Ligação Química

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1 
Universidade Federal da Grande Dourados 
Faculdade de Ciências Exatas e Tecnologia 
Química Licenciatura e Bacharelado 
Disciplina: Química Geral I 
Ligações Químicas 
 Profª. Drª. Bárbara Tirloni 
Dourados, agosto de 2013. 
2 
Por que se forma uma ligação química??? 
 
 
 
 
 
Porque a energia do sistema diminui 
Ligação Química 
3 
Quando uma molécula será formada??? 
 
 
 
 
 
• Uma molécula será formada somente se for mais estável e tiver 
menor energia do que os átomos individuais. 
 
 
 
• A formação de ligações químicas envolve normalmente só os 
elétrons do nível mais externo do átomo e, através da formação de 
ligações, cada átomo adquire uma configuração eletrônica estável. 
Ligação Química 
4 
Os átomos adquirem configuração estável de 3 formas: 
 
 
 
 
 
 
 Perdendo, 
 
 recebendo ou 
 
 compartilhando par de elétrons 
 
 
 
Tipos de Ligações 
5 
• Eletropositivos: cujos átomos perdem um ou mais elétrons com 
facilidade; 
 
 
 
• Eletronegativos: cujos átomos recebem elétrons com facilidade; 
 
 
 
• Elementos com reduzida tendência de receber ou doar elétrons. 
Os elementos podem ser classificados em: 
6 
• elemento eletropositivo + elemento eletronegativo = Ligação Iônica 
 
 
 
• elemento eletronegativo + elemento eletronegativo = Ligação Covalente 
 
 
 
• elemento eletropositivo + elemento eletropositivo = Ligação Metálica 
Os elementos podem ser classificados em: 
Dependendo do caráter eletropositivo ou eletronegativo dos átomos 
envolvidos, 3 tipos de ligações químicas podem ser formadas: 
7 
• Envolve a transferência completa de um ou mais elétrons de um 
átomo para outro. Ex.: NaCl 
Os elementos podem ser classificados em: Ligação Iônica 
8 
• Envolve o compartilhamento de um par de elétrons entre dois 
átomos. Ex.: NH3 
Os elementos podem ser classificados em: Ligação Covalente 
9 
• Os elétrons de valência são livres para se moverem livremente por 
todo o cristal. 
Os elementos podem ser classificados em: Ligação Metálica 
Poucas ligações são totalmente iônicas, covalentes ou metálicas. A 
maioria das ligações são intermediárias entre esses três tipos e 
possuem algumas características de duas delas, às vezes das três. 
10 
• É consequência da atração eletrostática entre íons com cargas 
opostas; 
 
Quando se formam ligações iônicas? 
 
 
• Formam-se ligações iônicas quando elementos eletropositivos 
reagem com elementos eletronegativos; 
 
 
Exemplo: 
• Quando sódio e cloro reagem entre si, o elétron do nível mais 
externo do átomo de sódio (1s2 2s2 2p6 3s1) é transferido para o 
átomo de cloro (que apresenta configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 
3p5), de modo a formar íons sódio, Na+, e íons cloreto, Cl-. 
Os elementos podem ser classificados em: 
LIGAÇÃO IÔNICA 
11 
• A atração eletrostática entre os íons positivos e negativos os 
mantém juntos num retículo cristalino. O processo é favorecido pois 
os dois átomos atingem configuração eletrônica estável de gás 
nobre, tal que NaCl é formado. 
 
 
 
 
 
• Pode ser ilustrado por diagrama de Lewis, no qual os elétrons 
externos são representados por pontos: 
Na + Cl [Na]+ [ Cl ]-
átomo de sódio átomo de cloro íon sódio íon cloreto
Ligação Iônica 
12 
• A energia necessária para a formação de ligações iônicas é 
favorecida, em sua maior parte, pela atração coulômbica entre íons 
de cargas opostas. 
Os elementos podem ser classificados em: 
Ligação Iônica 
• Forte atração coulômbica 
explica as propriedades típicas 
dos sólidos iônicos: 
- Altos pontos de fusão 
 
 
- Fragilidade 
Ligação Iônica 
13 
• Os metais são efetivamente grandes e apresentam uma quantidade 
muito grande de orbitais atômicos que interagem para produzir orbitais 
moleculares que se estendem por toda a amostra; 
 
 
 
• As propriedades mais conhecidas dos metais resultam deste tipo de 
ligação e da deslocalização dos elétrons por todo o sólido; 
 
 
 
• É característica dos elementos com baixas energias de ionização. 
Ligação Metálica 
LIGAÇÃO METÁLICA 
14 
O que é a Energia de Ionização? 
 
