Dois pares de elétrons são atribuídos aos orbitais:</p><p>um par no orbital ligante.</p><p>um par no orbital não ligante.</p><p>A ordem de ligação π é 0,5, um par de ligação espalhado ao longo de duas ligações. Um OM πp do ozônio é um orbital ligante, porque os três</p><p>orbitais p estão em fase ao longo da molécula. Outro OM πp é antiligante, pois o orbital atômico central está fora de fase com os orbitais p dos</p><p>átomos terminais. O terceiro OM πp é não ligante, visto que o orbital p central não participa no OM. O OM ligante πp é preenchido por um par de</p><p>elétrons, que é deslocalizado, ou espalhado pela molécula, como implica o híbrido de ressonância.</p><p>Dado que a ordem de ligação σ é 1,0 e a ordem de ligação π é 0,5, a ordem líquida da ligação oxigênio-oxigênio será 1,5, o mesmo valor dado pela</p><p>teoria da ligação de valência.</p><p>A observação de que dois dos orbitais moleculares π para o ozônio estendem-se sobre três átomos ilustra um ponto importante a respeito da TOM:</p><p>os orbitais podem se estender além de dois átomos. Na teoria da ligação de valência, todas as representações para a ligação eram baseadas em se</p><p>poder localizar pares de elétrons na ligação entre dois átomos. Para ilustrar melhor a abordagem do OM, observe mais uma vez o benzeno (imagem</p><p>a seguir).</p><p>Diagrama de níveis de energia para os orbitais moleculares do benzeno.</p><p>Anteriormente, vimos que os elétrons π nessa molécula estão espalhados por todos os seis átomos de carbono. Podemos agora ver como a mesma</p><p>observação pode ser feita com a TOM. Seis orbitais p contribuem para o sistema π. Baseado na premissa de que deve haver o mesmo número de</p><p>orbitais moleculares</p><p>que orbitais atômicos, o benzeno deve ter seis orbitais moleculares π. Um diagrama de níveis de energia para o benzeno mostra</p><p>que os seis elétrons de p residem nos três orbitais moleculares de energia mais baixa (ligantes).</p><p>Uma vez que o benzeno possui seis orbitais p não hibridizados, seis orbitais moleculares π podem ser formados. Três são ligantes e três são</p><p>antiligantes. Os três orbitais moleculares ligantes acomodam os seis elétrons π.</p><p>Teorias de ligação: conceitos, aplicações e limitações.</p><p>Neste vídeo, o especialista explicará os conceitos básicos das teorias de ligação química, quando podem ser aplicadas e quais são as suas</p><p>limitações.</p><p></p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 48/51</p><p>Falta pouco para atingir seus objetivos.</p><p>Vamos praticar alguns conceitos?</p><p>Questão 1</p><p>A Teoria de Ligação de Valência (TLV) está intimamente relacionada ao conceito de hibridização molecular. Na molécula PF5, assinale a</p><p>alternativa que apresenta a correta geometria molecular e a hibridização:</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 49/51</p><p>Parabéns! A alternativa B está correta.</p><p>%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-</p><p>paragraph'%3EA%20primeira%20etapa%20%C3%A9%20determinar%20a%20geometria%20dos%20pares%20de%20el%C3%A9trons%20e%20da%20mo</p><p>Questão 2</p><p>Estudamos a Teoria do Orbital Molecular e vimos que conceitos como o de configuração eletrônica e ordem de ligação estão intimamente</p><p>relacionadas a ela. Dessa forma, dentre as alternativas a seguir, assinale aquela que apresenta a configuração eletrônica do íon H2</p><p>- em termos</p><p>de orbitais moleculares e a respectiva ordem de ligação do íon.</p><p>Parabéns! A alternativa C está correta.</p><p>%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-</p><p>paragraph'%3EPara%20solucionar%20essa%20quest%C3%A3o%2C%20primeiramente%20conte%20o%20n%C3%BAmero%20de%20el%C3%A9trons%2</p><p>%3C%2Fsup%3E%20.%20Esse%20%C3%ADon%20apresenta%20tr%C3%AAs%20el%C3%A9trons%20(um%20para%20cada%20%C3%A1tomo%20de%2</p><p>%3C%2Fsup%3E%20tamb%C3%A9m%20tem%20uma%20ordem%20de%20liga%C3%A7%C3%A3o%20l%C3%ADquida%20de%200%2C5%20(utilizando%</p><p>%3C%2Fsup%3E%20possa%20existir%20sob%20circunst%C3%A2ncias%20especiais.%3C%2Fp%3E%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20</p><p>A Geometria trigonal planar com hibridização sp2.</p><p>B Geometria bipiramidal trigonal com hibridização sp3d.</p><p>C Geometria planar com hibridização sp3.</p><p>D Geometria octaédrica com hibridização spd2.</p><p>E Geometria tetraédrica com hibridização sp3.</p><p>A Configuração eletrônica para o íon H2</p><p>- : (σ1s)2; Ordem de ligação = 1</p><p>B Configuração eletrônica para o íon H2</p><p>- : (σ1s)1(σ*</p><p>1s)2; Ordem de ligação = 1,5</p><p>C Configuração eletrônica para o íon H2</p><p>- : (σ1s)2(σ*</p><p>1s)1; Ordem de ligação = 0,5</p><p>D Configuração eletrônica para o íon H2</p><p>- : (σ*</p><p>1s)2; Ordem de ligação = 0,5</p><p>E Configuração eletrônica para o íon H2</p><p>- : (σ1s)1(σ*</p><p>1s)2; Ordem de ligação = 0,5</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 50/51</p><p>Considerações �nais</p><p>Neste conteúdo, apresentamos conceitos e definições acerca das ligações mais comumente observadas na química, a iônica e a covalente,</p><p>compreendendo características relacionadas a cada uma delas.</p><p>Observamos ainda o que são estruturas de ressonância e cargas formais, e como as propriedades dos átomos, através da teoria VSEPR, podem</p><p>interferir na geometria das moléculas.</p><p>Por fim, foram introduzidas a Teoria da ligação de Valência e a Teoria do Orbital Molecular, conceitos extremamente importantes para o</p><p>entendimento das ligações químicas entre os átomos.</p><p>Podcast</p><p>Neste podcast, o especialista responderá perguntas sobre as ligações químicas e a estrutura das moléculas.</p><p></p><p>Referências</p><p>BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química: A Ciência Central. 13. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2016.</p><p>CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013.</p><p>KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. Química Geral e Reações Químicas. 6. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2015.</p><p>MCMURRY, J. Química Orgânica. São Paulo: Cengage Learning, 2016.</p><p>SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. 4. ed. São Paulo: Bookman Companhia, 2008.</p><p>Explore +</p><p>Para saber mais sobre os assuntos explorados neste conteúdo, leia os seguintes artigos:</p><p>Ligações Químicas: Ligação iônica, Covalente e Metálica, de Hélio A. Duarte.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 51/51</p><p>Contextualização Histórico-Filosófica de Orbitais atômicos e Moleculares, de Cássia F. C. Pereira. O artigo traz um panorama histórico e mais</p><p>aprofundado sobre as Teorias de Ligação de Valência e do Orbital Molecular.</p><p>Novas Perspectivas sobre o Papel dos Orbitais Moleculares de Fronteira no Estudo Da Reatividade Química: Uma Revisão, de Pereira, D.H. e</p><p>colaboradores publicada na Revista Virtual de Química, em 2016.</p><p>: S⋅</p><p>⋅</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 5/51</p><p>Ordem, comprimento e energia das ligações químicas</p><p>Ordem de ligação</p><p>A ordem de ligação é o número de pares de elétrons de ligação compartilhados por dois átomos em uma molécula. Você encontrará ordens de</p><p>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</p><p>de ligação é 1. Alguns exemplos são as ligações em moléculas como H2, NH3 e CH4.