Estrutura Atômica e Ligações Químicas GEOMETRIA MOLECULAR E TEORIA DAS LIGAÇÕES

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Estrutura Atômica 
e Ligações 
Químicas 
GEOMETRIA MOLECULAR E 
TEORIA DAS LIGAÇÕES 
Modelo da Repulsão por Pares de Elétrons da Camada de Valência 
(Modelo VSPER) 
O modelo VSPER auxilia na determinação da estrutura geométrica das moléculas. 
* Os pares de elétrons da camada de valência tendem a se orientar de maneira 
que a energia total da molécula seja mínima. 
* Os pares eletrônicos não compartilhados são mais volumosos do que os 
pares compartilhados. A repulsão é maior entre dois pares não compartilhados. 
* A força de repulsão diminui rapidamente com o aumento do ângulo de ligação 
entre os pares. 
No modelo VSPER as ligações e os pares de elétrons isolados se orientam de 
maneira que as repulsões elétron-elétron são as menores possíveis, enquanto 
que as atrações núcleo-elétron são as maiores. 
MODELO VSPER E HIBRIDIZAÇÃO 
Química 
Molécula de Amônia NH3 
Molécula de Água H2O 
Molécula de Metano CH4 
Química 
a) As interações químicas são fortes em 90o; 
b) As interações químicas são mais fracas em 120o; 
c) As interações químicas são mais fracas em 180o; 
No modelo VSEPR as forças de repulsão estão descritas na seguinte ordem: 
PAR ISOLADO – PAR ISOLADO > PAR ISOLADO – PAR LIGANTE > 
PAR LIGANTE – PAR LIGANTE. 
Molécula de Metano CH4 
Molécula de Amônia NH3 
Molécula de Água H2O 
Química 
Ex: Escrever a estrutura de Lewis para descobrir quantos pares de elétrons estão 
localizados ao redor do átomo central nas moléculas de Tricloreto de Arsênio AsCl3 e 
Tetrafluoreto de Enxofre: 
AsCl3 
As (Z = 33) 
[Ar] 3d10, 4s2, 4p3 (5 elétrons na camada de valência – Camada N; Grupo 15) 
Cl (Z = 17) 
[Ar] 3s2, 3p5 (7 elétrons na camada de valência – Camada M; Grupo 17) 
O átomo de Arsênio (As) apresenta 4 pares de 
elétrons: 
- 3 pares compartilhados; - 1 par isolado; 
Portanto, Número Estérico = 4 
Número Estérico ou Esteárico: É definido como o número de pares de elétrons 
isolados ou não ao redor do Átomo Central. 
Química 
No modelo VSEPR as forças de repulsão estão descritas na seguinte ordem: 
PAR ISOLADO – PAR ISOLADO > PAR ISOLADO – PAR LIGANTE > 
PAR LIGANTE – PAR LIGANTE. 
SF4 
S – 6 elétrons na camada de valência – Camada M; Grupo 16) 
F – 7 elétrons na camada de valência – Camada L; Grupo 17) 
O átomo de Enxofre (S) apresenta 5 pares de 
elétrons: 
- 4 pares compartilhados; 
- 1 par isolado; 
Portanto, Número Estérico = 5 
Química 
Qual a geometria das moléculas AsCl3 e SF4? 
AsCl3 
Arranjo Eletrônico - TETRAÉDRICO. 
Forma da Molécula - PIRÂMIDE TRIGONAL. 
Quadrado Planar os 
ângulos de repulsão 
são de 90 o. 
Tetraédrica os ângulos de repulsão 
são de 104,5o. 
Química 
Posição Equatorial dois 
pares de elétrons com 
um ângulo de 90o 
Posição Axial três 
pares de elétrons com 
um ângulo de 90o 
SF4 
Arranjo Eletrônico – BIPIRÂMIDE TRIGONAL 
Forma da Molécula – GANGORRA 
Química 
Molécula SF4 
Química 
Exercício: Qual o arranjo eletrônico e a forma da molécula IF5 e SO2. 
Molécula IF5: 
I – 7 elétrons na última camada – Grupo 17; 
F - 7 elétrons na última camada – Grupo 17; 
6 pares de elétrons: 
5 compartilhadas; 
1 Isolado. 
Arranjo Eletrônico: Octaédrico 
Forma da Molécula: Pirâmide Tetragonal 
Molécula SO2: 
O – 6 elétrons na última camada – Grupo 16; 
S – 6 elétrons na última camada – Grupo 16; 
3 pares de elétrons: 
2 compartilhadas; 
1 Isolado. 
Arranjo Eletrônico: Trigonal Planar 
Forma da Molécula: Angular 
Química 
Química 
Uma vez conhecida a estrutura da molécula fica fácil prever se ela é polar ou 
não. 
Estrutura Linear: Molécula Apolar 
AX2 
Estrutura Linear: Molécula Polar 
AXY 
Estrutura Angular: Molécula Polar 
AX2E2 
Química 
Estrutura Pirâmide Trigonal: Molécula 
Polar 
AX3E 
Estrutura Trigonal Plana: Molécula Apolar 
AX3 
Estrutura Bipirâmide Trigonal: Molécula 
Apolar 
AX5 
Química 
Estrutura Octaédrica: Molécula Apolar 
AX6 
Estrutura Bipirâmide Trigonal: Molécula 
Polar 
AX4Y 
Química 
Estrutura Tetraédrica: Molécula Apolar 
AX4 
Estrutura Tetraédrica: Molécula Polar 
AX3Y 
Química 
TEORIA DAS LIGAÇÕES 
Existem quatro modelos de descrição de Ligações Químicas Covalentes. 
1. Teoria da Ligação pela Valência; 
2. Teoria do Orbital Molecular; 
3. Teoria do Campo Cristalino; 
1. Teoria da Ligação pela Valência 
Esta teoria considera que quando um par de elétrons forma uma ligação, os orbitais 
atômicos de cada átomo permanecem inalterados e o par de elétron ocupa um orbital 
em cada um dos átomos simultaneamente 
4. Teoria do Campo Ligante; 
TLV - Teoria da Ligação de Valência 
 