• É a energia necessária para arrancar 1 elétron de um átomo no 
estado gasoso 
D
im
in
u
i 
Grupo 
A(g) A
+
(g) + e
-
(g)
• Nesse sentido aumenta o 
tamanho do átomo, 
diminuindo a atração 
nuclear sobre os elétrons. 
Ligação Metálica 
Período 
Diminui 
• Nesse sentido diminui a 
carga nuclear (número 
atômico) dos átomos, 
portanto, diminui a atração 
do núcleo sobre os elétrons. 
15 
Propriedades Gerais dos Metais 
• Condutores de eletricidade e calor; 
 
 
 
• Apresentam brilho metálico característico – altos índices de 
reflexão; 
 
 
 
• São maleáveis e dúcteis; 
 
 
 
• Formam ligas com facilidade. 
Ligação Metálica 
16 
Condutividade 
• Todos os metais são condutores de eletricidade e calor; 
Fatores que explicam a 
condutividade e as 
ligações nos metais 
Nº de elétrons na CV 
Presença de orbitais 
desocupados na CV 
• A condutividade dos metais decresce com o aumento da 
temperatura; 
Ligação Metálica 
17 
Condutividade dos Sólidos Inorgânicos 
• A condutividade elétrica origina-se da mobilidade dos elétrons em 
resposta ao campo elétrico oscilante de um feixe de luz incidente ou a 
uma diferença de potencial; 
 
 
• A alta condutividade térmica também é consequência da mobilidade 
eletrônica; 
Critério para distinguir entre um condutor metálico e um 
semicondutor 
Dependência de sua condutividade elétrica em relação à 
temperatura 
Ligação Metálica 
18 
Condutor Metálico: Condutividade elétrica decresce com o aumento da 
temperatura; 
Semicondutor: Condutividade elétrica aumenta com o aumento da 
temperatura; 
Sólido Isolante: Condutividade elétrica muito baixa; 
Supercondutores: É uma classe especial de materiais que têm resistência 
elétrica zero abaixo de uma temperatura crítica. 
Ligação Metálica 
19 
A explicação sobre propriedades características dos metais 
TEORIA DAS BANDAS 
Ligação Metálica 
20 
Formação de Bandas pela Sobreposição de Orbitais Atômicos 
A sobreposição de um grande nº de OAs em um sólido produz um 
grande nº de OMs com energias muito próximas 
BANDA – praticamente contínua de níveis de energia 
As bandas são separadas 
por falhas, que são valores 
de energia para os quais não 
há orbitais moleculares 
Ligação Metálica 
21 
Banda s – formada a partir de orbitais s 
Banda p – formada a partir da sobreposição de orbitais p 
Banda d – formada pela sobreposição de orbitais d 
Ligação Metálica 
22 
(a) Pelo fato dos orbitais p terem uma 
energia maior que os orbitais s da mesma 
CV, frequentemente temos uma separação 
de energia entre as bandas s e p 
(a) 
(b) 
(b) Se as bandas se espalham por uma 
ampla faixa de energia e as energias dos 
OAs s e p são similares  Sobreposição 
das bandas 
Ligação Metálica 
23 
• A sobreposição dos orbitais s, p e d pode ocorrer em muitos 
compostos sólidos, particularmente para os orbitais de valência 
mais espalhados espacialmente, formando bandas. 
A descrição dos níveis de energia em qualquer material sólido 
pode ser expressa em termos de BANDAS 
Ligação Metálica 
24 
O que é o Nível de Fermi? 
É o orbital mais alto ocupado a T = 0; ele encontra-se próximo ao 
centro da banda 
Quando a banda não está completamente 
preenchida,os elétrons próximos ao nível de 
Fermi podem ser facilmente promovidos para 
níveis vazios vizinhos. 
Eles são móveis e podem deslocar-se 
com uma relativa liberdade através do 
sólido 
E a substância um condutor elétrico 
Ligação Metálica 
25 
Isolante: Um sólido é um isolante se uma quantidade suficiente de 
elétrons está presente para preencher completamente uma banda e 
existe uma grande separação de energia até o próximo orbital vazio 
disponível 
Ligação Metálica 
26 
• A discussão mais elementar da ligação covalente se baseia no 
compartilhamento de pares de elétrons; 
 