</p><p>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,</p><p>H2C=CH2. A ordem de ligação é 3 quando dois átomos são conectados por três ligações. Os exemplos incluem a ligação carbono-oxigênio no</p><p>monóxido de carbono, CO, e a ligação nitrogênio-nitrogênio no N2.</p><p>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</p><p>tem ordem de ligação = 3.</p><p>As ordens de ligação fracionárias ocorrem nas moléculas e nos íons que possuem estruturas de ressonância.</p><p>Por exemplo, qual é a ordem de ligação para cada ligação oxigênio-oxigênio em O3?</p><p>Resposta</p><p>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</p><p>compartilhados para duas ligações oxigênio-oxigênio.</p><p>Se definirmos a ordem de ligação entre qualquer par de átomos X e Y ligados como:</p><p>Ordem de ligação</p><p>Rotacione a tela. </p><p>Então veremos que a ordem é 3/2 ou 1,5 para o ozônio.</p><p>Estrutura do O3</p><p>=</p><p>( número de pares compartilhados ligando X e Y )</p><p>(número de uniões X−Y  na molécula ou íon )</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 6/51</p><p>Comprimento de ligação</p><p>O comprimento de ligação (outra propriedade das ligações químicas) é a distância entre os núcleos de dois átomos ligados.</p><p>Ilustração do comprimento de ligação entre os átomos A e B</p><p>Os comprimentos de ligações simples são determinados na maior parte pelos tamanhos dos átomos. A tabela, a seguir, lista comprimentos de</p><p>ligação médios de diversas ligações químicas comuns.</p><p>Comprim</p><p>1A</p><p>H</p><p>4A</p><p>C</p><p>5A</p><p>N</p><p>6A</p><p>O</p><p>7A</p><p>F</p><p>H 74 110 98 94 92</p><p>C 154 147 143 141</p><p>N 140 136 134</p><p>O 132 130</p><p>F 128</p><p>Si</p><p>P</p><p>S</p><p>Cl</p><p>Br</p><p>I</p><p>Tabela: Alguns comprimentos de ligação aproximados para ligações simples.</p><p>* Em picnômetros (pm); 1 pm = 10-12m.</p><p>Marianne Grilo Rezende.</p><p>Comprimentos de Ligações Múltiplas</p><p>C=C 134 C ≡ C 121</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 7/51</p><p>Comprimentos de Ligações Múltiplas</p><p>C=N 127 C ≡ N 115</p><p>C=O 122 C ≡ O 113</p><p>N=O 115 N ≡ O 108</p><p>Tabela: Alguns comprimentos de ligação aproximados para ligações múltiplas.</p><p>* Em picnômetros (pm); 1 pm = 10-12m.</p><p>Marianne Grilo Rezende.</p><p>Uma vez que os tamanhos dos átomos variam de acordo com a posição do elemento na Tabela Periódica, previsões das tendências no</p><p>comprimento de ligação podem ser feitas rapidamente.</p><p>Exemplo</p><p>A distância H-X nos haletos do hidrogênio aumenta na ordem prevista pelos tamanhos relativos dos halogênios: H-F 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</p><p>ligação C=N é mais curta do que uma ligação C=C.</p><p>O efeito da ordem de ligação no comprimento de ligação é evidente quando ligações entre os mesmos átomos são comparadas.</p><p>Exemplo</p><p>As ligações tornam-se mais curtas enquanto a ordem de ligação aumenta na série C-O, C=O e C≡O.</p><p>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</p><p>ainda mais curtas.</p><p>O íon carbonato, CO3</p><p>2- possui três estruturas de ressonância equivalentes. Ele tem uma ordem de ligação CO de 1,33 (ou 4/3) porque quatro pares</p><p>de elétrons ligam o carbono central aos três átomos de oxigênio. O comprimento da ligação CO (129pm) é intermediário entre uma ligação simples</p><p>C-O (143pm) e uma ligação dupla C=O (122pm).</p><p>O íon carbonato, CO3</p><p>2-</p><p>Energia de ligação</p><p>A energia de dissociação de ligação (terceira propriedade associada às ligações químicas) é simbolizada por D, sendo uma variação da entalpia</p><p>para romper uma ligação em uma molécula com os reagentes e os produtos em fase gasosa sob condições padrão.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 8/51</p><p>Reação em equilíbrio</p><p>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</p><p>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</p><p>é a mais curta, o rompimento da ligação requer menos energia para o etano e mais energia para o acetileno.</p><p>Rotacione a tela. </p><p>A energia fornecida para romper as ligações carbono-carbono deve ser a mesma liberada quando a mesma ligação se forma. A formação das</p><p>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</p><p>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</p><p>endotérmico. A tabela, a seguir, mostra algumas energias de ligações médias.</p><p>H C N O F</p><p>H 436 413 391 463 565</p><p>C 346 305 358 485</p><p>N 163 201 283</p><p>O 146 -</p><p>F 155</p><p>Si</p><p>P</p><p>S</p><p>Cl</p><p>Br</p><p>I</p><p>Tabela: Algumas Energias de Ligações Médias para Ligações Simples (kJ/mol).</p><p>Marianne Grilo Rezende.</p><p>HC ≡ CH(g) ⟶ CH(g) + CH(g) D = +835kJ</p><p>H3C − CH3(g) ⟶ CH3(g) + CH3(g) D = +346kJ</p><p>H2C = CH2(g) ⟶ CH3(g) + CH2(g) D = +610kJ</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 9/51</p><p>Ligações Múltiplas</p><p>N=N 418 C=C 610</p><p>N ≡ N 945 C ≡ C 835</p><p>C=N 615 C=O 745</p><p>C ≡ N 887 C ≡ O 1046</p><p>O=O 498</p><p>Tabela: Algumas Energias de Ligações Médias para Ligações Múltiplas (kJ/mol).</p><p>Marianne Grilo Rezende.</p><p>Podemos dizer que, em geral, nas reações químicas, os produtos formados têm energia potencial química mais baixa do que os reagentes, além da</p><p>estrutura apresentar maior estabilidade termodinâmica. A seguir, veremos os principais tipos de ligações químicas existentes e entender a teoria por</p><p>trás dessas interações.</p><p>Ligação iônica</p><p>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</p><p>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</p><p>O2-.</p><p>Rotacione a tela. </p><p>Para compreender a ligação em compostos iônicos, é útil pensar sobre a energia envolvida em sua formação. Primeiro, vamos analisar a variação</p><p>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</p><p>sólido.</p><p>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</p><p>cloro, também na fase gasosa. A energia total dessa reação pode ser imaginada como a soma de três etapas individuais:</p><p>1. Formação de Na+</p><p>(g) e um elétron:</p><p>Rotacione a tela. </p><p>2. Formação de Cl-(g) a partir de um átomo de Cl e um elétron:</p><p>Rotacione a tela. </p><p>3. Formação do par iônico:</p><p>Na(s) + 1/2Cl2(g) ⟶ NaCl(s) ΔH 0 = −411, 12kJ/mol</p><p>Ca(s) + 1/2O2(g) ⟶ CaO(s) ΔH 0 = −635, 09kJ/mol</p><p>Na(g) ⟶ Na+</p><p>(g)</p><p>+ e−  Energia de lonização de Na = +496kJ/mol</p><p>Cl(g) +</p><p>e−</p><p>⟶ Cl−</p><p>(g)</p><p>Afinidade Eletrônica de Cl = −349kJ/mol</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 10/51</p><p>Rotacione a tela. </p><p>Um exame das energias dessas três etapas mostra que a formação dos dois íons individualmente é endotérmica (Energiaionização + EnergiaAfinidade</p><p>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</p><p>exotérmico (Energiapar iônico tem um grande valor negativo) (imagem a seguir). Portanto, a variação global de energia é:</p><p>Rotacione a tela. </p><p>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</p><p>de Coulomb em que ΔE representa a energia de atração entre pares de íons.</p><p>Energia par iônico</p><p>Rotacione a tela. </p><p>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</p><p>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</p><p>atração entre íons de cargas opostas depende de dois fatores:</p><p>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</p><p>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</p><p>fator de aproximadamente 4.