. É uma teoria quantomecânica desenvolvida no final dos anos de 1920, que 
ultrapassa a teoria de Lewis e o modelo VSEPR e permite o cálculo numérico dos 
ângulos e dos comprimentos de ligação, além de descrever a ligação covalente em 
termos de orbitais atômicos. 
. Nessa teoria, levaremos em conta o fato de um elétron ter uma densidade de 
probabilidade de ser encontrado em determinada região da molécula, e não, de ele 
estar literalmente localizado como nas teorias anteriores. 
 
Química 
1. Ligações Sigma (σ) 
Molécula de H2 
H (Z = 1) – 1s1. Um elétron no orbital (s) e, segundo a mecânica Quântica o orbital s 
descreve uma orbita esférica. 
Ligação σ- s - s 
Orbital Atômico Orbital Atômico Orbital Molecular - σ 
Química 
As ligações tipo (σ) ocorrem nas moléculas de haletos de hidrogênio (HF, HCl, HBr e 
HI). 
Ligação σ- s - p 
Orbital Atômico Orbital Atômico 
Orbital Molecular 
Para a molécula Cl2 
σ 
Ligações sigma e pi 
 
. Ligação π (pi) 
 
. Peguemos como exemplo agora a molécula de 
nitrogênio, N2. Existe um elétron desemparelhado 
em cada orbital 2p de cada átomo. Porém, quando 
tentamos alinhá-los e formar as três ligações, 
somente um dos três orbitais se superpõem 
cabeça-cabeça para formar uma ligação σ. Os 
outros dois orbitais se encontram perpendiculares 
ao eixo internuclear e só podem se superpor lado-
a-lado para emparelhar seus elétrons. Essa 
superposição lateral leva à ligação π. 
. Formalmente, a ligação π tem um único plano 
nodal sobre o eixo internuclear. 
. 
Química 
Para a molécula N2 
N (Z = 7) – 1s2, 2s2, 2p3 1 1 1 1 1 
1 1 
1s 2s 2p 
π 
σ 
π 
Formação de Três Ligações: 
1 Ligação σ 
2 Ligações π 
1 1 1 1 1 
1 1 
N (Z = 7) – 1s2, 2s2, 2p3 
px py pz 
Química 
LIGAÇÕES SIMPLES: São ligações que ocorrem no mesmo eixo. 
- Ligações σ s - s: Entre dois orbitais s; 
- Ligações σ s - p: Entre dois orbitais, um s e um p; 
- Ligações σ p - p: Entre dois orbitais p; 
LIGAÇÕES DUPLAS: 
- 1 Ligação σ: Ocorre no mesmo eixo; 
- 1 Ligação π: Ocorre em eixos paralelos; 
LIGAÇÕES TRIPLAS: 
- 1 Ligação σ: Ocorre no mesmo eixo; 
- 2 Ligações π: Ocorrem em eixos paralelos; 
A TEORIA DA LIGAÇÃO PELA VALÊNCIA NÃO CONSEGUE 
EXPLICAR COMO OCORRE A FORMAÇÃO DA MOLÉCULA CH4. 
Química 
Exemplo: Determinar o orbital molecular para a molécula de metano (CH4). 
C (Z = 6) – 1s2, 2s2, 2p2 (4 elétrons na última camada) 
H (Z = 1) – 1s1 (1 elétrons na última camada) 
1 1 1 
1 
1 
1 
1 1 1 1 1 
1 
Existe a possibilidade de realizar duas ligações covalentes. 
Quando ocorre a adição de uma pequena energia o elétron do orbital 2s excita-se e 
passa para o orbital 2p, pois a energia é maior para manter o elétron emparelhado 
no orbital 2s. Desta forma, o átomo de carbono pode realizar as quatro ligações para 
formara molécula de CH4. Este fenômeno é chamado de HIBRIDIZAÇÃO.
 