 
 
• Essa abordagem foi introduzida por Lewis em 1916; 
 
 
 
• Desde então, nosso entendimento de ligação tem sido muito 
enriquecido, experimental e teoricamente, em especial por meio do 
desenvolvimento da Teoria dos Orbitais Moleculares. 
LIGAÇÃO COVALENTE 
27 
• Lewis percebeu que ele poderia justificar a existência de um grande 
número de moléculas propondo a REGRA DO OCTETO 
Cada átomo compartilha elétrons com seus átomos 
vizinhos para atingir um total de oito elétrons de valência 
Ligação Covalente 
O
H H
28 
• A maioria dos átomos leves atinge uma configuração eletrônica 
estável quando estão rodeados por 8 elétrons; 
 
 
 
• Esse octeto pode ser formado por elétrons provenientes do 
próprio átomo e por elétrons “compartilhados” com outros átomos; 
 
 
 
• Assim, os átomos continuam a formar ligações até completarem 
um octeto de elétrons. Essa tendência é conhecida como Regra do 
Octeto. 
A Regra do Octeto 
Ligação Covalente 
29 
• Explica as VALÊNCIAS observadas em um grande número de 
casos; 
 
 
 
• Contudo há exceções, por exemplo, o hidrogênio torna-se estável 
com apenas dois elétrons; 
 
 
 
• O átomo de oxigênio completa o octeto compartilhando dois de 
seus elétrons, para formar a molécula de água (H2O): 
A Regra do Octeto 
Ligação Covalente 
O
H H
O
HH
Diagrama de Lewis
30 
• Apesar das exceções, a regra do octeto é muito útil e EXPLICA 
satisfatoriamente o nº LIGAÇÕES FORMADAS em moléculas simples 
 
 
 
• Contudo NÃO fornece nenhuma explicação sobre a ESTRUTURA 
DAS MOLÉCULAS; 
 
 
 
• Os elementos do segundo período da tabela periódica obedecem 
muito bem a regra do octeto, mas os elementos dos períodos 
seguintes apresentam desvios em relação a ela. 
A Regra do Octeto 
Ligação Covalente 
31 
- Jeremy I. Musher (1969) 
MOLÉCULA HIPERVALENTE: contém um ou mais elementos que 
apresentam mais que 8 elétrons na camada de valência = Expansão 
do octeto 
Exemplos: PCl5: 
SF6: 
AX5 
bipirâmide trigonal 
AX6 
octaédrica 
10 elétrons 
12 elétrons 
Ligação Covalente 
ClP
Cl
Cl
Cl
Cl
P Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
S
F
F F
F
F
F
S
F
F
F
F
F
F
32 
• A explicação da hipervalência e da expansão do octeto, 
geralmente, invoca a disponibilidade de orbitais “d” parcialmente 
preenchidos de baixa energia, os quais podem acomodar elétrons 
adicionais; 
 
 
 
• Entretanto, a verdadeira razão para a raridade da hipervalência no 
segundo período: 
 
 
 
 pode ser devido a dificuldade geométrica de se agregar mais do que 
quatro átomos ao redor de um único átomo central pequeno, 
podendo, de fato, ter pouco a ver com a disponibilidade de orbitais 
“d” . 
A Regra do Octeto 
Ligação Covalente 
33 
• O modelo RPECV é uma simples extensão das ideias de Lewis 
sendo surpreendentemente eficiente na previsão das FORMAS das 
moléculas poliatômicas 
Modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
Ligação Covalente 
34 
 
• Foi proposta por Linus Pauling que recebeu o Prêmio Nobel em 
Química em 1954; 
 
 
 
 
• Foi a 1ª teoria quanto-mecânica a ser desenvolvida, e pode ser 
considerada como uma forma de expressar os conceitos de Lewis em 
termos de funções de onda; 
 
 
 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Ligação Covalente 
35 
 
 
• Primeira descrição da ligação covalente em termos de orbitais 
atômicos; 
 
 
 
 
• Superposição de orbitais atômicos  formação de ligação; 
 
 
 
 
• A força da ligação é proporcional à superposição dos orbitais 
atômicos; 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Ligação Covalente 
36 
• Pela TLV, as ligações se formam quando elétrons 
desemparelhados de orbitais atômicos da camada de valência 
formam pares 
 
 
 
• Os orbitais atômicos que eles ocupam se superpõem frontalmente 
para formar ligações  ou lateralmente para formar ligações . 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Ligação Covalente 
:  : 
37 
• Geralmente, o número de ligações formadas por um átomo é igual 
ao número de elétrons desemparelhados existentes no estado 
fundamental. 
 