</p><p>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</p><p>declina e a energia fica menos negativa. A distância é determinada pelo tamanho dos íons.</p><p>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</p><p>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+</p><p>( portanto D diminui nessa ordem).</p><p>Quanto menor for o íon positivo, mais negativo será o valor de ΔEpar iônico.</p><p>De forma semelhante, o valor de ΔEpar iônico para os haletos de um determinado íon alcalino torna-se mais negativo com uma diminuição no</p><p>tamanho do íon haleto.</p><p>Na+</p><p>(g)</p><p>+ Cl−</p><p>(g)</p><p>⟶ [Na+,Cl(g)]  Energia do par iônico=  − 498kJ/mol</p><p>Na(g) + Cl(g) ⟶ [Na+,Cl−]</p><p>(g)</p><p>Energia líquida =  + 496kJ + (−349kJ) + (−498kJ) = −351kJ</p><p>= C ( (n∗e−)(n−e−)</p><p>d</p><p>)</p><p>O valor de carga dos íons </p><p>A distância entre os íons </p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 11/51</p><p>Diagrama de níveis de energia para a formação do par iônico Na+, Cl-</p><p>Os compostos iônicos existem como sólidos sob condições normais. Suas estruturas contêm íons positivos e negativos arranjados em um retículo</p><p>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</p><p>cercado por seis ânions Cl-, e seis íons Na+ são os vizinhos mais próximos de cada Cl-.</p><p>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.</p><p>Para compostos iônicos, uma quantidade de energia chamada de energia reticular é uma medida da energia de ligação. A energia reticular,</p><p>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</p><p>seja, é resultado da atração entre os cátions e os ânions em um cristal.</p><p>Energia retículo</p><p>Rotacione a tela. </p><p>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</p><p>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</p><p>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</p><p>reticular é também previsível: um retículo construído de íons menores geralmente leva a um valor mais negativo para a energia reticular.</p><p>Composto ΔEretículo (kJ/mol)</p><p>LiF -1037</p><p>LiCl -852</p><p>LiBr -815</p><p>LiI -761</p><p>NaF -926</p><p>NaCl -786</p><p>NaBr -752</p><p>NaI -702</p><p>Na+</p><p>(g)</p><p>+ Cl−</p><p>(g)</p><p>⟶ NaCl(s) = −786kJ/mol</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 12/51</p><p>Composto ΔEretículo (kJ/mol)</p><p>KF -821</p><p>KCl -717</p><p>KBr -689</p><p>KI -649</p><p>Tabela: Energias de retículo de alguns compostos iônicos.</p><p>Marianne Grilo Rezende.</p><p>Estruturas de Lewis e ligação covalente</p><p>Veremos agora outro tipo de ligação química extremamente comum, a ligação covalente. Uma ligação covalente resulta quando um ou mais pares</p><p>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</p><p>de pontos ou, alternativamente, uma linha.</p><p>Ligação de um par de elétrons.</p><p>Essas representações são chamadas de estruturas eletrônicas de Lewis, ou simplesmente estruturas de Lewis, as quais podem ser desenhadas</p><p>começando com símbolos de Lewis para os átomos e arranjando os elétrons de valência para formar ligações.</p><p>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</p><p>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.</p><p>No F2, os elétrons desemparelhados, um de cada átomo de F, emparelham-se na ligação covalente.</p><p>Estrutura de Lewis para o F2</p><p>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</p><p>são chamados de pares isolados. Como eles não estão envolvidos na ligação, também são chamados de elétrons não ligantes.</p><p>O dióxido de carbono, CO2, e o dinitrogênio, N2, são exemplos importantes de moléculas em que os átomos apresentam ligações múltiplas, ou seja,</p><p>compartilham mais de um par de elétrons.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 13/51</p><p>Dióxido de carbono, CO2, e dinitrogênio, N2.</p><p>No dióxido de carbono, o átomo de carbono compartilha dois pares de elétrons com cada átomo de oxigênio, portanto ligado a cada O por</p><p>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</p><p>dois átomos de nitrogênio compartilham três pares de elétrons, logo estão ligados por uma ligação tripla. Além disso, cada átomo de N possui um</p><p>único par isolado.</p><p>Octeto de elétrons ao redor de cada átomo de O, de C e de N</p><p>Há uma aproximação sistemática para se construir as estruturas de Lewis de moléculas e de íons. Vamos tomar o formaldeído, CH2O, como</p><p>exemplo.</p><p>1. Escolha um átomo central.</p><p>O átomo central é geralmente aquele com a afinidade eletrônica mais baixa. No CH2O, por exemplo, o átomo central é C.</p><p>2. Determine o número total de elétrons de valência na molécula ou íon.</p><p>Em uma molécula neutra, esse número será a soma dos elétrons de valência de cada átomo. Para um ânion, adicione o número de elétrons</p><p>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</p><p>metade do número total de elétrons de valência. Para CH2O:</p><p>Átomo central </p><p>Elétrons de valência </p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 14/51</p><p>3. Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados para formar uma ligação simples.</p><p>Aqui, três pares de elétrons são usados para fazer três ligações</p><p>simples (que são representadas por linhas únicas). Falta usar três pares de</p><p>elétrons.</p><p>4. Use todos os pares de elétrons como pares isolados em torno de cada átomo terminal (exceto H) de modo que cada átomo esteja</p><p>rodeado por oito elétrons.</p><p>Feito isso, se houver elétrons sobrando, atribua-os ao átomo central. Se o átomo central for um elemento do terceiro período ou de um</p><p>período maior, ele pode acomodar mais de oito elétrons.</p><p>Neste caso, todos os seis pares foram atribuídos, mas o átomo de carbono tem participação em apenas três deles.</p><p>5. Se o átomo central tiver menos que oito elétrons nesse ponto, mova um ou mais pares isolados dos átomos terminais para uma posição</p><p>intermediária entre o átomo central e o terminal para formar ligações múltiplas.</p><p>Ligação simples </p><p>Átomo terminal </p><p>Ligações múltiplas </p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 15/51</p><p>Alguns compostos e íons comuns formados a partir de elementos do segundo período e hidrogênio são mostrados na tabela a seguir. Suas</p><p>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</p><p>pelo elemento.</p><p>Tabela: Compostos e íons Comuns que contêm hidrogênio e elementos do segundo período.</p><p>Caso não haja nenhuma carga, o nitrogênio tem cinco elétrons de valência. Dois elétrons como par isolado, enquanto outros três como elétrons</p><p>desemparelhados. Para alcançar um octeto é necessário emparelhar cada um dos elétrons desemparelhados com um elétron do outro átomo.</p><p>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</p><p>carbono forme quatro ligações; o oxigênio, duas; e o flúor, uma.</p><p>Ligações formadas pelo carbono, nitrogênio, oxigênio e flúor</p><p>Os hidrocarbonetos são compostos formados por carbono e hidrogênio, e os primeiros dois membros da série denominada alcanos são CH4 e</p><p>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</p><p>ligações de maneira previsível. Espera-se que o carbono forme quatro ligações, e que o hidrogênio pode ligar-se a somente outro átomo. Dessa</p><p>forma, o único arranjo possível seria:</p><p>Propano, C3H8</p><p>Abordaremos agora os ácidos e suas estruturas. Na ausência de água, esses ácidos são compostos moleculares covalentemente ligados.