Aula 3 4 - Geometria Molecular

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Geometria Molecular e Teorias de Ligação
Formas Espaciais Moleculares
❖ As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: 
elas nos mostram o nº e os tipos de ligações entre os átomos.
❖ A forma espacial de uma molécula é determinada por seus 
ângulos de ligação.
❖ Considere o CCl4  no modelo experimental, verifica-se que 
todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5º.
Consequentemente, a 
molécula não pode ser plana.
Todos os átomos de Cl estão 
localizados nos vértices de um 
tetraedro com o C no seu centro.
1
✓ Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons 
de valência se repelem e, consequentemente, a molécula 
assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão.
Este processo é denominado de teoria 
de Repulsão dos Pares de Elétrons no 
Nível de Valência (RPENV).
✓ A molécula de CCl4 está de acordo com a fórmula geral ABn, 
com n = 4. 2
➢ As possíveis formas espaciais das moléculas do tipo ABn 
dependem do valor de n.
Para determinado valor de n 
 apenas algumas formas 
espaciais são observadas
As mais comuns são 
AB2 e AB3
3
✓ A forma espacial de qualquer molécula do tipo ABn pode ser 
derivada de uma das 5 estruturas geométricas básicas:
4
➢ Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos 
somente na posição dos átomos.
✓ Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo central, 
consideramos todos os elétrons (pares solitários e pares 
ligantes).
✓ As formas espaciais moleculares têm sentido apenas 
quando existem no mínimo 3 átomos.
5
Modelo RPENV
✓ Par ligante e não-ligante de ē: região do espaço mais 
provável de encontrar o elétron  domínio de elétron.
Pares ligantes
Par não-ligante
4 DOMÍNIOS DE ē AO REDOR DO N (3 L + 1 NL).
➢ Cada ligação múltipla constitui um ÚNICO domínio.
O S O::———
::
:
: 3 domínios ao 
redor do ‘S’
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7
8
➢ A GEOMETRIA MOLECULAR é a distribuição dos 
átomos no espaço.
2. Determine o arranjo (organize os domínios)  menor 
repulsão ēē;
➢ A distribuição dos domínios de elétrons ao redor do 
átomo central ou íon é chamado ARRANJO.
3. Use a distribuição dos átomos p/ determinar a 
GEOMETRIA MOLECULAR.
O modelo RPENV determina-se a geometria a partir do 
o arranjo:
1. Desenhe a estrutura de Lewis; Conte o nº de domínios 
envolta do átomo central
9
➢ Contrariamente, o par ē não-ligante é atraído basicamente por 1 
núcleo  o domínio é mais espalhado que o do par ligante.
❖ Os ē em uma ligação são atraídos por dois núcleos, eles não se 
repelem tanto quanto os pares não-ligantes.
Os domínios não-ligantes exercem forças repulsivas maiores nos 
domínios adjacentes  tendem a comprimir os ângulos de ligação.
Par de ē não-ligante
Par de ē ligante
Núcleos
10
Por exemplo: Determine a geometria molecular da NH3
• Determina-se o arranjo observando apenas os elétrons.
• Atribui-se o nome à geometria molecular pela posição dos 
átomos.
• Ignora-se os pares não-ligantes na geometria molecular.
11
12
- Podem ocorrer pequenas distorções nas geometrias ideais da 
tabela anterior.
❖ O ângulo H-X-H pode diminuir dependendo do arranjo. 
Por exemplo, considere o CH4, NH3 e H2O:
O Efeito dos Elétrons Não-Ligantes e Ligações 
Múltiplas nos Ângulos de Ligação
Ângulo diminui a medida que aumenta nº de 
pares ē não-ligantes
13
➢ Da mesma forma, os domínios das ligações múltiplas 
exercem força repulsiva maior que o das ligações 
simples.
Átomos a partir do 3º período podem ter mais que 4 
pares de elétrons ao seu redor.
Moléculas com Níveis de Valência Expandidos
Os átomos que têm expansão de octeto 
têm arranjos AB5 (bipirâmide trigonal) ou 
AB6 (octaédricos).
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Posição Axial
Posição 
Equatorial
120º
Qual posição ē 
não-ligante 
ocupa???
Domínios Equatoriais sofrem menos repulsão que 
domínios axiais  pares não-ligantes exercem 
forças repulsivas maiores  OCUPAM POSIÇÕES 
EQUATORIAIS.