 
• Contudo, em muitos casos os átomos podem formar mais 
ligações do que as previstas dessa maneira. 
 
 
 
• Isso ocorre através da excitação do átomo (fornecendo-lhe 
energia), quando elétrons emparelhados no estado fundamental são 
desemparelhados e ocupam orbitais vazios adequados 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Ligação Covalente 
Aumenta o nº de elétrons desemparelhados e, 
consequentemente, o número de ligações 
38 
Duas deficiências: 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Ligação Covalente 
• a incapacidade de explicar a tetravalência do C; 
 
• ângulos de ligação. 
Superadas pela introdução de dois aspectos novos: 
- PROMOÇÃO 
 
- HIBRIDIZAÇÃO 
39 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Ligação Covalente 
PROMOÇÃO: 
Excitação de um elétron para um nível de 
maior energia durante a formação da ligação. 
1º) Promoção do elétron de um orbital de menor energia para um 
de energia mais alta (não espontâneo = requer energia); 
 
 
2º) Esta energia consumida é compensada pela formação da 
ligação química (libera uma determinada quantidade de energia). 
40 
Teoria da Ligação de Valência (TLV) 
Ligação Covalente 
C no estado excitado: 
[He] 2s1 2px
1 2py
1 2pz
1 
2s 
2p 
Após a promoção de um elétron do 
orbital “2s” para um orbital “2p” vazio, o 
átomo de C fica com quatro elétrons 
desemparelhados disponíveis para a 
ligação!!! 
C no estado fundamental: 
 [He] 2s2 2px
1 2py
1 
2s 
2p 
Somente dois orbitais “2p” 
incompletos estão disponíveis 
para a ligação!!! 
41 
Ligação Covalente 
HIBRIDIZAÇÃO: A combinação linear das funções de onda dos 
orbitais atômicos. 
Orbitais atômicos do mesmo átomo se 
combinam para formar orbitais híbridos 
que podem interagir mais efetivamente 
com os orbitais de outros átomos, 
produzindo ligações mais fortes. 
• Foi concebida para descrever algumas moléculas do tipo AXn 
(A = átomo central ligado a n átomos X) 
42 
Ligação Covalente 
É um engano comum admitir que a hibridização é a causa de uma 
determinada estrutura molecular 
A razão pela qual uma dada estrutura é adotada é a sua energia 
• A hibridização é uma etapa teórica. O estado hibridizado não 
pode ser detectado nem mesmo espectroscopicamente; 
 
 
• As energias dos orbitais híbridos não podem ser medidas, 
apenas estimadas teoricamente. 
HIBRIDIZAÇÃO 
43 
Ligação Covalente 
A combinação dos orbitais s e p é aceita sem reservas, mas o 
envolvimento de orbitais d na hibridização está sujeito à 
controvérsias 
Para haver uma combinação efetiva as energias dos 
orbitais envolvidos devem ser aproximadamente iguais 
Exemplo: BF3 
Por que? 
HIBRIDIZAÇÃO 
44 
Para elementos do terceiroperíodo em diante: 
Há a possibilidade de utilização dos orbitais d 
para formar ligações 
Ligação Covalente 
Participação do Orbital d nas Ligações em Moléculas 
45 
Ligação Covalente 
• Geralmente os orbitais d são muito volumosos e de energia 
muito elevada para permitir uma combinação efetiva com os 
orbitais s e p 
• Diversos fatores influenciam no tamanho dos orbitais. O mais 
importante é a carga do átomo. 
Exemplo: PCl5 
Participação do Orbital d nas Ligações em Moléculas 
46 
PCl5 
• Se o átomo de P estiver ligado a um elemento bastante 
eletronegativo, esse elemento atrai mais fortemente os elétrons da 
ligação introduzindo δ+ no P. 
• Os elétrons serão atraídos em direção ao núcleo provocando uma 
contração dos orbitais 
• De modo que os orbitais 3d fiquem com uma energia 
suficientemente próxima de 3s e 3p permitindo a hibridização 
Ligação Covalente 
47 
FÓSFORO NO PCℓ5: 
ESTADO FUNDAMENTAL ESTADO EXCITADO 
3d 
3s 
3p 
3p 
3s 
3d 
Ligação Covalente 
48 
HIBRIDIZAÇÃO: sp3d 
• Átomo de P depois de compartilhar 5 elétrons com átomos de Cl na 
molécula de PCl5: 
3s 3p 3d
Ligação Covalente 
• Fósforo: 5 ligações = 5 lóbulos (orbitais)  5 orbitais híbridos sp3d 
 
