Química Geral: Aula 11 (Teoria de Ligação de Valência) - Prof. Gilson de Freitas Silva

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Universidade Federal de Minas Gerais 
Instituto de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
Ligação Química: Teoria de Ligação 
de Valência (TLV) 
Prof. Gilson de Freitas Silva 
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Teoria de Ligação de Valência – TLV 
 A TLV foi a primeira descrição da ligação covalente em 
termos de orbitais atômicos: W. Heitler, F. London, J. Slater, L. 
Pauling. 
 É um modelo baseado na mecânica quântica e ultrapassa a 
Teoria de Lewis e o modelo RPENV. A partir dele pode-se 
determinar os ângulos de ligação e o comprimento da ligação 
química. 
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superposição de ondas em fase interferência construtiva 
superposição de ondas fora de fase interferência destrutiva 
 Uma propriedade importante das ondas: interferência 
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 Considerando a formação da molécula de hidrogênio (H2) 
 Função de onda:  = A(1)B(2) + A(2)B(1) 
 Significado: a onda representada pelo termo A(1)B(2) 
interfere construtivamente com a onda representada por 
A(2)B(1), ocorrendo um aumento da amplitude da função 
de onda na região internuclear. 
Combinação linear de orbitais atômicos 
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 Representação da formação da ligação  para o H2 
 A força da ligação é proporcional à superposição dos orbitais atômicos. 
Como consequência, os átomos na molécula tendem a ocupar uma posição 
em que haja um máximo de superposição entre os orbitais. 
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 Representação da formação da ligação  para o H2 
 Uma ligação σ tem uma simetria cilíndrica ao redor do eixo 
internuclear (eixo z), e os elétrons têm um momento angular orbital zero 
sobre aquele eixo. 
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 Moléculas diatômicas homonucleares: ligações  e  (N2). 
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 Moléculas diatômicas homonucleares: ligações  e . 
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 Moléculas diatômicas homonucleares: ligações  e . 
 Quais orbitais podem formar ligações do tipo ? 
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 Moléculas diatômicas heteronucleares: ligações . 
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Formação de Orbitais Híbridos – Hibridação 
 Orbitais híbridos: são formados pela associação de dois ou 
mais orbitais atômicos, e possuem propriedades direcionais 
diferentes das dos orbitais atômicos dos quais eles foram 
formados. 
Era necessário para explicar a geometria 
associada às diferentes moléculas. 
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 Moléculas polinucleares: orbitais híbridos. 
Representação dos orbitais atômicos s, p e d. 
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Linus Pauling – Hibridação 
Mistura (combinação linear) de orbitais atômicos (funções de 
onda) do átomo central. 
Novo conjunto de orbitais 
Alteração da orientação / Alteração da energia 
Maior região de sobreposição dos orbitais. 
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(a) Função de onda radial para os orbitais 2s (2s) e 2p (2p). (b) Função de onda radial para o orbital híbrido 
sp. (c) Forma dos orbitais 2s e 2p, indicada pelo contorno. (d) Forma do orbital híbrido sp indicada pelo 
mesmo contorno. (e) Representação simplificada do orbital híbrido sp. 
Formação de orbitais híbridos: sp (BeCl2) 
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Hibridação 
arranjo 
linear 
 Representação para formação dos orbitais híbridos sp. 
Hibridação 
Orbitais em um átomo 
isolado 
Orbitais híbridos em 
uma molécula 
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Hibridação 
Hibridação 
arranjo trigonal 
plano 
Orbitais em um átomo 
isolado 
Orbitais híbridos em 
uma molécula 
Formação de orbitais híbridos: sp2 (BF3) 
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Hibridação 
Hibridação 
arranjo 
tetraédrico 
Orbitais em um 
átomo isolado 
Orbitais híbridos em 
uma molécula 
Formação de orbitais híbridos: sp3 (CCl4) 
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(a) 
(b) 
(c) 
(a) Orbitais híbridos sp são direcionados opostamente ao longo do mesmo eixo. (b) Orbitais híbridos sp2 
apontam ao longo de 3 eixos em um mesmo plano (120o). (c) Orbitais híbridos sp3 apontam para os vértices 
de um tetraedro regular (109,5o). 
Representação Geométrica de Orbitais Híbridos 
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sp sp2 sp3 
 Diagrama de densidade para os orbitais híbridos sp, sp2 e sp3 
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Formação de orbitais híbridos: sp3d (PCl5) 
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Formação de orbitais híbridos: sp3d2 (SF6) 
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 Formação de ligações  e  em moléculas poliatômicas 
(eteno, C2H4). 
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 Formação de ligações  e  em moléculas poliatômicas 
(acetileno, C2H2). 
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 Formação de ligações  e  em moléculas poliatômicas 
(formaldeído, HCHO). 
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 Ressonância: deslocalização de elétrons (o benzeno). 
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 Ressonância: deslocalização de elétrons (o íon NO3
‒). 
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Algumas Combinações para Orbitais Híbridos 
Número de Coordenação Geometria Composição 
2 linear sp, pd ou sd 
3 trigonal sp2 ou p2d 
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tetraédrica sp3 ou sd3 
quadrada sp2d ou p2d2 
5 Bipirâmide trigonal sp3d ou spd3 
6 Octaédrica sp3d2 
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Revisando os conhecimentos adquiridos... 
1. A borazina, B3N3H6, é um composto chamado de benzeno inorgânico, 
devido à sua estrutura hexagonal semelhante (mas com átomos de B e 
N alternados substituindo os átomos de carbono). Faça a estrutura de 
Lewis da borazina e descreva a formação das ligações na molécula 
considerando a TLV. 
2. Uma das formas do íon I5
‒ tem uma estrutura em V pouco comum: um 
átomo de I fica no vértice do V, com uma cadeia linear de dois átomos 
de I em cada braço. Os ângulos são 88º no átomo central e 180º nas 
cadeias laterais. Desenhe uma estrutura de Lewis para o I5
‒ que 
explique a forma descrita e indique a hibridação de cada átomo de I não 
terminal.