✓ Para estruturas de bipirâmides trigonais (AB5) existe um 
plano contendo 3 pares de ē. O 4º e o 5º pares de ē estão 
localizados acima e abaixo desse plano.
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✓ Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo 4 
pares de ē. Da mesma forma, o 5º e o 6º pares de ē estão 
localizados acima e abaixo desse plano.
➢ Os ângulos de ligação no octaedro 
são 90º  Todos os vértices são 
equivalentes.
1 domínio não-ligante pode 
ser colocado em qualquer um 
dos vértices
Geometria PIRAMIDAL 
QUADRÁTICA
2 domínios não-ligantes 
devem ser colocados em 
vértices opostos  
QUADRÁTICA PLANA
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Formas Espaciais de Moléculas Maiores
➢ Considere a molécula de ácido acético, CH3COOH, existem 
três átomos centrais.
➢ O modelo também pode ser aplicado para moléculas mais 
complicadas;
➢ Atribui-se a geometria ao redor de cada átomo central 
separadamente.
Trigonal 
Plano
AngularTetraédrico
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Forma Molecular e Polaridade da Molécula
▪ Quando existe uma diferença de eletronegatividade 
entre dois átomos, a ligação entre eles é polar.
▪ É possível que uma molécula que contenha ligações 
polares não seja polar.
▪ Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se 
porque o CO2 é linear.
20
▪ A molécula de água não é linear e, portanto, os dipolos 
de ligação não se cancelam.
Consequentemente, a água é 
uma molécula polar.
21
▪ A polaridade como um todo de uma molécula depende 
de sua geometria molecular.
22
Ligação covalente e Superposição de orbitais
❖O modelo RPENV possibilita a determinação das formas 
espaciais das moléculas.
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV)
Não explica PQ as 
ligações existem?!?!
Teoria do 
compartilhamento 
de Lewis
Ideia de orbitais 
atômicos da 
Mecânica Quântica
Superposição de Orbitais: 2ē de spins contrários 
compartilham um espaço comum entre 2 núcleos  
Ligação covalente 23
Molécula de HCl Molécula de Cl2
Molécula de H2: Região de Superposição
24
Orbitais híbridos
✓ A aplicação da TLV para molécula poliatômicas deve explicar 
também a geometria das moléculas.
✓ O processo de formação destes novos orbitais é denominado 
de hibridização.
Orbitais atômicos se misturam para formar novos 
ORBITAIS HÍBRIDOS.
OBS: O nº de orbitais híbridos em uma 
molécula = nº de orbitais atômicos misturados
✓ A hibridização é determinada pelo arranjo geométrico.
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✓ São orbitais formados pela mistura de um orbital s e um 
orbital p.
• Conclui-se que os orbitais atômicos não são 
adequados para descreverem os orbitais na molécula 
de BF2.
• Não existem elétrons desemparelhados disponíveis 
para ligações.
• O Be tem uma configuração eletrônica 1s22s2.
Orbitais híbridos sp
Por Exemplo, considere a molécula de BeF2:
➢ Sabe-se que o ângulo de ligação F-Be-F é de 180° 
(teoria de RPENV).
➢ Sabe-se também que 1ē do Be é compartilhado com 
cada 1 dos ē desemparelhados do F. 26
✓ No estado fundamental o Be não possui elétrons 
desemparelhados  incapaz de formar ligações com F.
• O Be poderia formar as 2 ligações ‘promovendo’ 1 dos ē 2s 
para o orbital 2p.
❖ Os lóbulos dos orbitais híbridos sp estão a 180º de 
distância entre si.
O Be terá 2 ē desemparelhados  é capaz 
de formar as 2 ligações, mas a geometria 
da molécula ainda não foi explicada.
Pode-se solucionar o problema admitindo que o orbital 2s e um 
orbital 2p no Be misturam-se ou formam um orbital híbrido ‘sp’.
27
28
✓ Na prática:
Be no estado Fundamental:
Be no estado excitado (ativado):
Be na molécula de BeF2:
Somente um dos orbitais 2p do Be foi utilizado na hibridização, 
ainda existem dois orbitais p não-hibridizados no Be. 29
Orbitais híbridos sp2 e sp3
• Os orbitais híbridos sp2 são formados com um orbital s e 
dois orbitais p. (Resta um orbital p não-hibridizado.)
• Os grandes lóbulos dos híbridos sp2 encontram-se em um 
plano trigonal (120º).