• Hibridização sp3d – geometria bipirâmide trigonal 
• Eletronegatividade  contração dos orbitais d  ligações !!! 
PCl5 
49 
Ligação Covalente 
ClP
Cl
Cl
Cl
Cl
P Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Geometria: bipirâmide trigonal 
50 
Por que o PH5 não existe? 
• Átomos de H não são capazes de provocar uma CONTRAÇÃO tão 
acentuada nos orbitais d 
Parece provável que os orbitais d realmente 
participem das ligações nos casos em que ocorre 
uma CONTRAÇÃO SIGNIFICATIVA dos mesmos 
Ligação Covalente 
51 
Por que o PH5 não existe? 
• Átomos de H não são capazes de provocar uma CONTRAÇÃO tão 
acentuada nos orbitais d 
Parece provável que os orbitais d realmente 
participem das ligações nos casos em que ocorre 
uma CONTRAÇÃO SIGNIFICATIVA dos mesmos 
Ligação Covalente 
52 
ENXOFRE NO SF6: 
ESTADO FUNDAMENTAL ESTADO EXCITADO 
3d 
3s 
3p 
3p 
3s 
3d 
Ligação Covalente 
53 
HIBRIDIZAÇÃO: sp3d2 
• Átomo de S depois de compartilhar 6 elétrons com átomos de F na 
molécula de SF6: 
Ligação Covalente 
3s 3p 3d
54 
Geometria: Octaédrica 
Ligação Covalente 
• Enxofre: 6 ligações = 6 lóbulos (orbitais)  6 orbitais híbridos sp3d2 
 
• Hibridização sp3d2 – geometria octaédrica 
SF6 
S
F
F F
F
F
F
S
F
F
F
F
F
F
55 
Nº de Orbitais 
mais externos 
 
Tipos de 
hibridização 
Distribuição dos 
orbitais híbridos no 
espaço 
Exemplos 
2 sp Linear BeF2 
3 sp2 Trigonal Plana BF3 
4 sp3 Tetraédrica CCl4 
5 dsp3 Bipirâmide 
Trigonal 
PCl5 
6 d2sp3 Octaédrica SF6 
7 d3sp3 Bipirâmide 
Pentagonal 
IF7 
4 dsp2 Quadrática [Ni(CN)4]
2- 
Alguns conjuntos importantes de orbitais híbridos: 
Ligação Covalente 
56 
• Ligação : tem simetria cilíndrica ao redor do eixo internuclear. Os 
orbitais s e pz são os únicos que contém essa propriedade. A 
densidade se concentra entre os dois átomos e sobre o eixo que une 
os dois átomos. 
 
 
 
 
 
• Ligação : se origina da sobreposição lateral entre dois orbitais p 
(px ou py). 
Ligação Covalente 
 A forma da molécula é determinada pela ligação  e pelos pares 
isolados, e não pelas ligações . As ligações  simplesmente 
diminuem o comprimento das ligações. 
57 
• Uma ligação simples é uma ligação  
 
• Uma ligação dupla é uma ligação  mais uma ligação  
 
• Uma ligação tripla é uma ligação  mais duas ligações  
 
 
 
 
 
Quantas ligações  e quantas ligações  existem em: 
 
(a) CO2? duas  e duas  
 
(b) CO? uma  e duas  
 
 
 
 
Ligação Covalente 
58 
Falhas da TLV: 
 
- Não fornece explicação dos espectros eletrônicos e nem porquê as 
propriedades magnéticas variam com a temperatura; 
 
 
- Há dúvidas sobre a participação de orbitais d na hibridização, o que 
tem contribuído para o declínio dessa teoria; 
 
 
 
Vantagens da TLV: 
 