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 16/51</p><p>Uma estrutura de Lewis para o íon nitrato, por exemplo, pode ser criada usando-se as diretrizes descritas anteriormente neste tópico. O resultado é</p><p>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</p><p>O que tem ligação simples ao N central.</p><p>Estrutura de Lewis para o íon nitrato</p><p>Embora a maioria dos compostos e dos íons moleculares obedeça à regra do octeto, há algumas exceções, incluindo as moléculas e os íons que</p><p>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</p><p>ímpar de elétrons.</p><p>Ligações coordenadas e outros tipos de ligação química</p><p>Ligação coordenada</p><p>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</p><p>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</p><p>octeto.</p><p>Trifluoreto de boro e ácido bórico</p><p>HNO3</p><p>Oxiácido</p><p>Estrutura do HNO3</p><p>NO3</p><p>-</p><p>Ânion</p><p>Estrutura do NO3</p><p>-</p><p>H3PO4</p><p>Oxiácido</p><p>Estrutura do H3PO4</p><p>PO4</p><p>3-</p><p>Ânion</p><p>Estrutura do PO4</p><p>3-</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 17/51</p><p>Ácido bórico</p><p>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</p><p>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</p><p>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</p><p>- é outro</p><p>exemplo.</p><p>Amônia (NH3) reagindo com um composto do Boro (BF3).</p><p>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</p><p>Lewis, uma ligação covalente coordenada pode ser designada por uma seta que aponta para fora do átomo que doa o par de elétrons.</p><p>Os elementos no terceiro período ou em períodos mais elevados frequentemente formam compostos e íons em que o elemento central é cercado</p><p>por mais do que quatro pares de elétrons de valência, conforme podemos ver a seguir.</p><p>Tabela: Estruturas de Lewis em que o átomo central excede um octeto.</p><p>Nesses casos, observamos que a regra do octeto não é respeitada. Como exemplo, considere o hexafluoreto de enxofre, SF6, gás formado pela</p><p>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</p><p>uma ligação simples de um par de elétrons (como em HF e CF4).</p><p>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</p><p>regra do octeto são moléculas que apresentam número ímpar de elétrons. Vejamos o exemplo de dois óxidos de nitrogênio -NO, com 11 elétrons de</p><p>valência e NO2, com 17.</p><p>Mesmo que NO2 não obedeça à regra do octeto, uma estrutura de Lewis pode ser escrita que representa de forma aproximada as ligações na</p><p>molécula. Essa estrutura coloca o elétron desemparelhado no átomo de nitrogênio. Duas estruturas de ressonância mostram que as ligações</p><p>nitrogênio-oxigênio são equivalentes.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 18/51</p><p>Estruturas de ressonância do dióxido de nitrogênio</p><p>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</p><p>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</p><p>outro lado da ligação tem uma parcela menor do par de elétrons e, assim, adquire uma carga parcial positiva.</p><p>A ligação entre dois átomos tem uma extremidade positiva e uma extremidade negativa, isto é, tem polos negativo e positivo, sendo uma ligação</p><p>covalente polar (O termo dipolar — que tem dois polos — também é usado). Se não houver nenhum deslocamento líquido do par de ligação do</p><p>elétron, a ligação é covalente apolar.</p><p>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</p><p>B, uma carga parcial positiva (+δ)</p><p>Em compostos iônicos, o deslocamento do par de ligação para um dos dois átomos é essencialmente completo, e os símbolos (+) e (– ) são</p><p>escritos ao lado do símbolo do átomo nas estruturas de Lewis. Para uma ligação covalente polar, a polaridade é indicada escrevendo-se os símbolos</p><p>+δ e -δ ao lado dos símbolos do átomo, em que δ (letra grega delta) significa uma carga parcial, conforme imagem anterior.</p><p>Estrutura de Lewis dos compostos NaCl, HF e F2 e as respectivas ligações químicas envolvidas</p><p>O fluoreto de hidrogênio, a água e a amônia são três moléculas simples que apresentam ligações covalentes polares:</p><p>Três moléculas simples com ligações covalentes polares. Em cada caso, F, O e N são mais eletronegativos do que H.</p><p>O conceito de eletronegatividade dos átomos é extremamente importante para a definição se uma ligação terá mais caráter covalente ou iônico.</p><p>Assim, como, através dele, é possível prever tendências na polaridade da ligação em grupos de compostos relacionados. Entre os haletos de</p><p>hidrogênio, por exemplo, a tendência na polaridade é HF>HCl>HBr>HI.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 19/51</p><p>Outros tipos de ligações químicas</p><p>Existem ainda subdivisões das ligações iônicas e covalentes que são utilizadas na química com frequência: as ligações metálicas e as interações</p><p>intermoleculares. De maneira semelhante, essas ligações se constituem a partir da interação entre átomos e seus elétrons, porém apresentam</p><p>algumas particularidades que serão discutidas brevemente.</p><p>Ligações metálicas</p><p>São constituídas a partir da ligação entre dois metais que se agrupam de forma geométrica formando uma estrutura reticular cristalina semelhante</p><p>a apresentada para os compostos iônicos.</p><p>Interações intermoleculares</p><p>Podem ser classificadas em três tipos: dipolo induzido, ligações de hidrogênio e dipolo permanente, que basicamente são formadas através de</p><p>compostos formados por ligações covalentes que interagem entre si.</p><p>A tabela, a seguir, demonstra as energias de ligação e temperatura de fusão de alguns compostos e suas ligações químicas envolvidas,</p><p>demonstrando algumas diferenças nas propriedades das diferentes ligações químicas.</p><p>Tipo de Ligação Substância Energia de Ligação (kcal/mol) Temperatura de Fusão (ºC)</p><p>Iônica</p><p>NaCl</p><p>MgO</p><p>640</p><p>1000</p><p>801</p><p>2800</p><p>Covalente</p><p>Si</p><p>C</p><p>450</p><p>713</p><p>1410</p><p>>3550</p><p>Metálica</p><p>Al</p><p>Fe</p><p>324</p><p>406</p><p>660</p><p>1538</p><p>Interações intermoleculares</p><p>Ar</p><p>Cl2</p><p>NH3</p><p>H2O</p><p>7.7</p><p>31</p><p>35</p><p>51</p><p>-189</p><p>101</p><p>-78</p><p>0</p><p>Tabela: Energias de ligação e pontos de fusão de algumas substâncias.</p><p>Marianne Grilo Resende.</p><p>Interações intermoleculares</p><p>Neste vídeo, o especialista explicará o que são as forças intermoleculares, diferenciando-as e trazendo exemplos de como as mesmas afetam</p><p>propriedades físicas e químicas das substâncias.</p><p></p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 20/51</p><p>Falta pouco para atingir seus objetivos.</p><p>Vamos praticar alguns conceitos?</p><p>Questão 1</p><p>Para interpretar as propriedades das diversas substâncias, é necessário conhecer as ligações entre os átomos e entre as respectivas</p><p>moléculas. Em relação à ligação entre átomos, pode-se afirmar que:</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 21/51</p><p>Parabéns! A alternativa D está correta.