• Todas as moléculas com arranjos tetraédricos são 
hibridizadas sp3.
• Os orbitais híbridos sp3 são formados a partir de 1 orbital 
s e 3 orbitais p. Consequentemente, há 4 lóbulos grandes.
• Cada lóbulo aponta em direção aovértice de um tetraedro.
• O ângulo entre os grandes lóbulos é de 109,5º.
• Todas as moléculas com arranjos trigonais planos têm 
orbitais sp2 no átomo central.
30
Hibrid.
Formação dos orbitais sp2:
31
Formação dos 
orbitais sp3:
32
Hibridização na prática para orbitais sp2:
Hibridização na prática para orbitais sp3:
Átomo no estado 
Fundamental
Átomo no estado 
Excitado
Átomo na 
Molécula
Átomo no estado 
Fundamental
Átomo no estado 
Excitado
Átomo na 
Molécula
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❖ Uma vez que existem apenas três orbitais p, os arranjos 
octaédricos e de bipirâmide trigonal devem envolver os 
orbitais ‘d’.
Hibridização envolvendo orbitais ‘d’
Para átomos do 3º 
período ou subsequentes
❖ Os arranjos de bipirâmide trigonais necessitam de 
hibridização sp3d.
❖ Os arranjos octaédricos requerem hibridização sp3d2.
OBS: O arranjo da teoria de RPENV determina a 
hibridização. 34
1. Desenhe a estrutura de Lewis para a molécula ou íon.
2. Determine o arranjo usando o modelo RPENV.
3. Especifique os orbitais híbridos necessários para 
acomodar os pares de elétrons com base em seu arranjo 
geométrico.
RESUMO
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Ligações Múltiplas
Ligação sigma (σ) e pi (π):
• A ligação σ  ligação direta entre os átomos. 
Os orbitais superpõem-se na 
direção que une os núcleos 
atômicos (s, p, sp, sp2, sp3, ...)
A densidade eletrônica 
encontra-se no eixo 
entre os núcleos.
Todas as ligações simples são ligações σ.
• As ligações σ são cilindricamente simétricas e têm rotação 
livre ao seu redor;
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• A ligação π  ligação lateral entre os orbitais atômicos; 
Os orbitais dessa ligação 
são perpendiculares ao 
eixo internuclear.
A densidade eletrônica 
encontra-se acima e 
abaixo do plano dos 
núcleos.
✓ Ligação dupla consiste de 1 ligação σ e de 1 ligação π.
✓ Uma ligação tripla tem 1 ligação σ e 2 ligações π.
➢ Resultado de superposição lateral de orbitais p não 
hibridizados em átomos com hibridização sp2 ou sp.
• Rotação livre não é permitida ao redor das ligações π.
39
px 
semipreenchido Ligação σ
px 
semipreenchido
Superposição σ:
Ligação π
py ou pz
semipreenchido
py ou pz
semipreenchido
Superposição π:
No diagrama de quadrículas:
40
Exemplo 1: O etileno, C2H4, tem: 
• 1 ligação σ e 1 ligação π;
• Ambos os átomos de C estão hibridizados sp2;
• Ambos os átomos de C possuem arranjos e geometrias 
moleculares trigonais planos.
❖ A ligação π no C2H4 é formada pela superposição de 
orbitais 2p não-hibridizados de cada C: 41
• O arranjo de cada C é linear  os átomos de C são 
hibridizados sp;
de 1 ligação π
Exemplo 2: No acetileno, C2H2:
• Os orbitais híbridos ‘sp’ formam as ligações σ C-C e C-H;
• Existem 2 orbitais ‘p’ não-hibridizadas  ambos orbitais p 
formam as 2 ligações π;
❖ 1 ligação π está acima e abaixo do plano dos núcleos;
❖ 1 ligação π está à frente e atrás do plano dos núcleos. 42
43
• Apesar de ser possível fazer ligações π com orbitais 
‘d’ as ligações π serão consideradas somente pela 
superposição dos orbitais ‘p’.
Ligações π são mais comuns em 
moléculas com átomos 
pequenos (C, N e O).
Ligações π Deslocalizadas
• Até agora, todas as ligações encontradas estavam 
localizadas entre os dois núcleos.
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No caso do Benzeno:
✓ Existem 6 orbitais ‘p’ não-hibridizados 1 em cada 
átomo de C.
