Ligações Químicas III

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FORMA E ESTRUTURA DAS 
MOLÉCULAS: Modelo Repulsão dos 
Pares de Elétrons da Camada de 
Valência (VSEPR)
Profª. Cláudia Cunha
MODELO BÁSICO
Profª. Cláudia Cunha
Muitas moléculas são formadas por um átomo central 
ao qual se unem aos demais átomos.
Elas adquirem diversas formas geométricas. Onde, os 
ângulos de ligação são fixados pela simetria da 
molécula.
O modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada 
de valência (VSEPR) amplia a teoria de Lewis para 
explicar a forma das moléculas, adicionando regras que 
explicam os ângulos de ligação.
MODELO BÁSICO
Profª. Cláudia Cunha
MODELO BÁSICO
Profª. Cláudia Cunha
1ª REGRA
As regiões com elevadas concentrações de elétrons se 
repelem e, para reduzir ao máximo essa repulsão as 
ligações tendem a se afastar o máximo possível, 
mantendo a mesma distância do átomo central.
Exemplos: BeCl2, BF3, CH4, PCl5, SF6.
MODELO BÁSICO
Profª. Cláudia Cunha
2ª REGRA
Não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas. 
Ou seja, uma ligação múltipla é tratada como uma só
região de alta concentração de elétrons.
Os dois pares de elétrons de uma ligação dupla ou os 
três pares de elétrons de uma ligação tripla, 
permanecem juntos e repelem outras ligações ou pares 
isolados como se fossem uma unidade.
Exemplo: NO3-
MODELO BÁSICO
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3ª REGRA
Quando existe mais de um átomo central, as ligações 
de cada átomo são tratadas independentemente.
Exemplo: CH2CH2 (eteno)
MOLÉCULAS COM PARES DE ELÉTRONS 
ISOLADOS NO ÁTOMO CENTRAL
Profª. Cláudia Cunha
Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma 
molécula são regiões de densidade de elétrons elevada 
e devem ser considerados na identificação da forma 
molecular.
Para identificar as diferentes combinações de átomos e 
pares isolados ligados ao átomo central, usaremos a 
fórmula do modelo de repulsão dos pares de elétrons da 
camada de valência (VSEPR), como sendo: AXnEm.
Onde: A representa o átomo central
X representa o átomo ligado
E representa o par isolado 
MOLÉCULAS COM PARES DE ELÉTRONS 
ISOLADOS NO ÁTOMO CENTRAL
Profª. Cláudia Cunha
EXEMPLO:
SO32- AX3E
As quatro regiões com elevada concentração de 
elétrons em SO32- estarão suficientemente afastadas.
MOLÉCULAS COM PARES DE ELÉTRONS 
ISOLADOS NO ÁTOMO CENTRAL
Os pares isolados exercem uma maior repulsão do que 
os pares de ligação, obedecendo a ordem de repulsão:
par isolado – par isolado > par isolado – par ligante > 
par ligante – par ligante
A nuvem eletrônica de um par 
ligante não pode cobrir um 
volume tão grande de um par 
isolado, porque o par ligante é
atraído simultaneamente por 
dois átomos e não por um só.
MOLÉCULAS COM PARES DE ELÉTRONS 
ISOLADOS NO ÁTOMO CENTRAL
EXEMPLO: Prediga a fórmula molecular do SF4.
Profª. Cláudia Cunha
MOLÉCULAS COM PARES DE ELÉTRONS 
ISOLADOS NO ÁTOMO CENTRAL
EXEMPLO: Prediga a fórmula molecular do SF4.
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MOLÉCULAS POLARES
Profª. Cláudia Cunha
Para ligações homonucleares, aquelas nas quais os 
átomos ligados são iguais, a diferença de 
eletronegatividade é obviamente igual a zero, levando a 
uma ligação covalente apolar. Assim, as moléculas 
diatômicas homonucleares (por exemplo: H2, Cl2, O2, 
N2, etc.) são apolares.
No caso de ligações heteronucleares, em que há
diferença de eletronegatividade entre os átomos, a 
ligação covalente é polar, em virtude da polarização 
do par de elétrons. 
MOLÉCULAS POLARES
Profª. Cláudia Cunha
IMPORTANTE!!!
A forma de uma molécula define sua polaridade.
Se os quatro átomos ligados ao átomo central de uma 
molécula tetraédrica forem iguais (ex. CCl4), os 
momentos de dipolo se cancelam.
Como resultado, o CCl4 é uma molécula apolar, mesmo 
com quatro ligações covalentes polares.
Teoria de Valência
Teoria da Hibridização
Teoria dos Orbitais Moleculares 
Profª. Cláudia Cunha
LIGAÇÕES SIGMA E PI 
Profª. Cláudia Cunha
De acordo com a teoria de ligação de valência:
 Uma ligação simples é uma ligação .
 Uma ligação dupla é uma ligação  mais uma ligação .