- Continua sendo muito usada, e ela fornece uma base para a 
descrição simples de moléculas inorgânicas pequenas. 
Ligação Covalente 
59 
Surgiu como um modelo aprimorado de ligação química, dentro do contínuo 
esforço para explicar de forma adequada certas propriedades moleculares 
(ex.: paramagnetismo do O2). 
Teoria dos Orbitais Moleculares 
60 
Teoria de Ligação pela Valência 
• Linus Pauling; 
• Os elétrons de valência estão 
localizados entre os átomos (ou 
são pares isolados); 
• Orbitais atômicos semi- 
preenchidos sobrepõe-se para 
formar ligações. 
Principais diferenças: 
Teoria dos Orbitais Moleculares 
• Robert Mulliken; 
• Os elétrons de valência são 
deslocalizados; 
• Os elétrons de valência estão 
em orbitais (chamados de 
orbitais moleculares) que se 
espalham por toda a molécula. 
61 
• Princípio da conservação: N orbitais atômicos  N orbitais moleculares; 
• A ocupação dos orbitais moleculares segue a regra de Hund e o princípio de 
exclusão de Pauli; 
• Regra de Hund – a configuração mais estável, em orbitais de mesma 
energia, é aquela em que existe o maior número possível de elétrons com 
spins paralelos; 
• Princípio de Exclusão de Pauli – cada orbital molecular pode ser ocupado 
por até dois elétrons e devem estar emparelhados (↑↓). 
 
62 
Princípio Básico: 
Combinação linear de orbitais 
atômicos dos átomos 
constituintes (CLOA) 
Formação de orbitais 
moleculares, deslocalizados 
sobre toda a molécula 
H1sa H1sb H1sa + H1sb 
Ψab = ca a + cb b 
Função de onda que descreve os 
OMs formados através da CLOA 
Coeficiente “c” mostra o quanto 
cada OA contribui para cada OM 
63 
 Os sinais relativos dos coeficientes na CLOA têm papel muito 
importante na determinação das energias dos orbitais; 
 Os sinais relativos determinam se os orbitais atômicos interferem 
construtiva ou destrutivamente em diferentes regiões da molécula e, 
portanto, conduz a um aumento ou a uma redução da densidade eletrônica 
nessas regiões. 
Coeficientes (c) na CLOA: 
64 
 As funções de onda dos orbitais atômicos são combinados 
matematicamente para produzir as funções de onda dos OMs resultantes, 
que mostram a(s) região(ões) de maior probabilidade de encontrar o elétron. 
Funções de Onda (Ψ): 
65 
 O quadrado da função de onda (Ψ2) de um elétron nos dá 
informações acerca da distribuição de probabilidade para o elétron na 
molécula; 
 Um elétron em um orbital molecular é provavelmente encontrado 
onde o orbital tem uma grande amplitude e não será encontrado em 
nenhum de seus nós. 
66 
Distribuição Espacial dos Orbitais Moleculares: 
1) os OAs tiver energias comparáveis; 
 
2) os OAs se sobrepor de maneira significativa. 
 A combinação entre dois OAs de átomos vizinhos levando a 
formação de dois OMs será efetiva se: 
 