✓ Existem 6 ligações σC-C e 6 ligações σC-H;
(a) Ligações σ
(b) Orbitais 
atômico 2p
✓ Cada átomo de C é hibridizado sp2;
45
No benzeno há duas opções para as três ligações π:
1. Localizadas entre os átomos de C:
2. Deslocalizadas acima de todo o anel (elétrons π 
compartilhados por todos os 6 átomos de C).
Ligações π 
deslocalizadas
46
• Portanto, a estrutura do benzeno é representada:
✓ Experimentalmente, todas as ligações C-C têm o 
mesmo comprimento no benzeno.:
Todas as ligações C-C são do 
mesmo tipo  Ligações duplas.
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• 2 elétrons entre átomos no mesmo eixo dos núcleos 
são ligações σ.
Conclusões Gerais
• Cada 2 átomos compartilham no mínimo 2 elétrons.
• As ligações σ são sempre localizadas.
• Se 2 átomos compartilham mais do que 1 par de 
elétrons, o 2º e o 3º pares formam ligações π.
• Quando as estruturas de ressonância são 
possíveis, a deslocalização também é possível.
48
Problemas com a TLV
• A TLV prevê algumas propriedades melhor do que a 
teoria de Lewis:
✓Esquema de ligações, força das ligações, 
comprimento das ligações, rigidez das ligações;
➢ No entanto, ainda existem algumas propriedades das 
moléculas que não são previstas perfeitamente:
▪ Comportamento magnético do O2.
Um novo modelo foi desenvolvido: 
TEORIA DO ORBTIAL MOLECULAR (TOM) 49
Teoria do Orbital Molecular
 Maneira mais completa e atual de se considerar os orbitais 
nas moléculas.
 Um exemplo de aplicação é a previsão dos orbitais 
moleculares que dão a estrutura eletrônica da molécula de O2, 
que não segue a suposição de emparelhamento de elétrons da 
abordagem de Lewis.
 Os orbitais atômicos puros dos átomos na molécula 
combinam-se para produzir os orbitais moleculares.
 O nº de orbitais moleculares é sempre igual ao nº total de 
orbitais atômicos fornecidos pelos átomos que combinaram.
 O orbital molecular ligante tem menor energia do que os 
orbitais atômicos originais, e os orbitais anti-ligantes são de 
maior energia.
50
 Os elétrons da molécula são atribuídos aos orbitais de energia cada 
vez maior, de acordo com o principio da exclusão de Pauli e o 
princípio da maior multiplicidade de Hund.
 Os orbitais atômicos combinam-se para formar orbitais moleculares 
de forma mais eficaz quando os orbitais atômicos possuem 
energias semelhantes.
Molécula de H2:
 Os orbitais 1s dos 2 átomos do H2 se superpõem formando 
2 orbitais moleculares (OM);
 OM resultante de mais baixa energia (ψ + ψ)  OM ligante;
 OM resultante de mais alta energia (ψ - ψ): OM anti-ligante.
51
 OM ligante (σ1s): região de maior densidade eletrônica entre os 
núcleos  ē + estável (+ baixa energia) que no OA 1s do H isolado;
 OM anti-ligante (σ*
1s): regiões de maior densidade eletrônica em 
lados opostos aos núcleos  ē nesta região é “repelido” da região 
da ligação e é menos estável (de + alta energia) que o OA 1s do H.
52
➢ O diagrama de nível de energia ou o diagrama de OM mostra 
as energias e os elétrons em um orbital.
➢ O número total de elétrons em todos os átomos são 
colocados nos OMs começando pela energia mais baixa (σ1s) 
e terminando quando se acabam os elétrons.
➢ O H2 tem 2 elétrons ligantes.
53
54
Qual o diagrama de energia correto para a TOM do He2 ?
2He: 1s2
Ordem de ligação
• Nº líquido de pares de elétrons de ligação unindo 1 par de 
átomos.
• A estabilidade da ligação está relacionada à ordem de ligação. 
Quanto maior a ordem de ligação mais estável a ligação.
• Ordem de ligação (OL) = 
 ½ (nº de ē em O.M. ligantes – nº de ē em O.M. anti-ligantes)
• Ordem de ligação = 1 para uma ligação simples.
• Ordem de ligação = 2 para uma ligação dupla.
• Ordem de ligação = 3 para uma ligação tripla.
✓ São possíveis ordens de ligação fracionárias.
