Aula 6 - Química geral I-turma N2

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Geometria Molecular e 
Teorias de Ligação
Química Geral I
Profª. Livia Carneiro
Na maioria das reações químicas, 
a geometria da molécula 
determina que produtos podem 
ser obtidos
Geometria Molecular
Celulose
Amido
Geometria Molecular
As configurações básicas
A Teoria da 
Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de 
Valência
Linear Trigonal 
Plana
Tetraédrica
OctaédricaBipiramidal 
trigonal
• A teoria da repulsão dos pares de elétrons da
camada de valência propõe que o arranjo
geométrico dos átomos em torno do átomo
central seja determinado somente pela repulsão
entre os pares de elétrons presentes na camada
de valência do átomo central.
• A melhor disposição de determinado número de
pares de elétrons é a que minimiza as repulsões
entre eles.
Teoria RPECV
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos.
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais
átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação simples.
3. Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central.
4. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central, aos pares.
5. Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um
“octeto”, tente ligações múltiplas.
Exemplos: CCl4 ; SF4 ; CO3
2-
Desenhando as estruturas 
de Lewis
A RPECV pode ser representada pela notação AXE 
AX2
AX3
AX3E
AX4
AX2E
AX2E2
AX5
AX6
AX4E
AX3E2
AX2E3
AX5E
AX4E2
ou Tetraédrica irregular
sp
sp2 sp
3
sp3d
sp3d2
• Ao considerarmos a geometria ao
redor do átomo central, consideramos
todos os elétrons (pares solitários e
pares ligantes).
• Quando damos nome à geometria
molecular, focalizamos somente na
posição dos átomos.
Geometria 
molecular da água 
é angular!
Formas espaciais moleculares
O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações
múltiplas nos ângulos de ligação
• No nosso modelo experimental, o ângulo de ligação H-X-H diminui ao
passarmos do C para o N e para o O:
• 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.
104.5O107O
N
HHH
C
H
HHH
109.5O
O
HH
Modelo RPECV
O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações
múltiplas nos ângulos de ligação
Modelo RPECV
O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações
múltiplas nos ângulos de ligação
• Da mesma forma, os elétrons nas ligações múltiplas
se repelem mais do que os elétrons nas ligações
simples.
C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
Modelo RPECV
Formas espaciais de moléculas maiores
• Em todas as moléculas, as formas geométricas básicas se 
repetem;
• No ácido acético, CH3COOH, existem três átomos centrais;
• Atribuímos a geometria ao redor de cada átomo central 
separadamente.
: :
Tetraédrica Tetraédrica
Trigonal 
plano
Modelo RPECV
• 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, portanto o CO2 é uma
molécula apolar.
Forma molecular e polaridade molecular
Forma molecular e polaridade molecular
• Na água, a molécula não é linear e os dipolos de ligação não se 
cancelam.
• Conseqüentemente, a água é uma molécula polar.
A polaridade como um todo de uma molécula depende
de sua geometria molecular.
Forma molecular e polaridade molecular
• As estruturas de Lewis e o modelo RPECV 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 a teoria de ligação de valência (TLV):
• As ligações formam quando os orbitais nos átomos se 
superpõem.
• Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de 
orbitais.
Ligação covalente e superposição de 
orbitais
Teoria de Ligação de Valência
• À medida que dois núcleos se aproximam, seus orbitais
atômicos se superpõem.
• À medida que a superposição aumenta, a energia de interação
diminui.
• A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada.
• A energia mínima corresponde à distância de ligação (ou
comprimento de ligação).
• Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos
começam a se repelir e a energia aumenta.
Ligação covalente e superposição de 
orbitais
Existe sempre uma distância ideal entre os dois núcleos unidos 
em uma ligação covalente
A Teoria da Ligação de Valência
Esta teoria diz que todas as
ligações químicas são formadas
por orbitais semi-preenchidos
que se sobrepõem
Estudando a molécula da água:
Oxigênio 
Portanto, pela TLV, ele pode fazer
duas ligações com a seguinte 
geometria:
Ângulos de 90º??
Indo mais adiante...
Estudando o Carbono 
Pela TLV, a substância mais simples formada por C e H 
deveria portanto ser o CH2
No entanto, a substância mais simples
formada por carbono e hidrogênio
é o METANO, CH4 
Como explicar isso ???
CH2 não 
existe !!!
Com a Teoria 
da 
Hibridização!
A Teoria da Hibridização diz que os orbitais puros
podem se fundir para formar novos orbitais,
menos energéticos e, portanto, mais estáveis.
Teoria de Orbitais híbridos
• Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para
adotarem uma geometria adequada para a ligação.
Orbitais híbridos sp
• Considere a molécula de BeF2 (sabe-se experimentalmente que
ela existe):
Teoria de Orbitais híbridos
Orbitais híbridos sp
• O Be tem uma configuração eletrônica 1s22s2.