 Uma ligação tripla é uma ligação  mais duas ligações .
LIGAÇÕES SIGMA E PI 
Profª. Cláudia Cunha
IMPORTANTE
Na teoria da ligação de valência, imaginamos que as 
ligações se formam quando elétrons desemparelhados 
de orbitais atômicos da camada de valência formam 
pares.
Os orbitais atômicos que eles ocupam se superpõem 
para formar ligações  ou para formar ligações . 
ORBITAIS HÍBRIDOS 
Profª. Cláudia Cunha
Os orbitais atômicos podem se mesclar, ou hibridizar, 
para formar orbitais híbridos.
Ao formar um conjunto de orbitais híbridos, o orbital s é
sempre usado, além dos orbitais p e d.
Resumindo, ao orbitais híbridos de um átomo são 
construídos para reproduzir o arranjo de elétrons 
característico da forma da molécula determinada 
experimentalmente.
ORBITAIS HÍBRIDOS 
Profª. Cláudia Cunha
Dois pares de elétrons sp
Quando um orbital s da camada de valência no átomo 
central em uma molécula ou em um íon for mesclado 
com um orbital p da camada de valência nesse mesmo 
átomo, dois orbitais híbridos serão criados.
ORBITAIS HÍBRIDOS 
Profª. Cláudia Cunha
Três pares de elétrons sp2
Quando um orbital s for combinado com dois orbitais p, 
todos da mesma camada de valência nesse mesmo 
átomo, três orbitais híbridos serão criados.
ORBITAIS HÍBRIDOS 
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Quatro pares de elétrons sp3
Quando um orbital s em uma camada de valência é
combinado com três orbitais p, resultam quatro orbitais 
híbridos cada um chamado sp3.
ORBITAIS HÍBRIDOS 
Profª. Cláudia Cunha
Cinco pares de elétrons sp3d
Se um orbital d for adicionado ao conjunto sp3, resulta 
em cinco orbitais híbridos cada um chamado sp3d.
ORBITAIS HÍBRIDOS 
Profª. Cláudia Cunha
Seis pares de elétrons sp3d2
Se dois orbitais d for adicionado ao conjunto sp3, resulta 
em seis orbitais híbridos cada um chamado sp3d2.
ORBITAIS HÍBRIDOS 
Profª. Cláudia Cunha
O número de orbitais híbridos requeridos por um átomo 
em uma molécula ou em um íon é determinado pela 
geometria dos pares de elétrons em torno desse átomo.
Arranjo de 
Elétrons 
Número de 
Orbitais Atômicos 
Hibridação do 
Átomo Central 
Números de 
Orbitais Híbridos 
linear 2 sp 2 
trigonal planar 3 sp2 3 
tetraédrico 4 sp3 4 
bipirâmide trigonal 5 sp3d 5 
octaédrico 6 sp3d2 6 
 
ORBITAIS HÍBRIDOS 
Profª. Cláudia Cunha
Exemplo: SF4
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR 
Profª. Cláudia Cunha
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 fornecidos pelos 
átomos que se combinaram.
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR 
Profª. Cláudia Cunha
No orbital molecular resultante da adição de orbitais 
atômicos, as regiões de densidade eletrônica somam-
se, levando a uma probabilidade aumentada de que os 
elétrons se encontrarão na região da ligação situada 
entre os dois núcleos.
ORBITAL MOLECULAR LIGANTE
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR 
Profª. Cláudia Cunha
O outro orbital molecular é construído subtraindo-se um 
orbital atômico do outro. Quando isso acontece, a 
probabilidade de encontrar um elétron entre os núcleos 
do orbital molecular é reduzida, e a probabilidade de 
encontrar o elétron em outras regiões é mais elevada.
ORBITAL MOLECULAR ANTILIGANTE
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR 
Profª. Cláudia Cunha
O segundo princípio da teoria do orbital molecular é
que o orbital molecular ligante é mais baixo em energia 
do que o orbital antiligante.
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR 
Profª. Cláudia Cunha
O terceiro princípio da teoria do orbital molecular é
que oselétrons da molécula são atribuídos aos orbitais 
de energia cada vez mais elevada.
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR 
Profª. Cláudia Cunha
O que aconteceria na combinação de dois átomos de 
hélio, para formar o dihélio (He2)?
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR 
Profª. Cláudia Cunha
ORDEM DE LIGAÇÃO
=½(nº de e- em OMs ligantes – nº de e- em OMs antiligantes)
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR 
Diagrama de níveis de energia de orbitais moleculares para 
moléculas diatômicas dos elementos do segundo período.
Como determinar a configuração dos elétrons e 
a ordem de ligação de uma espécie diatômica
Profª. Cláudia Cunha
Exemplo: N2
 Configuração eletrônica 
(OM): 2s2 2s*2 2p4 2p2
 OL: ½(8-2) = 3
 Comportamento:
paramagnético