</p><p>%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-</p><p>paragraph'%3EOs%20%C3%A1tomos%20s%C3%A3o%20formados%20por%20cargas%20el%C3%A9tricas%20e%20s%C3%A3o%20as%20for%C3%A7a</p><p>Questão 2</p><p>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</p><p>demonstra a ordem correta dessa correlação:</p><p>I. Entre átomos de Na ( ) Ligação covalente simples</p><p>II. Entre átomos de Cl ( ) Ligação covalente dupla</p><p>III. Entre átomos de O ( ) Ligação metálica</p><p>IV. Entre átomos de N ( ) Ligação iônica</p><p>V. Entre átomos de Na e Cl ( ) Ligação covalente tripla</p><p>Parabéns! A alternativa B está correta.</p><p>A Entre átomos ligados, predominam as forças de atração.</p><p>B Quando se forma uma ligação entre átomos, o sistema formado atinge o máximo de energia.</p><p>C As atrações e repulsões em uma molécula não são só de natureza eletrostática.</p><p>D Entre átomos ligados, há equilíbrio entre as atrações e as repulsões eletrostáticas.</p><p>E Entre átomos ligados, predominam as forças de repulsão.</p><p>A I, II, III, IV e V.</p><p>B II, III, I, V e IV.</p><p>C II, I, III, IV e V.</p><p>D V, II, III, IV, I.</p><p>E III, IV, V, I e II.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 22/51</p><p>%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D'c-</p><p>paragraph'%3E%C3%81tomos%20do%20metal%20s%C3%B3dio%20(Na)%20ligam-</p><p>se%20entre%20si%20atrav%C3%A9s%20de%20liga%C3%A7%C3%B5es%20met%C3%A1licas%2C%20e%20a%20intera%C3%A7%C3%A3o%20entre%20</p><p>2 - Conceitos fundamentais e geometria molecular</p><p>Ao �nal deste módulo, você será capaz de de�nir conceitos químicos relacionados à estrutura</p><p>das moléculas.</p><p>As estruturas e a carga formal</p><p>As estruturas das moléculas</p><p>Aprendemos, até então, o que são ligações químicas, as propriedades a elas relacionadas, as principais ligações envolvidas em compostos</p><p>químicos, além de entender suas diferentes características. Neste módulo, veremos com mais detalhes sobre as estruturas das moléculas,</p><p>entendendo os conceitos que estão envolvidos em sua geometria espacial.</p><p>O termo estrutura química é utilizado tanto para se referir à geometria molecular quanto à</p><p>estrutura eletrônica.</p><p>A estrutura molecular é formada pelo agrupamento de diversas moléculas constituídas, por sua vez, por um número limitado de átomos fortemente</p><p>ligados entre si, através de ligações químicas.</p><p>Esses átomos estão distribuídos espacialmente, podendo assumir diferentes formas geométricas, como:</p><p>linear.</p><p>angular.</p><p>trigonal plana.</p><p>piramidal.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 23/51</p><p>tetraédrica.</p><p>A essa orientação dos átomos no espaço damos o nome de geometria molecular.</p><p>Carga formal</p><p>A análise mais detalhada de moléculas covalentemente ligadas revela que os elétrons de valência não estão distribuídos entre os átomos de forma</p><p>tão uniforme quanto as estruturas de Lewis possam sugerir. Alguns átomos podem apresentar uma ligeira carga negativa, e outros, uma ligeira</p><p>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</p><p>maneira através da qual os elétrons são distribuídos na molécula é chamada distribuição de carga.</p><p>As cargas positivas ou negativas em uma molécula ou em um íon influenciarão, entre outras coisas, o local em que as reações ocorrem.</p><p>Um íon positivo H+ se ligará ao O ou ao Cl ou ao OCl? O produto é HOCl ou HClO?</p><p>Resposta</p><p>É razoável esperarmos que o H+ se ligue ao átomo mais negativamente carregado. Podemos prever isso avaliando as cargas formais dos átomos</p><p>nas moléculas e nos íons.</p><p>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</p><p>ou íon usando a equação a seguir:</p><p>Elétrons de valência -[número do (número de )</p><p>Rotacione a tela. </p><p>Nessa equação:</p><p>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</p><p>possuem 1 elétron de valência. Já os elementos do grupo 17, possuem 7 elétrons de valência.</p><p>Número de EPI = número de elétrons em pares isolados no átomo.</p><p>Número de EL = número de elétrons de ligação ao redor de um átomo.</p><p>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 diferença entre</p><p>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</p><p>volta quando em uma molécula ou íon. A carga formal do átomo será negativa se o inverso for verdadeiro.</p><p>A soma das cargas formais dos átomos em uma molécula ou em um íon é sempre igual à</p><p>carga líquida na molécula ou no íon.</p><p>Considere o íon hidróxido. O oxigênio está no grupo 6A ou 16, portanto, tem seis elétrons de valência. No íon hidróxido, entretanto, sete elétrons</p><p>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</p><p>O “formalmente” ganhou um elétron como parte do íon hidróxido, como vemos a seguir.</p><p>CF = EPI + 1/2 EL</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html#</p><p>24/51</p><p>Cálculo da carga formal para o íon hidróxido</p><p>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).</p><p>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</p><p>leva à formação de água.</p><p>As cargas formais podem ser calculadas para espécies mais complexas, como o íon nitrato. Usando uma das estruturas de ressonância para o íon,</p><p>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</p><p>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.</p><p>Cálculo da carga formal para o íon nitrato</p><p>Mas será que isso é uma representação razoável da distribuição de cargas para o íon nitrato?</p><p>Resposta</p><p>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</p><p>no NO3</p><p>- são equivalentes, a carga em um átomo de oxigênio não deve ser diferente daquela para os outros dois. Isso pode ser solucionado,</p><p>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</p><p>carga +1 do átomo de nitrogênio daria então -1, a carga do íon.</p><p>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.</p><p>O íon BF4</p><p>- 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</p><p>é lógico: o flúor é o átomo mais eletronegativo, de modo que a carga negativa deve residir em F e não em B.</p><p>Linus Pauling propôs uma ideia importante que se aplica ao problema com BF4</p><p>- e com todas as moléculas restantes: o princípio da</p><p>eletroneutralidade. Ele declarou que os elétrons em uma molécula estão distribuídos de tal forma que as cargas nos átomos fiquem a mais</p><p>próximas possível do zero. Além disso, quando uma carga negativa ocorre, deve ser colocada no átomo menos eletronegativo. Para BF4</p><p>-, isso</p><p>significa que a carga negativa não deve estar situada no átomo do boro sozinho, mas ser espalhada sobre os átomos mais eletronegativos de F.</p><p>Considerar conjuntamente os conceitos de eletronegatividade e da carga formal pode também ajudar a decidir qual das diversas estruturas de</p><p>ressonância é a mais importante. Observe a imagem a seguir:</p><p>Estrutura de Lewis para CO2, seguindo o princípio da eletroneutralidade.</p><p>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</p><p>também tem um octeto de elétrons?</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 25/51</p><p>Resposta</p><p>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</p><p>o outro -1, contrariando o princípio da eletroneutralidade. Além disso, em B há uma carga positiva em um átomo muito eletronegativo. Assim,</p><p>podemos concluir que B é uma estrutura menos satisfatória que A.