TLV teoria molecular

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LIGAÇÃO COVALENTE: TEORIA
 DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV)
E. Eletropositivo + E. Eletronegativo Iônica
E. Eletronegativo + E. Eletronegativo Covalente
E. Eletropositivo + E. Eletropositivo Metálica
LIGAÇÃO QUÍMICA
Ligação Covalente
Atração recíproca dos dois núcleos pelos elétrons
HA + HB HA HB 
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA 
(TLV)
Linus Pauling
* Orbitais atômicos semipreenchidos
sobrepõem-se para formar ligações
* O n° total de elétrons não é maior que 2
Combinações lineares H2
ψ = φA (1) φB(2) 
 
Átomos afastados
Átomos próximos
ψ = φA (1) φB(2) + φA (2) φB(1) 
SOBREPOSIÇÃO ORBITAIS ATÔMICOS
Formação de Ligações Sigma
Moléculas poliatômicas
Ex.
H2O, NH3, CH4 
Como explicar: BF3, CH4, H2O, NH3, 
etc ?????????????????????????????????????
Hibridização
Mistura dos orbitais atômicos do átomo 
central(funções de onda)
Hibridização
Mistura dos orbitais atômicos do átomo central 
(funções de onda)
Novo conjunto de orbitais (híbridos)
Nova orientação/Nova Energia
Maior região de sobreposição orbital
Orbitais híbridosOrbitais híbridos
Orbitais híbridos sp3
 CH4 
• 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. 
Orbitais híbridos sp3
Orbitais híbridos sp3
h1 = s + px + py + pz h2 = s – px – py + pz
 
h3 = s – px + py – pz h4 = s + px – py - pz
Orbitais híbridos sp3
Posição dos Átomos: Geometria 
da Molécula Trigonal Piramidal 
Par de elétrons livres na posição 
tetraédrica
NHNH44++
N H
H
H
H
4 ligações são formadas, uma delas é uma coordenada dativa 
N ↑↑↑↓
2s 2p
↑ 3H ↑ H+
1s 1s
NHNH44++
N
H
H
H
N ↑↑↑↓
2s 2p
↑ 3H ↑ H+
1s 1s
N
H
H
H
H++ N
H
H
H
H
Orbitais híbridos sp2
• 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.
• O ângulo entre os grandes lóbulos é de 120°.
• Todas as moléculas com arranjos trigonais planos têm orbitais sp2 no átomo central.
Orbitais híbridosOrbitais híbridos
BF3
Orbitais híbridos sp2
Orbitais híbridosOrbitais híbridos
Orbitais híbridos sp
Ex. BeF2
Orbitais híbridos sp
Orbitais híbridosOrbitais híbridos
Hibridização envolvendo orbitais d
• Uma vez que existem apenas três orbitais p, os arranjos octaédricos e de bipirâmide 
trigonal devem envolver os orbitais d.
• Os arranjos de bipirâmide trigonais necessitam de hibridização sp3d.
• Os arranjos octaédricos requerem hibridização sp3d2.
Orbital sp3d
Ex. PCl5
Orbital sp3d2
Ex. SF6
Ligações múltiplasLigações múltiplas
Ex. N2
Ligações múltiplasLigações múltiplas
C2H4 
Ligações múltiplasLigações múltiplas
C2H2
Ligações múltiplasLigações múltiplas
Ligações múltiplasLigações múltiplas
CO2
Ligações pi deslocalizadas
• Até agora, todas as ligações encontradas estão localizadas entre os 
dois núcleos.
• No caso do benzeno:
 - existem 6 ligações σ C-C, 6 ligações σ C-H,
- cada átomo de C é hibridizado sp2
 - e existem 6 orbitais p não-hibridizados em cada átomo de C.
Ligações múltiplasLigações múltiplas
Ligações pi deslocalizadas
• No benzeno há duas opções para as três ligações pi:
- localizadas entre os átomos de C ou
- deslocalizadas acima de todo o anel (neste caso, os elétrons pi 
são compartilhados por todos os seis átomos de C).
• Experimentalmente, todas as ligações C-C têm o mesmo 
comprimento no benzeno.
• Conseqüentemente, todas as ligações C-C são do mesmo tipo 
(lembre-se de que as ligações simples são mais longas do que as 
ligações duplas).
Ligações múltiplasLigações múltiplas
Ligações pi deslocalizadas
Ligações múltiplasLigações múltiplas
Limitações da TLV
De acordo com a teoria de ligação de valência (TLV), a 
formação de uma ligação covalente se dá através do 
entrosamento (superposição) entre dois orbitais atômicos 
monoocupados, sejam eles híbridos ou não.
A TLV não prevê diretamente o magnetismo da 
molécula de O2, não prevê a geometria de algumas moléculas. E 
também não consegue explicar a cor de muitos compostos. 
Conclusões gerais
• Cada dois átomos compartilham no mínimo 2 elétrons.
• Dois elétrons entre átomos no mesmo eixo dos núcleos são 
ligações σ.
• As ligações σ são sempre localizadas.
• Se dois átomos compartilham mais do que um par de elétrons, o 
segundo e o terceiro pares formam ligações pi.
• Quando as estruturas de ressonância são possíveis, a 
deslocalização também é possível.
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