55
OL = ½ (2 – 0) = 1
OL = ½ (nº de ē em O.M. ligantes – nº de ē em O.M. anti-ligantes)
1 ligação simples
OL = ½ (2 – 2) = 0
Não existe ligação
Molécula não existe
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Moléculas Diatômicas do Segundo Período
✓ Moléculas diatômicas homonucleares: Li2, Be2, B2 ...
Os OAs combinam-se de acordo com as seguintes regras:
2. Os OAs de energia similar se combinam;
1. O número de OMs = número de OAs;
3. À medida que aumenta a superposição, diminui a energia do 
OM;
4. Pauli: cada OM tem no máximo dois elétrons;
5. Hund: para orbitais degenerados, cada OM é inicialmente 
ocupado por 1 elétron.
57
✓ Cada orbital 2s se combina a outro orbital 2s, para fornecer 
um orbital σ2s e um orbital σ*2s.
➢ Cada orbital 1s se combina a outro orbital 1s para fornecer 
um orbital σ1s e um σ*1s, ambos já preenchidos (já que Li e 
Be têm configurações eletrônicas 1s2).
➢ As energias dos orbitais 1se 2s são suficientemente 
diferentes para que não haja mistura cruzada dos orbitais 
(i.e. não há OM do tipo 1s + 2s).
Orbitais moleculares para Li2 e Be2
Existe um total de 6 elétrons no Li2:
• 2 elétrons no σ1s
• 2 elétrons no σ*1s
• 2 elétrons no σ2s e
• 0 elétrons no σ*2s 58
✓ Uma vez que os OAs 1s estão completamente preenchidos, σ1s e 
σ*1s estão preenchidos  geralmente ignoramos os elétrons mais 
internos nos diagramas de OM.
• Os elétrons ơ1s e ơ1s* se anulam em relação a estabilizar a ligação.
• A ligação deve-se ao par de elétrons atribuídos ao orbital ơ2s .
OL = 1
59
No Be2 existe um total de 8 elétrons:
✓ 2 elétrons no σ1s;
✓ 2 elétrons no σ*1s;
✓ 2 elétrons no σ2s; e
✓ 2 elétrons no σ*2s.
OL = 0  o Be2 não existe
Orbitais Moleculares a partir de Orbitais Atômicos 2p
Existem duas formas nas quais dois orbitais p se superpõem:
➢ Frontalmente, de forma que o OM resultante tenha densidade
eletrônica no eixo entre os núcleos (OM do tipo σ);
➢ Lateralmente, de forma que o OM resultante tenha densidade
eletrônica acima e abaixo do eixo entre os núcleos (OM do tipo π).
60
Os 6 orbitais p (dois conjuntos de 3) devem originar 6 OMs:
✓ σ;σ*, π;π* e π;π*  há no máximo de 2 ligações π que 
podem vir de orbitais p.
➢ As energias relativas desses seis orbitais podem mudar.
61
Configurações Eletrônicas para B2 até Ne2
➢ Os orbitais 2s têm menos energia do que os orbitais 2p, logo, os 
orbitais σ2s têm menos energia do que os orbitais σ2p.
➢ Há uma superposição maior entre orbitais 2pz (eles apontam 
diretamente na direção um do outro) daí o OM σ2p tem menos 
energia do que os orbitais π2p. (Regra 3)
Há uma superposição maior entre orbitais 2pz , logo, 
o OM σ*2p tem maior energia do que os orbitais π*2p.
✓ Os orbitais π2p e π*2p são duplamente degenerados. 62
63
❖ Para o B2 , o C2 e o N2 o orbital σ2p tem maior energia do que 
o π2p. (Interação 2s-2p é forte)
✓ À medida que o nº atômico diminui, é mais provável que um 
orbital 2s em 1 átomo possa interagir com o orbital 2p no 
outro.
✓ Quando a interação 2s-2p aumenta, o OM σ2s diminui em 
energia e o orbital σ2p aumenta em energia.
❖ Para o O2 , o F2 e o Ne2 o orbital σ2p tem menor energia do 
que o π2p. (Interação 2s-2p fraca)
➢ À medida que a OL aumenta a E de ligação aumenta.
✓ Conhecidas as E relativas dos orbitais, adiciona-se o nº de ē 
necessário aos OMs. (Príncipio de Pauli e a regra de Hund)
➢ À medida que a OL aumenta o comprimento de ligação 
diminui.