67 
Consequências para a formação da ligação química: SOBREPOSIÇÃO 
Orbital Molecular Ligante (Ψ+) – se 
origina da interferência construtiva 
entre dois OA vizinhos. 
Aumento na densidade 
eletrônica da região 
internuclear. 
68 
Consequências para a formação da ligação química: SOBREPOSIÇÃO 
Orbital Molecular Antiligante (Ψ-) – se 
origina da interferência destrutiva entre 
dois OA vizinhos, que cancelam suas 
amplitudes, dando origem a um plano 
nodal entre os dois núcleos. 
Diminuição dadensidade eletrônica 
da região internuclear. 
69 
Consequências para a formação da ligação química: SOBREPOSIÇÃO 
• Apresenta mesma energia que os OA originais; 
• A ocupação deste orbital não estabiliza nem desestabiliza a molécula; 
• É um OM que consiste em um único orbital em um átomo, talvez porque 
não exista um OA no átomo vizinho com a simetria correta para ele se 
sobrepor. 
Orbital Molecular Não-Ligante 
70 
Diagrama dos Níveis de Energia dos Orbitais Moleculares para a molécula de H2 
A molécula de H2 tem uma energia menor que a dos átomos separados 
porque os dois elétrons podem ocupar o orbital molecular ligante (Ψ+) 
Ambos elétrons contribuem 
para a redução da energia 
71 
Tipos de Orbitais moleculares 
Orbitais σ: formados pela sobreposição dos orbitais atômicos que têm 
simetria cilíndrica em torno do eixo internuclear (z). 
Um orbital σ pode ser formado de várias maneiras: 
72 
Tipos de Orbitais moleculares 
Orbitais π: formados pela sobreposição lateral dos orbitais atômicos px e py - 
contém um plano nodal no eixo interplanar. 
73 
Tipos de Orbitais moleculares 
Orbitais δ: formados pela sobreposição dos orbitais atômicos d. 
Interação lateral de dois orbitais dx
2
-y
2 
74 
Planos Nodais – regiões onde a densidade eletrônica (Ψ2) é nula, pois Ψ é 
nula (troca de sinal da função de onda); 
Plano Nodal 
• Importante para definir as energias dos orbitais; 
• Quanto mais planos nodais  maior o caráter antiligante  maior a energia 
75 
Combinação de Orbitais Atômicos s-s para formar Orbitais Moleculares σ 
São possíveis duas combinações lineares das funções de onda: 
1) Aquela em que os sinais das duas funções de onda são iguais; 
2) Aquela em que os sinais das duas funções de onda são diferentes; 
76 
Combinação de Orbitais Atômicos s-p para formar Orbitais Moleculares σ 
• Um orbital s pode se combinar com um orbital p, desde que seus lóbulos 
estejam orientados ao longo do eixo que une os dois núcleos 
77 
Combinação de Orbitais Atômicos p-p para formar Orbitais Moleculares σ 
• Um orbital p pode se combinar com outro orbital p, desde que seus lóbulos 
estejam orientados ao longo do eixo que une os dois núcleos. 
78 
Combinação de Orbitais Atômicos p-p para formar Orbitais Moleculares π 
• Ocorre a sobreposição lateral entre os orbitais atômicos p. 
79 
Combinação de Orbitais Atômicos p-d para formar Orbitais Moleculares π 
• Como os orbitais não se encontram ao longo do eixo que une os dois núcleos, 
a interação deve ser do tipo π 
80 
Combinação não-ligante de orbitais 
• As simetrias dos orbitais atômicos são diferentes 
Algumas combinações não-ligantes de OAs 
81 
Orbitais de Fronteira: Homo e Lumo 
HOMO – orbital molecular ocupado de mais alta energia – é o último a ser 
ocupado 
LUMO – orbital molecular vazio de mais baixa energia 
Lumo – σ*2px 
Para a molécula de F2: 
Homo – π*2p 
82 
Propriedade de Ligação 
Ordem de Ligação: quantifica o número de ligações entre dois átomos. 
O.L. = ½(nº de elétrons ligantes – nº de elétrons antiligantes) 
Quanto maior é a ordem de ligação entre um dado par de átomos, 
maior é a força da ligação. 
83 
Ex. da aplicação da teoria de OMs para Moléculas Diatômicas Homonucleares 
A molécula de O2: 
Configuração Eletrônica: σ2s2, σ*2s2, σ2px
2, 
π2py
2, π2pz
2, π*2py
1, π*2pz
1 
Ordem de Ligação = (8-4)/2 = 2 
A existência de dois elétrons desemparelhados 
com spins paralelos explica porque o oxigênio 
é paramagnético 
O: 1s2, 2s2, 2p4 
Para O2: 12 elétrons de 
valência podem ser 
acomodados em 8 OMs. 
84 
Ex. da aplicação da teoria de OMs para Moléculas Diatômicas Homonucleares 
A molécula de He2: 
Ordem de Ligação = (2-2)/2 = 0 
Configuração Eletrônica: σ1s2, σ*1s2 
Não há formação de ligações 
e essa molécula não deve 
existir!!! 
He: 1s2 
Para He2: 4 elétrons de 
valência podem ser 
acomodados em 2 OMs. 
85 
Ex. da aplicação da teoria de OMs para Moléculas Diatômicas Heteronucleares 
A molécula de CO: 
Ordem de Ligação = (8-2)/2 = 3 
Configuração Eletrônica: 1σ2, 2σ2, 1π4, 3σ2 
C: 1s2, 2s2, 2p2 
O: 1s2, 2s2, 2p4 
Para CO: 10 elétrons de 
valência podem ser 
acomodados em 8 OMs. 
86 
Em resumo, T.O.M. 
• Conservação do número de orbitais 
• Energia O.M. ligante < Energia O.A. < Energia O.M. antiligante 
• A ocupação dos orbitais moleculares segue a regra de Hund e o 
Princípio da Exclusão de Pauli 
• A combinação é mais eficaz quando as energias dos orbitais é similar 
87 
Ressonância 
• Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas 
corretamente por uma única estrutura de Lewis. Ex.: íon nitrato, NO3
-: 
 