</p><p>Ressonância e VSEPR</p><p>Ressonância</p><p>O ozônio, O3, gás instável azul, diamagnético com um odor pungente característico, protege a Terra e seus habitantes da radiação ultravioleta</p><p>intensa do Sol. Há duas maneiras possíveis de se escrever a estrutura de Lewis para a molécula.</p><p>Maneiras alternativas de se escrever a estrutura de Lewis do ozônio</p><p>Essas estruturas são equivalentes, visto que cada uma delas apresenta uma dupla ligação de um lado do átomo central de oxigênio e uma ligação</p><p>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</p><p>estrutura real do ozônio mostra que este não é o caso. A conclusão é que nenhuma dessas estruturas de Lewis representa corretamente as ligações</p><p>no ozônio.</p><p>Linus Pauling propôs a teoria da ressonância para resolver o problema.</p><p>As estruturas de ressonância representam a ligação em uma molécula ou em um íon quando uma única estrutura</p><p>de Lewis não descreve precisamente a estrutura eletrônica verdadeira.</p><p>As estruturas alternativas mostradas para o ozônio são chamadas de estruturas de ressonância. Elas possuem padrões de ligação idênticos e</p><p>energias iguais. A verdadeira estrutura da molécula do ozônio é um híbrido de ressonância das estruturas de ressonância equivalentes.</p><p>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</p><p>membros de átomos de carbono com seis ligações carbono-carbono equivalentes. As ligações do carbono-carbono têm 144pm de comprimento,</p><p>valor intermediário entre o comprimento médio de uma ligação dupla C=C (134pm) e uma ligação simples C-C (154pm).</p><p>Estruturas de ressonância do benzeno</p><p>Duas estruturas de ressonância que diferem somente na colocação das ligações duplas podem ser escritas para a molécula. Um híbrido dessas</p><p>duas estruturas, entretanto, dá uma molécula com seis ligações carbono-carbono equivalentes.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 26/51</p><p>Vamos aplicar os conceitos de ressonância para descrever as ligações no íon carbonato, CO3</p><p>2-, um ânion com 24 elétrons de valência.</p><p>Estruturas de ressonância do íon CO3</p><p>2-</p><p>Podemos desenhar três estruturas equivalentes para esse íon, diferindo somente na posição da ligação dupla C=O. Isso se enquadra na situação</p><p>clássica de ressonância, portanto é correto concluirmos que nenhuma estrutura única descreve corretamente esse íon. Em vez disso, a estrutura</p><p>verdadeira é uma média das três estruturas, o que está de acordo com os resultados experimentais. No íon CO3</p><p>2-, as três distâncias de ligação</p><p>carbono-oxigênio são de 129pm, valor intermediário entre a ligação simples C-O (143pm) e a ligação dupla C=O (122pm).</p><p>Teoria da Repulsão dos pares de elétrons da camada de</p><p>valência (VSEPR – Valence Shell Electron Pair Repulsion)</p><p>Uma razão importante para se desenhar estruturas de Lewis é poder prever a geometria tridimensional das moléculas e dos íons. Como as</p><p>propriedades físicas e químicas dos compostos são ligados a suas estruturas, trata-se de um assunto de grande importância.</p><p>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</p><p>dos íons poliatômicos.</p><p>O modelo VSEPR é baseado na ideia de que pares de elétrons isolados e de ligação na camada de valência de um</p><p>elemento repelem uns aos outros e buscam ficar o mais longe possível dos demais. As posições adotadas pelos</p><p>elétrons de valência de um átomo definem assim os ângulos entre as ligações de átomos vizinhos.</p><p>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</p><p>atinjam tamanho similar. Imagine que cada balão represente uma nuvem eletrônica e uma força repulsiva impede que outros balões ocupem o</p><p>mesmo espaço. Quando dois, três, quatro ou mais balões forem amarrados a um ponto central, os balões adotam naturalmente as formas</p><p>mostradas na imagem a seguir. Esses arranjos geométricos minimizam as interações entre os balões.</p><p>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</p><p>forem amarrados, eles irão adotar naturalmente os arranjos aqui mostrados. Estas imagens ilustram as previsões da VSEPR.</p><p>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</p><p>envolvidos em ligações covalentes simples. A imagem, a seguir, ilustra</p><p>as geometrias previstas para moléculas ou íons com fórmulas gerais ABn,</p><p>em que A é o átomo central e n é o número de grupos B ligados a ele.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 27/51</p><p>Geometrias previstas pela VSEPR para moléculas que possuem apenas ligações covalentes simples ao redor do átomo central.</p><p>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</p><p>um octeto dos elétrons. O átomo central em uma molécula tetraédrica obedece à regra do octeto com quatro pares ligados. Os átomos centrais em</p><p>moléculas bipiramidais trigonais e octaédricas apresentam cinco e seis pares ligados, respectivamente, e são esperadas somente quando o átomo</p><p>central é um elemento do período 3 ou mais elevado da Tabela Periódica.</p><p>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</p><p>molecular descreve o arranjo espacial do átomo central e dos átomos ligados diretamente a ele. É importante reconhecer que os pares de elétrons</p><p>isolados no átomo central ocupam posições no espaço.</p><p>Prevendo a geometria molecular com base na VSEPR</p><p>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</p><p>no átomo central. Quatro pares de elétrons estão presentes na camada de valência do nitrogênio, de modo que esperamos que a geometria dos</p><p>pares de elétrons seja tetraédrica.</p><p>Desenhamos um tetraedro com o nitrogênio como átomo central e os três pares de ligação representados por linhas. O par isolado é incluído para</p><p>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</p><p>três átomos de hidrogênio formam a base trigonal.</p><p>Estruturas de Lewis e as respectivas geometrias para a molécula NH3</p><p>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</p><p>experimental determinado para NH3, entretanto é 107,5º. Os valores são próximos do ângulo tetraédrico, mas não são exatos. Isso destaca que a</p><p>VSEPR não é um modelo preciso, podendo prever apenas a geometria aproximadamente. As forças relativas de repulsão seguem a seguinte ordem:</p><p>Par-isolado-par-isolado > par isolado-par de ligação > par de ligação-par de ligação</p><p>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</p><p>ângulos de ligação diminuem na série CH4, NH3 e H2O à medida que o número de pares isolados no átomo central aumenta.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 28/51</p><p>As geometrias moleculares do metano, da amônia e da água</p><p>Perceba nas configurações moleculares da imagem anterior que todas têm quatro pares de elétrons em torno do átomo central, de maneira que</p><p>todas possuem uma geometria dos pares de elétrons tetraédrica:</p><p>O metano tem quatro pares de ligação e, assim, apresenta uma forma molecular tetraédrica.</p><p>A amônia apresenta três pares de ligação e um par isolado, portanto, apresenta uma forma molecular piramidal trigonal.</p><p>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</p><p>ser explicada pelo fato de que os pares isolados têm exigência espacial maior do que os pares de ligação.