Aula_4_Ligacao_Quimica_II_Quimica_Geral_Teorica_Andreia_A._Costa

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Aula 4 – Ligação Química 
Profª: Andréia Alves Costa 
Força de Ligações 
Covalentes 
 A força de uma ligação é medida por sua energia de 
dissociação, ou seja, a energia necessária para separar 
átomos ligados. 
 Quanto maior é a energia de dissociação, mais forte é a 
ligação. Essa energia é denominada entalpia de 
dissociação de ligação, D. 
 Para a molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo H para a 
reação: Cl2(g)  2Cl(g). 
 Quando mais de uma ligação é quebrada, é dada uma 
fração do H : 
CH4(g)  C(g) + 4H(g) H = 1660 kJ 
D(C-H) = ¼ H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ 
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Força de Ligações 
Covalentes 
 Para a molécula de Cl2, a D(Cl-Cl) é dada pelo H para a 
reação: Cl2(g)  2Cl(g). 
 Quando mais de uma ligação é quebrada, é dada uma 
fração do H : 
CH4(g)  C(g) + 4H(g) H = 1660 kJ 
D(C-H) = ¼ H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ 
 A entalpia de ligação é sempre uma grandeza positiva. 
 
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Força de Ligações 
Covalentes 
Tabela 1. Entalpias de ligação (KJ.mol-1) 
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Comprimento de Ligações 
Covalentes 
 Comprimento de ligação é a distância entre os centros 
de dois átomos em uma ligação covalente. 
 Corresponde a distância internuclear no mínimo de 
energia potencial dos dois átomos. 
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Tabela 2. Relação entre força e comprimento de ligação. 
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O Modelo de Lewis 
O Modelo de Lewis para uma molécula foi utilizado no 
desenvolvimento de novos modelos e teorias: 
 
 Modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada 
de valência (RPENV ou VSERP). 
 Teoria da Ligação de Valência (TLV). 
 Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM). 
Vantagem do Modelo de Lewis Simplicidade 
Desvantagem do Modelo de Lewis Não mostra a forma 
 espacial das moléculas 
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Modelo VSEPR 
 O Modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada 
de valência ou VSEPR (Valence Shell Electron Pair 
Repulsion) foi desenvolvido por Ronald Gillespie e 
Ronald Sydney Nyholm (1957). 
 A geometria de uma molécula é conseqüência da sua 
conformação eletrônica de valência e pode ser facilmente 
determinada desde que se saiba a estrutura de Lewis da 
molécula. 
 Lewis versus VSEPR 
 Exemplo, no CCl4, a estrutura de Lewis nos diz somente 
que quatro átomos de Cl estão ligados ao átomo central 
de C. Experimentalmente, a molécula é tetraédrica. 
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Figura 1. (a) Um tetraedro; (b) a geometria da molécula CCl4; (c) modelo de 
preenchimento do espaço. 
Modelo VSEPR 
 Um par ligante define uma região no espaço, 
assim como um par não-ligante. 
 Essas regiões são chamadas de domínios de 
elétrons. 
 Exemplo: NH3 
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1 domínio não-ligante 
3 domínios ligantes 
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Modelo VSEPR 
 A distribuição geométrica dos pares de elétrons de 
valência em torno dos átomos é uma conseqüência da 
repulsão eletrônica exercida entre eles. 
Modelo VSEPR 
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Modelo VSEPR 
O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos 
de ligação 
 
 
 
 
 
 
• Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois núcleos, 
eles não se repelem tanto quanto os pares solitários. 
• Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o 
número de pares de elétrons não-ligantes aumenta. 
 
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104.5O107O
N
HHH
C
H
HHH
109.5O
O
HH
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Geometrias Fundamentais 
Modelo VESPR 
Figura 2. Geometrias do modelo VESPR. 
Modelo VSEPR 
• Para se determinar a forma ou o arranjo de uma 
molécula, fazemos a distinção entre pares não-ligantes e 
pares ligantes. 
• Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 
3D de TODOS os pares de elétrons (ligantes ou não 
ligantes). 
• Os elétrons assumem um arranjo no espaço para 
minimizar a repulsão e-  e- . 
 
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Modelo VESPR 
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Geometria Molecular 
• Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo 
central, ou o arranjo, consideramos todos os elétrons 
(pares solitários e pares ligantes). 
• Quando damos nome à geometria molecular, 
focalizamos somente na posição dos átomos. 
 
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 Etapa 1: 6 elétrons (O) + 2 elétrons (2H) = 8 elétrons. 
 Etapa 2: o átomo de oxigênio é o átomo central, pois átomos de 
hidrogênio são sempre periféricos. 
 