• As três estruturas de Lewis diferem somente na posição da dupla. Elas 
são igualmente válidas e possuem a mesma energia. A evidência 
experimental é que as ligações do íon nitrato são todas iguais. 
• Ressonância = fusão de estruturas que têm o mesmo arranjo de átomos 
e arranjos diferentes de elétrons. Ela distribui o caráter de ligação 
múltipla sobre uma molécula e diminui sua energia. 
88 
Ressonância 
• A estrutura resultante da fusão é um híbrido de ressonância das 
estruturas de Lewis que contribuem; 
 
• Os elétrons que podem ocupar posições diferentes nas estruturas de 
ressonância são chamados de elétrons deslocalizados; 
 
• Consequência importante da ressonância = estabiliza a molécula pelo 
abaixamento da energia total 
89 
Carga Formal 
• A carga formal representa o número de elétrons que um átomo ganha ou 
perde quando participa de uma ligação perfeitamente covalente com 
outros átomos; 
 
 
• Exagera o caráter covalente das ligações, quando supõe que todos os 
elétrons são compartilhados igualmente; 
 
 
 
• A soma das cargas formais em uma estrutura de Lewis é igual à carga 
total da espécie; 
 
 
Geralmente a estrutura de menor energia é aquela com: 
 
 a menor carga formal nos átomos; 
 a estrutura na qual ao elemento mais eletronegativo é atribuída uma 
carga formal negativa e ao menos eletronegativo é atribuída uma carga 
formal positiva. 
90 
Carga Formal 
 
Carga Formal = V – (L + ½ S) 
 
 
 
 
V = número de elétrons de valência (original) do átomo 
L = número de elétrons presentes nos pares isolados 
S = número de elétrons compartilhados 
 
 
 
 
Ex.: KSCN 
91 
Eletronegatividade 
• A eletronegatividade é uma medida do poder de atração de um átomo 
sobre um par de elétrons de uma ligação 
 
 
 
• LIGAÇÃO COVALENTE POLAR = é uma ligação entre dois átomos com 
cargas elétricas parciais provenientes da diferença de eletronegatividade. 
 
EX.: +H-Cl- 
 
 
 
• Cargas parciais dão origem a um momento de dipolo elétrico (). 
 
 
 
•Dois átomos de uma ligação covalente polar formam um dipolo elétrico, 
uma carga parcial positiva próxima de uma carga parcial igual porém 
negativa. 
92 
Eletronegatividade 
• Se a diferença de eletronegatividade é muito grande, como em NaCl e KF, é 
melhor considerar iônica a ligação; 
 
 
• Não existe uma linha divisória clara entre as ligações covalentes e iônicas. 
Entretanto, uma regra útil diz que, se a diferença de eletronegatividade é de 
cerca de 2 unidades, o caráter iônico é tão alto que é melhor considerar 
iônica a ligação. 
93 
Polarizabilidade 
• A polarizabilidade, , de um átomo é a sua capacidade sofrer distorção na 
nuvem eletrônica. 
 
 
• Nos íons volumosos e muito polarizáveis, o núcleo do íon exerce um efeito 
relativamente pequenosobre os elétrons mais externos, que estão muito 
distantes. 
Como resultado a nuvem eletrônica de um 
ânion volumoso é facilmente distorcida 
• A ligação química dos compostos formados por cátions e ânions muito 
polarizáveis têm forte caráter covalente. 
94 
Referências Bibliográficas: 
 
[1]. P. Atkins, L. Jones, Princípios de Química, 3ª edição, Editora Bookman, 
Porto alegre, 2006. 
 
 
[2]. M. Mahan, Química um curso universitário, 4ª edição, Editora Edgard 
Blüncher LTDA. 
 
 
[3]. RUSSEL, J. B., Química Geral - Volume 1, 2ª Edição, Editora Makron 
Books, São Paulo, 1994.