</p><p>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,</p><p>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</p><p>equatoriais. A molécula ClF3 apresenta três pares de ligação e dois pares isolados. Os dois pares isolados ocupam posições equatoriais, dois pares</p><p>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</p><p>XeF2. Nesse caso, as três posições equatoriais são ocupadas por pares isolados e a geometria molecular é linear.</p><p>Geometria dos pares de elétrons e formas moleculares para moléculas e íons com cinco pares de elétrons ao redor do átomo central.</p><p>Geometria dos pares de elétrons e formas moleculares para moléculas e íons com seis pares de elétrons ao redor do átomo central.</p><p>A geometria adotada por seis pares de elétrons é a octaédrica e todos os ângulos em posições adjacentes são 90º. Ao contrário da bipirâmide</p><p>trigonal, o octaedro não tem posições axiais e equatoriais distintas, sendo todas iguais. Dessa forma, se a molécula possuir um par isolado, como o</p><p>BrF5, não faz nenhuma diferença a posição ocupada por ele.</p><p>O par isolado é desenhado na posição superior ou inferior para que a visualização da geometria molecular seja facilitada, sendo, nesse caso,</p><p>piramidal de base quadrada. Se dois pares de elétrons em um arranjo octaédrico são pares isolados, eles procuram estar o mais distante possível. O</p><p>resultado é uma molécula quadrado planar, como ilustrado por XeF4.</p><p>As ligações duplas e triplas envolvem mais pares de elétrons do que ligações simples, mas isso não afeta a forma molecular global. Como elas</p><p>devem permanecer naquela região, dois pares de elétrons em uma ligação dupla (ou três em uma ligação tripla) comportam-se como um único</p><p>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</p><p>ligações duplas. Cada ligação dupla conta como uma ligação na determinação da geometria, assim sendo, a estrutura do CO2 é linear. Veja a seguir:</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 29/51</p><p>Estrutura de Lewis e geometria molecular da molécula de CO2</p><p>Quando estruturas de ressonância são possíveis, a geometria pode ser prevista a partir de qualquer uma das estruturas de Lewis ou da estrutura do</p><p>híbrido de ressonância. Exemplificando, espera-se que a geometria do íon CO3</p><p>2- seja trigonal plana porque o átomo de carbono apresenta três</p><p>conjuntos de ligações e nenhum par isolado, conforme a seguir:</p><p>Estrutura de Lewis e estrutura molecular de uma das estruturas de ressonância do íon CO3</p><p>2-.</p><p>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</p><p>nas outras duas posições, a geometria do íon é angular.</p><p>Estrutura de Lewis e molecular de uma das estruturas de ressonância do íon NO2-.</p><p>As técnicas delineadas anteriormente podem ser usadas para encontrar a geometria de moléculas muito mais complexas. Considere, a seguir, a</p><p>cisteína, um dos aminoácidos naturais.</p><p>Estrutura de Lewis e molecular da cisteína</p><p>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</p><p>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</p><p>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</p><p>geometria dos pares de elétrons em torno de C-3 é planar e trigonal.</p><p></p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 30/51</p><p>Ressonância e estabilidade dos compostos químicos</p><p>Neste vídeo, o especialista explicará o que é ressonância, como encontrar suas diferentes estruturas, bem como o seu híbrido e qual a relação entre</p><p>a ressonância e a estabilidade dos compostos químicos.</p><p>Falta pouco para atingir seus objetivos.</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html#</p><p>do flúor formam a ligação sigma H-F.</p><p>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</p><p>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</p><p>elétron e o orbital do outro átomo.</p><p>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</p><p>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</p><p>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</p><p>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</p><p>sobrepõem-se, e o elétron desemparelhado de cada átomo é emparelhado na ligação σ resultante.</p><p>A sobreposição dos orbitais 2p dos átomos de flúor formam a ligação sigma F-F.</p><p>TLV: o conceito de hibridização</p><p>Hibridização usando os orbitais atômicos s e p</p><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</p><p>dificuldades quando consideramos moléculas com mais de dois átomos. Por exemplo, uma estrutura de Lewis do metano, CH4, mostra quatro</p><p>ligações covalentes C-H.</p><p>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</p><p>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.</p><p>Representação de Lewis, modelo molecular e geometria dos pares de elétrons para a molécula CH4.</p><p>Caso apliquemos o modelo orbital da sobreposição usado para o H2 e F2 sem modificações para descrever a ligação em CH4, surge um problema.</p><p>Os três orbitais para os elétrons de valência 2p do carbono são ortogonais, com ângulos de 90° e não correspondem ao ângulo tetraédrico de</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 36/51</p><p>109,5°. O orbital 2s esférico poderia se ligar em qualquer sentido.</p><p>Além disso, um átomo de carbono em seu estado fundamental (1s22s22p6) tem somente dois elétrons desemparelhados, não os quatro que são</p><p>necessários para a formação de quatro ligações. Veja na imagem:</p><p>Os orbitais 2p em um átomo. Como os orbitais 2px, 2py e 2pz encontram-se ao longo dos eixos x, y e z.</p><p>Para descrever a ligação no metano e em outras moléculas, Linus Pauling propôs a teoria da hibridização dos orbitais. Ele sugeriu que um novo</p><p>conjunto de orbitais, chamado orbitais híbridos, poderia ser criado mesclando-se os orbitais atômicos s, p e em algumas situações os orbitais d em</p><p>um átomo. As seguintes características são importantes:</p><p>E são ilustrados na imagem a seguir:</p><p>O número de orbitais híbridos requeridos por um átomo em uma molécula ou em um íon é determinado pela geometria dos pares de</p><p>elétrons em torno desse átomo.</p><p>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</p><p>valência nesse mesmo átomo, dois orbitais serão criados. Eles são separados por 180°, e o conjunto de dois orbitais é chamado</p><p>de sp.</p><p>Se um orbital s for combinado com dois orbitais p, todos da mesma camada de valência, três orbitais híbridos serão criados. Eles são</p><p>separados por 120°, e o conjunto de três orbitais é chamado de sp2.</p><p>Quando o orbital s em uma camada de valência é combinado com os três orbitais p, resultam quatro orbitais híbridos cada um</p><p>chamado de sp3. Os orbitais híbridos são separados por 109,5º, o ângulo tetraédrico.</p><p>Se um dos orbitais d forem adicionados ao conjunto sp3, dois conjuntos de orbitais híbridos serão criados. Esses são usados pelo</p><p>átomo central de uma molécula ou de um íon com uma geometria dos pares de elétrons bipiramidal trigonal (sp3d) ou octaédrica</p><p>(sp3d2).</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 37/51</p><p>Orbitais híbridos para dois a quatro pares de elétrons</p><p>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</p><p>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</p><p>precisos para se obter o número necessário de orbitais ligantes σ e de pares isolados.</p><p>Vamos agora examinar um exemplo de cada um dos tipos de hibridização em moléculas simples, retornando ao primeiro caso do metano. Tenha</p><p>em mente, porém, que esses princípios se aplicam até mesmo nas moléculas mais complexas.