 
 
 Etapa 3: Completar o octeto dos átomos periféricos e colocar os 
elétrons restantes no átomo central. 
 
Exemplo : H2O. 
Exemplo: H2O 
Modelo VESPR 
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Exemplo: H2O 
Etapa 4: Em torno do átomo central da molécula de água há 4 pares 
de elétrons (2 compartilhados e 2 isolados). O arranjo espacial 
mais estável dos domínios de elétrons na molécula é a geometria 
tetraédrica. Porém, a geometria molecular da água é angular. 
 
Modelo VESPR 
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Exemplo: CO2 
 Etapa 1: 12 elétrons (2O) + 4 elétrons (C) = 16 elétrons. 
 Etapa 2: o átomo de carbono é o átomo central, pois é menos 
eletronegativo. 
 O – C – O 
 Etapa 3: Completar o octeto dos átomos periféricos e colocar os 
elétrons restantes no átomo central. 
 
 
 Etapa 4: Tem-se uma geometria linear, onde os pares eletrônicos 
estão o mais distantes possível. 
Modelo VESPR 
O = C = O 
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Exemplo 
Quais são as formas dos íons H3O
+ e ClF2
+? 
 Desenhe a estrutura de Lewis e considere o 
número de pares isolados em torno do átomo 
central. 
 Use as figuras anteriores para prever o arranjo 
ou a geometria dos pares de elétrons. 
 Use as figuras anteriores para prever a 
geometria molecular. 
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Forma Molecular e 
Polaridade 
• 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. 
 
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Forma Molecular e 
Polaridade 
• Na água, a molécula não é linear e os dipolos de ligação 
não se cancelam. 
• Conseqüentemente, a água é uma molécula polar. 
 
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Forma Molecular e 
Polaridade 
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Teorias de Ligação 
• As estruturas de Lewis e o modelo RPENV não explicam 
porque uma ligação se forma. 
• Como devemos considerar a forma em termos da mecância 
quântica? Quais são os orbitais envolvidos nas ligações? 
• Usamos duas teorias: 
• Teoria de ligação de valência (TLV) 
• Teoria dos orbitais moleculares (TOM) 
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Teorias de Ligação 
 A partir da mecânica quântica, duas grandes teorias foram 
desenvolvidas para explicar como ocorrem as ligações químicas: 
 Teoria de Ligação de Valência (TLV) foi desenvolvida por Linus 
Pauling e, apesar de suas limitações, é extensivamente utilizada 
pois consegue explicar a geometria molecular. 
 Teoria do Orbital Molecular (TOM) foi desenvolvida por Robert 
Mulliken e, apesar de ainda receber refinamentos, consegue explicar 
de forma precisa as propriedades magnéticas e espectroscópicas 
das moléculas. 
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Teoria da Ligação de Valência 
 A TLV estabelece que uma ligação química é uma combinação de 
dois orbitais atômicos com energias semelhantes. 
 Essa combinação ocorre quando os orbitais atômicos se aproximam 
suficientemente para produzir uma sobreposição. 
TLV 
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Teoria da Ligação de Valência 
(TLV) 
Figura 3. Curva de energia potencial molecular. 
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Teoria da Ligação de Valência 
(TLV) 
 Para a molécula de H2: 
 
 A função de onda para 2 H separados: 
 
y = fA(1)fB(2) (eq. 1) 
 
 Quandoestão próximos não é possível saber onde 
está o elétron. A função abaixo também é válida: 
 
y = fA(2)fB(1) (eq. 2) 
 
 Quando dois resultados são igualmente prováveis, o 
verdadeiro estado do sistema é a superposição das 
funções de onda: 
 
y = fA(1)fB(2) + fA(2)fB(1) (eq. 3) 
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Teoria da Ligação de Valência 
(TLV) 
 A formação da ligação H-H é justificada pela alta 
probabilidade dos dois elétrons serem encontrados 
entre os dois núcleos. 
 
 A distribuição eletrônica descrita pela função de onda 
na equação 3 é denominada ligação s: 
 
 O orbital molecular formado apresenta densidade eletrônica 
no eixo da ligação química (direção internuclear). 
 
 A onda representada pela equação 1 interfere 
construtivamente com a onda representada pela equação 2, 
havendo um aumento da amplitude da função (eq. 3) na 
região internuclear. 
 
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Teoria da Ligação de Valência 
(TLV) 
 Segundo a TLV, a ligação covalente ocorre quando há 
sobreposição dos orbitais atômicos (OA) com energias 
semelhantes e orientação adequada. 
 