1 
ORBITAL 
HÍBRIDO sp3 
4 Ligações com o H. 
ORBITAL HÍBRIDO sp3 
Química 
Química 
Química 
Química 
Na molécula de metano ocorrem quatro ligações covalentes entre o átomo 
de carbono e quatro átomos de hidrogênio. Ligações σ s – sp3. 
Química 
ORBITAL HÍBRIDO sp2 
Exemplo: Determinar o orbital molecular para a molécula de BH3. 
B (Z = 5) – 1s2, 2s2, 2p1 (3 elétrons na última camada) 1 1 
1 
1 
1 
Existe a possibilidade de realizar apenas uma ligação covalente. 
Com a formação do Hibrido sp2 existe a possibilidade da realização de três ligações 
covalentes. 
1 1 1 1 
1 ORBITAL 
HIBRIDO sp2 
H (Z = 1) – 1s1 (1 elétrons na última camada) 1 3 Ligações com o H. 
Química 
Química 
Química 
Na molécula de BH3 ocorrem três ligações covalentes entre o átomo de 
boro e três átomos de hidrogênio. Ligações σ s – sp2. 
Química 
ORBITAL HÍBRIDO sp 
Exemplo: Determinar o orbital molecular para a molécula de BeH2. 
Be (Z = 4) – 1s2, 2s2 (2 elétrons na última camada) 1 
1 
1 
1 
Não existe a possibilidade de realizar ligações covalentes. 
Com a formação do Hibrido sp existe a possibilidade da realização de três ligações 
covalentes. 
1 1 1 
1 ORBITAL 
HIBRIDO sp 
H (Z = 1) – 1s1 (1 elétrons na última camada) 2 Ligações com o H. 1 
Química 
Química 
Na molécula de BeH2 ocorrem duas ligações covalentes entre o átomo de 
berílio e dois átomos de hidrogênio. Ligações σ s – sp. 
Química 
ORBITAL HÍBRIDO dsp3 e d2sp3 
O orbital d é utilizado quando o átomo central tem que acomodar cinco ou mais pares 
de elétrons. Ocorre a expansão a regra do octeto. 
5 x Cl - 1 1 1 1 
1 
3s2 3p5 
1 1 
P - 1 1 1 1 1 
3s1 3p3 3d 
HIBRIDIZAÇÃO dsp3 
Molécula PCl5 
P - 1 1 1 1 
3s2 3p3 3d 
1 
Química 
Orbital resultante do somatório dos orbitais s, px, py, pz e dxy 
Química 
HIBRIDIZAÇÃO d2sp3 
6 x F- 1 1 1 1 
1 
3s2 3p5 
1 1 
S - 1 1 1 1 1 
3s1 3p3 3d2 
1 
Molécula SF6 
S - 1 1 1 1 
1 
3s2 3p4 3d 
1 
Química 
Orbital resultante do somatório dos orbitais s, px, py, pz, dyz e dxy 
Hibridização dos orbitais dos hidrocarbonetos 
 
. Para explicar a ligação dupla dos alquenos, podemos utilizar o eteno como 
exemplo. Dados experimentais mostram que essa molécula tem estrutura trigonal 
planar que pode ser explicada pela formação de uma ligação σ C-C e duas σ C-H 
por três orbitais sp2 hibridizados e a segunda ligação da ligação dupla, por uma 
ligação π C-C proveniente de um orbital p livre. Esse arranjo orienta os átomos para 
os vértices de um triângulo equilátero caracterizando a estrutura trigonal planar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Eteno 
Hibridização dos orbitais dos hidrocarbonetos 
 
. Para explicar a ligação tripla dos alquinos, podemos utilizar o etino como exemplo. 
Dados experimentais mostram que essa molécula tem estrutura linear que pode ser 
explicada pela formação de uma ligação σ C-C e uma σ C-H por dois orbitais sp 
hibridizados e as duas ligações restantes da ligação tripla, por duas ligações π C-C 
provenientes de dois orbitais p livres. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
No de Orbitais 
Atômicos 
Combinados 
Arranjo 
Eletrônico 
Tipo de 
Hibridização 
No de Orbitais Híbridos ao 
Redor do Átomo Central 
2 Linear sp 2 
3 Trigonal 
Planar 
sp2 3 
4 Tetraédrico sp3 4 
5 Bipirâmide 
Trigonal 
dsp3 5 
6 Octaédrico d2sp3 6 
Tabela de Hibridizações: 
Química 
RESUMO 
Os orbitais híbridos fornecem um modelo conveniente para usar a Teoria da Ligação 
pela Valência para descrever as ligações covalentes em moléculas cuja as geometrias 
estão em conformidade com os arranjos previstos pelo modelo VSEPR. 
Passos utilizados para auxiliar na determinação dos orbitais híbridos em uma 
ligação: 
1. Desenhar a estrutura de Lewis para molécula ou íon; 
2. Determine o arranjo utilizando o modelo VSEPR; 
3. Especifique os orbitais híbridos necessários para acomodar os pares de elétrons 
compartilhados; 
Exercício: A partir da fórmula molecular descrever a Estrutura de Lewis, o Arranjo 
Eletrônico, a Geometria da Molécula e a Hibridização (TLV): 
a) BeF2 b) SO3 c) NH3 d) BrF3 e) ClF5