64
OL 1 2 3 2 1 0
∆Hlig(kJ/mol) 290 620 941 495 155 -
rligação(Å) 1,59 1,31 1,10 1,21 1,43 -
Magnetismo P D D P D -
P = Paramagnético
D = Diamagnético65
Configurações Eletrônicas e Propriedades Moleculares
✓ O comportamento magnético é detectado determinando-se a 
massa de uma amostra na presença e na ausência de campo 
magnético:
Dois tipos de comportamento magnético:
✓ Paramagnetismo (ēs desemparelhados na molécula): forte 
atração entre o campo magnético e a molécula;
✓ Diamagnetismo (sem ēs desemparelhados na molécula): 
fraca repulsão entre o campo magnético e a molécula.
66
➢ Grande aumento na massa indica paramagnetismo.
➢ Pequena diminuição na massa indica diamagnetismo.
Experimentalmente, o O2 é paramagnético.
❖ A estrutura de Lewis para o O2 não mostra elétrons 
desemparelhados.
✓ O diagrama de OM para o O2 mostra 2ēs desemparelhados 
no orbital π*2p. 67
➢ Experimentalmente, o O2 tem uma curta distância de 
ligação (1,21 Å) e a alta energia de ligação (495 kJ/mol). 
Sugere uma ligação dupla
➢ O diagrama de OM para o O2 prevê tanto o 
paramagnetismo como a ligação dupla (OL = 2).
Propriedades Físicas dos Metais
Ligação Metálica
• Maleáveis, dúcteis, bons condutores de calor e eletricidade.
• A maioria dos metais são sólidos com átomos em um 
empacotamento denso  no Cu, cada átomo está rodeado por 
12 vizinhos.
• Não existem elétrons suficientes para que os átomos 
metálicos estejam ligados covalentemente entre si. 68
Modelo do Mar de Elétrons
• Características do modelo:
2- Elétrons confinados ao metal por atração 
eletrostática aos cátions;
3- Elétrons fluem livremente através do metal, pois nenhum 
elétron é localizado entre dois átomos de metal; 
4- Não possui ligações definidas e mostra facilidade de 
deformação (maleabilidade e ductilidade);
1- Uma rede de cátions metálicos num 
“mar” de elétrons de valência; 
69
Modelo do Mar de 
Elétrons de Valência
Deformação dos metais pelo 
Modelo de Mar de Elétrons
Principal Desvantagem:
❖Com o aumento do número de elétrons de valência, 
a força de ligação deveria aumentar, junto com o 
ponto de fusão;
No entanto metais do grupo 6B que estão no centro dos 
metais de transição possuem os maiores pontos de fusão;
71
Modelo do Orbital Molecular  Teoria das Bandas
Lembre-se: o nº de orbitais moleculares formados é igual ao nº de 
orbitais atômicos combinados.
✓ Nos metais há um número muito grande de orbitais  à medida 
que o nº de orbitais aumenta, seu espaçamento de energia diminui.
• O nº de elétrons não preenche completamente a banda de orbitais 
 os elétrons podem ser promovidos para bandas de energia 
desocupadas.
➢ A ligação deslocalizada requer que os orbitais atômicos em um 
átomo interajam com orbitais atômicos em átomos vizinhos.
✓ Superposição dos OAs de valência de um átomo metálico com os 
OAs dos vários átomos metálicos ao seu redor resulta na formação 
de OMs ligantes e antiligantes.
Devido às separações serem tão pequenas, podemos 
definir os OMs como ‘banda de energia’.
72
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“Bandas do cerne”
Banda de Valência
Al
Mg
Na
Banda de Condução
SB
SB
Separação de Banda (SB)
PORQUE ESSE MODELO É MAIS ADEQUADO? 
1- Caráter metálico: o número de elétrons disponíveis não 
preenche completamente a banda de energia;
2- Facilita o movimento de elétrons excitados para um orbital de 
maior energia  “elétrons livres” para se mover ao redor do 
sólido (condutividade elétrica e térmica);
3- Ponto de fusão mais alto no meio da série dos metais de 
transição (grupo 6B);
Ao longo da série de metais de transição, a banda antiligante 
começa a ficar preenchida  1ª metade da série de metais tem 
apenas interações ligante-ligante, a 2ª metade tem interações 
ligante-antiligante.
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	Slide 1: Formas Espaciais Moleculares
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	Slide 68: Propriedades Físicas dos Metais
	Slide 69: Modelo do Mar de Elétrons
	Slide 70
	Slide 71
	Slide 72: Modelo do Orbital Molecular  Teoria das Bandas
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