 No entanto, as orientações dos OA no espaço não 
coincidem necessariamente com a orientação prevista 
pelo modelo VSEPR. 
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Ligação s 
 Quando a sobreposição dos orbitais ocorre no eixo da ligação, ela é 
chamada ligação s : 
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Ligação  
 Quando a sobreposição dos orbitais ocorre no plano da ligação, ela é 
chamada ligação  : 
Orbitais Híbridos 
 Numa ligação, os orbitais atômicos se misturam para 
formar orbitais híbridos. 
 Esse processo de misturar os orbitais atômicos é 
chamado de hibridização. 
 O número de orbitais atômicos permanece constante. 
Logo, o número de orbitais híbridos é igual ao número de 
orbitais atômicos. 
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Orbitais Híbridos 
 Considere a molécula de CH4 
• O C tem uma configuração eletrônica 1s22s2 2p2 
• Só existem 2 elétrons desemparelhados disponíveis para 
ligações. 
• Concluímos que os orbitais atômicos não são adequados para 
descreverem os orbitais nessa molécula. 
• Sabemos que o ângulo de ligação do CH4 é de 109,5º (teoria de 
RPENV). 
• Sabemos também que um elétron de C é compartilhado com cada 
um dos elétrons desemparelhados do H. 
 
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Orbitais Híbridos - TLV 
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Esses orbitais híbridos podem ser usados para fazer 4 ligações com 
os orbitais atômicos dos átomos de hidrogênio. 
Distribuição Geométrica 
dos Orbitais Híbridos 
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Distribuição Geométrica 
dos Orbitais Híbridos 
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Teoria dos Orbitais 
Moleculares (TOM) 
 Na teoria dos orbitais moleculares, os elétrons ocupam orbitais 
chamados orbitais moleculares (OM). 
 Os OM’s são sempre construídos pela sobreposição de orbitais 
atômicos (OA) que pertencem à camada de valência dos átomos da 
molécula. 
 Orbitais moleculares: 
o cada um contém um máximo de dois elétrons; 
o têm energias definidas; 
o podem ser visualizados com diagramas de contorno; 
o estão associados com uma molécula como um todo. 
 
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Teoria dos Orbitais 
Moleculares (TOM) 
 Considere a molécula de H2. Dois orbitais atômicos, 1s 
(H) + 1s (H) devem resultar em dois orbitais moleculares 
para o H2: 
 um tem densidade eletrônica entre os núcleos (OM 
ligante); 
 um tem pouca densidade eletrônica entre os núcleos 
(OM antiligante). 
• Os OMs resultantes de orbitais s são orbitais OMs s. 
• O OM s (ligante) tem energia mais baixa do que OM s* 
(antiligante). 
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Teoria dos Orbitais 
Moleculares (TOM) 
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Propriedades Magnéticas 
 As moléculas com um ou mais elétrons 
desemparelhados são atraídas por um campo 
magnético. 
 Quanto mais elétrons desemparelhados, maior a 
atração. 
 Paramagnéticas = moléculas que apresentam um ou 
mais elétrons desemparelhados. 
 Diamagnéticas = moléculas que não apresentam 
elétrons desemparelhados. 
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Propriedades Magnéticas 
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Referências 
 EBBING, D.D., "Química Geral". Tradução Horácio Macedo; Rio de Janeiro; 
LTC Editora S.A., Vol. 1 e 2 (1998). 
 RUSSELL, J. B., "Química Geral". Tradução Márcia Guekezian e 
colaboradores; 2ª Edição; São Paulo; Makron Books Editora do Brasil Ltda 
(1994). 
 BRADY, J. E e HUMISTON, G. E., "Química Geral". Tradução Cristina M. P. 
dos Santos e Roberto B. Faria; 2ª Edição; Rio de Janeiro; LTC Livros 
Técnicos e Científicos Editora (1996). 
 MASTERTON, W.L., SLOWINSKI, E.J. e STANITSKI, C. L. "Princípios de 
Química". Tradução Jossyl de S. Peixoto. 6a. Edição; Rio de Janeiro; 
Editora Guanabara koogan S. A. (1990). 
 BROWN, T. L. ; LeMAY Jr, H. E. BURSTEN, R. E. "Chemistry: The Central 
Science" , 7ª Edição, Prentice Hall (1997). 
 ATKINS, P.; JONES, L. “Princípios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente”, Tradução Ricardo Bicca de Alencastro. 3ª 
Edição; Porto Alegre; Editora Bookman (2007).