• Não existem elétrons desemparelhados disponíveis para
ligações.
• Concluímos que os orbitais atômicos não são adequados
para descreverem os orbitais nas moléculas.
• Sabemos que o ângulo de ligação F-Be-F é de 180 (teoria de 
RPECV).
• Sabemos também que um elétron de Be é compartilhado com 
cada um dos elétrons desemparelhados do F.
Teoria de Orbitais híbridos
Orbitais híbridos sp
• Admitimos que os orbitais do Be na ligação Be-F estão distantes de 
180.
• Poderíamos promover um elétron do orbital 2s no Be para o orbital 2p
para obtermos dois elétrons desemparelhados para a ligação.
• Mas a geometria ainda não está explicada. 
• Podemos solucionar o problema admitindo que o orbital 2s e um 
orbital 2p no Be misturam-se ou formam um orbital híbrido.
• O orbital híbrido surge de um orbital s e de um orbital p e é chamado
de orbital híbrido sp.
• Já que somente um dos orbitais 2p do Be foi utilizado na hibridização, 
ainda existem dois orbitais p não-hibridizados no Be.
1s2 2s2 2p 1s2 2s 2p
Teoria de Orbitais híbridos
Hibridização do Be
Be: [He] 2s2
1s2 2s2 2p 1s2 2s 2p
1s2 sp 2p
Orbitais híbridos
Teoria de Orbitais híbridos
Orbitais híbridos sp
• Os lóbulos dos orbitais híbridos sp estão a 180º de distância
entre si.
Orbitais híbridos sp2 e sp3
• Importante: quando misturamos n orbitais atômicos, devemos
obter n orbitais híbridos.
• Os orbitais híbridos sp2 são formados com um orbital s e dois
orbitais p. (Conseqüentemente, resta um orbital p não-
hibridizado.)
• Os grandes lóbulos dos híbridos sp2 encontram-se em um plano
trigonal.
• Todas as moléculas com arranjos trigonais planos têm orbitais
sp2 no átomo central.
Teoria de Orbitais híbridos
Orbitais híbridos sp2 e sp3
• Os orbitais híbridos sp3 são formados a partir de um orbital s e 
três orbitais p. Conseqüentemente, há quatro lóbulos grandes.
• Cada lóbulo aponta em direção ao vértice de um tetraedro.
• O ângulo entre os grandes lóbulos é de 109,5.
•Todas as moléculas com arranjos tetraédricos são hibridizadas
sp3. 
Teoria de Orbitais híbridos
Orbitais híbridos sp2 e sp3
Orbitais híbridos sp3
Explica a 
geometria da 
água!
Resumindo
1. Desenhe a estrutura de Lewis para a molécula ou íon.
2. Determine o arranjo usando o modelo RPECV.
3. Especifique os orbitais híbridos necessários para acomodar os
pares de elétrons com base em seu arranjo geométrico.
Orbitais híbridos
• Ligações : a densidade eletrônica
encontra-se no eixo entre os
núcleos.
• Todas as ligações simples são
ligações .
• Ligações : a densidade eletrônica
encontra-se acima e abaixo do
plano dos núcleos.
• Uma ligação dupla consiste de uma
ligação  e de uma ligação .
• Uma ligação tripla tem uma ligação
 e duas ligações .
• Normalmente, os orbitais p
envolvidos nas ligações  vêm de
orbitais não-hibridizados.
Ligações múltiplas
Ligação pi (): 
superposição lateral de 
orbitais p
O etileno, C2H4, tem:
• Cada átomo de carbono possui três ligações  e 
uma ligação ;
• ambos os átomos de C estão hibridizados sp2;
• ambos os átomos de C possuem arranjos e 
geometrias moleculares trigonais planos.
Ligações múltiplas
Ligações múltiplas
Ligações múltiplas
Considere o acetileno, C2H2
• o arranjo de cada C é linear;
• conseqüentemente, os átomos de C são hibridizados sp;
• os orbitais híbridos sp formam as ligações  C-C e C-H;
• há dois orbitais p não-hibridizadas;
• ambos os orbitais p não-hibridizados formam as duas
ligações ;
• uma ligação  está acima e abaixo do plano dos núcleos;
• uma ligação  está à frente e atrás do plano dos núcleos.
Ligações múltiplas
Ligações múltiplas
Ex.: Acetileno
Exercício:
Considerando os compostos:
SbCl6
- ; ClO3
- ; CdI3
- ; XeF4 ; H2CO ;
Desenhe a representação de Lewis e utilize a teoria de RPECV
para:
a) Determinar a geometria molecular,
b) Determinar a geometria ocupada pelos pares eletrônicos ao
redor do átomo central,
c)Determinar o tipo de hibridização, e demonstrar a
distribuição dos elétrons na representação em quadrículas,
d) Determinar o número de ligações s e p em cada molécula ou
íon