</p><p>No metano, são necessários quatro orbitais direcionados aos cantos de um tetraedro para obedecer à geometria dos pares de elétrons do átomo de</p><p>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</p><p>quatro orbitais híbridos, que tem geometria tetraédrica (imagem a seguir).</p><p>Formação dos orbitais híbridos sp3 e ligações na molécula de metano.</p><p>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</p><p>derivados. Os quatro orbitais sp3 têm formas idênticas, e o ângulo entre eles é 109,5°.</p><p>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</p><p>um dos orbitais híbridos sp3 do carbono com o orbital 1s de um átomo de hidrogênio.</p><p>A estrutura de Lewis para a amônia mostra quatro pares de elétrons na camada de valência do nitrogênio:</p><p>Três pares de ligação.</p><p>Um par isolado.</p><p>A teoria VSEPR prevê uma geometria tetraédrica dos pares de elétrons e uma geometria molecular piramidal trigonal. A evidência estrutural é</p><p>próxima do previsto: os ângulos de ligação H-N-H são de 107,5° nessa molécula.</p><p>As ligações na amônia, NH3</p><p>05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas</p><p>https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 38/51</p><p>Com base na geometria dos pares de elétrons do NH3, prevemos a hibridização sp3 para acomodar os quatro pares de elétrons no átomo de N. O</p><p>par isolado é atribuído a um dos orbitais híbridos, e cada um dos outros três orbitais híbridos é ocupado por um único elétron.</p><p>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</p><p>(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</p><p>por elétrons desemparelhados e são usados para formar a ligação O-H. Pares isolados ocupam os outros dois orbitais híbridos.</p><p>As ligações na molécula de água, H2O</p><p>A geometria trigonal planar é frequentemente encontrada em moléculas e íons. Ela requer um átomo central com os três orbitais em um plano,</p><p>separados por um ângulo de 120°. A ocorrência de três orbitais híbridos significa que três orbitais atômicos devem ser combinados, e a combinação</p><p>de um orbital s com os dois orbitais p é apropriada, gerando orbitais sp2.</p><p>O trifluoreto de boro apresenta uma geometria dos pares de elétrons e molecular trigonal planar. Cada ligação boro-flúor nesse composto resulta da</p><p>sobreposição de um orbital sp2 do boro em um orbital p do flúor, conforme veremos a seguir.</p><p>Orbitais do boro e ligações do BF3, uma molécula trigonal planar.</p><p>Para as moléculas em que o átomo central tem uma geometria linear dos pares de elétrons, são necessários dois orbitais híbridos separados por</p><p>180°. Um orbital s e um orbital p podem se hibridizar para formar dois orbitais híbridos sp. Um exemplo é o dicloreto de</p>que orbitais atômicos, o benzeno deve ter seis orbitais moleculares π. Um diagrama de níveis de energia para o benzeno mostra
que os seis elétrons de p residem nos três orbitais moleculares de energia mais baixa (ligantes).
Uma vez que o benzeno possui seis orbitais p não hibridizados, seis orbitais moleculares π podem ser formados. Três são ligantes e três são
antiligantes. Os três orbitais moleculares ligantes acomodam os seis elétrons π.
Teorias de ligação: conceitos, aplicações e limitações.
Neste vídeo, o especialista explicará os conceitos básicos das teorias de ligação química, quando podem ser aplicadas e quais são as suas
limitações.

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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
A Teoria de Ligação de Valência (TLV) está intimamente relacionada ao conceito de hibridização molecular. Na molécula PF5, assinale a
alternativa que apresenta a correta geometria molecular e a hibridização:
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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'%3EA%20primeira%20etapa%20%C3%A9%20determinar%20a%20geometria%20dos%20pares%20de%20el%C3%A9trons%20e%20da%20mo
Questão 2
Estudamos a Teoria do Orbital Molecular e vimos que conceitos como o de configuração eletrônica e ordem de ligação estão intimamente
relacionadas a ela. Dessa forma, dentre as alternativas a seguir, assinale aquela que apresenta a configuração eletrônica do íon H2
- em termos
de orbitais moleculares e a respectiva ordem de ligação do íon.
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'%3EPara%20solucionar%20essa%20quest%C3%A3o%2C%20primeiramente%20conte%20o%20n%C3%BAmero%20de%20el%C3%A9trons%2
%3C%2Fsup%3E%20.%20Esse%20%C3%ADon%20apresenta%20tr%C3%AAs%20el%C3%A9trons%20(um%20para%20cada%20%C3%A1tomo%20de%2
%3C%2Fsup%3E%20tamb%C3%A9m%20tem%20uma%20ordem%20de%20liga%C3%A7%C3%A3o%20l%C3%ADquida%20de%200%2C5%20(utilizando%
%3C%2Fsup%3E%20possa%20existir%20sob%20circunst%C3%A2ncias%20especiais.%3C%2Fp%3E%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20
A Geometria trigonal planar com hibridização sp2.
B Geometria bipiramidal trigonal com hibridização sp3d.
C Geometria planar com hibridização sp3.
D Geometria octaédrica com hibridização spd2.
E Geometria tetraédrica com hibridização sp3.
A Configuração eletrônica para o íon H2
- : (σ1s)2; Ordem de ligação = 1
B Configuração eletrônica para o íon H2
- : (σ1s)1(σ*
1s)2; Ordem de ligação = 1,5
C Configuração eletrônica para o íon H2
- : (σ1s)2(σ*
1s)1; Ordem de ligação = 0,5
D Configuração eletrônica para o íon H2
- : (σ*
1s)2; Ordem de ligação = 0,5
E Configuração eletrônica para o íon H2
- : (σ1s)1(σ*
1s)2; Ordem de ligação = 0,5
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Considerações �nais
Neste conteúdo, apresentamos conceitos e definições acerca das ligações mais comumente observadas na química, a iônica e a covalente,
compreendendo características relacionadas a cada uma delas.
Observamos ainda o que são estruturas de ressonância e cargas formais, e como as propriedades dos átomos, através da teoria VSEPR, podem
interferir na geometria das moléculas.
Por fim, foram introduzidas a Teoria da ligação de Valência e a Teoria do Orbital Molecular, conceitos extremamente importantes para o
entendimento das ligações químicas entre os átomos.
Podcast
Neste podcast, o especialista responderá perguntas sobre as ligações químicas e a estrutura das moléculas.

Referências
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química: A Ciência Central. 13. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2016.
CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. Química Geral e Reações Químicas. 6. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2015.
MCMURRY, J. Química Orgânica. São Paulo: Cengage Learning, 2016.
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. 4. ed. São Paulo: Bookman Companhia, 2008.
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Ligações Químicas: Ligação iônica, Covalente e Metálica, de Hélio A. Duarte.
05/03/2023, 22:47 Ligações químicas e a estrutura das moléculas
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212sa/00479/index.html# 51/51
Contextualização Histórico-Filosófica de Orbitais atômicos e Moleculares, de Cássia F. C. Pereira. O artigo traz um panorama histórico e mais
aprofundado sobre as Teorias de Ligação de Valência e do Orbital Molecular.
Novas Perspectivas sobre o Papel dos Orbitais Moleculares de Fronteira no Estudo Da Reatividade Química: Uma Revisão, de Pereira, D.H. e
colaboradores publicada na Revista Virtual de Química, em 2016.