Aula 04 - Ligação Covalente

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Profa. Dra. Evania Andrade 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Disciplina: Química Inorgânica 
Curso: Engenharia Química 
Turma: 9848 / 9849 
Período: 2º Créditos: 02 Carga horária: 40 h 
Horários: Terça-feira – 20:30 - 22:30 
 
 
 
Macaé 
 Setembro/2014 
Ligação Covalente 
19/09/2014 
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Ligação Covalente: 
 
• Teoria de Lewis; 
 
• Teoria da repulsão dos pares eletrônicos na camada de 
valência (VSEPR); 
 
• Teoria da ligação de valência (Ligação s e p); 
 
• Método da combinação linear dos orbitais atômicos (CLOA); 
 
• TOM (orbitais s e p). 
Sumário 
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• LEWIS (1916) TEORIAS: 
• GILLESPIE- NYHOLM- RPECV (1957) 
Duas dimensões das ligações entre os átomos e sua 
conectividade não traduzem o arranjo dos átomos no espaço. 
- Teoria do octeto - 
Amplia a Didgwick e Powel para explicar as formas das moléculas, 
possibilitando a previsão das estruturas moleculares e dos ângulos de 
ligação de forma mais exata. 
- Efeito dos pares de elétrons isolados 
- Efeito da eletronegatividade. 
• SIDGWICK-POWELL (1940) 
 Para íons e moléculas contendo somente ligações simples é 
possível prever a forma aproximada. 
- Geometria da molécula - 
Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory = VSEPR 
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FORMAS MOLECULARES PREVISTAS PELA TEORIA DE SIDGWICK-POWELL 
- Utiliza o número de pares de 
elétrons na camada de 
valência do átomo central, 
no caso de íons e moléculas 
contendo somente ligações 
simples; 
 
- Considera-se equivalente os 
PI e PL; 
 
- A repulsão será minimizada 
se eles estiverem o mais 
distantes possível um do 
outro. 
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FORMAS MOLECULARES DE ACORDO COM A TEORIA RPECV 
- Considera a repulsão de 
todos os pares de elétrons; 
 
- PI é mais volumoso que PL; 
 
- Repulsão entre PLs 
dependem da 
eletronegatividades entre o 
átomo central e os demais 
átomos; 
 
- PI-PI > PI-PL > PL-PL 
 
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• TLV – TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA 
Teoria de Linus Pauling (1931). 
- É a base para a descrição simplificada de moléculas inorgânicas pequenas; 
- Muito utilizada pelos químicos orgânicos. 
Combinação de 2 orbitais atômicos com energias semelhantes, sendo 
que essa combinação ocorre quando esses orbitais se aproximam o 
suficiente para que aja sobreposição. 
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• Interação sigma - s 
y 
x 
z 
y 
x 
z 
1 s1 1 s1 
B A 
A_______B s 
Para que aja superposição os orbitais precisam ser emparelhados acoplados 
Região de superposição 
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• Interação sigma - p 
2pz – 2pz 2px– 2px 2py – 2py 
p 
p 
s 2s 
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HIBRIDIZAÇÃO DOS ORBITAIS 
O número de orbitais hibridizados é igual ao número 
de orbitais atômicos 
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6C 1s2, 2s2, 2px
1, 2py
1, 2pz
0 
Carbono no estado fundamental 
∆E 
1s 
2s 
2p 
∆E 
1s 
2s 
2p 
∆E 
1s 
Promoção de 1 elétron 
Do orbital 2s para 2pz 
+ E 
- Hibridização - 
Mistura matemática dos orbitais 
 2s1 + 2px1 + 2py1 + 2pz1 
4 orbitais do tipo 2sp3 
6C 1s2, 2s1, 2px
1, 2py
1, 2pz
1 
Carbono com um elétron promovido 
6C 1s2, (2sp3)1, (2sp3)1, (2sp3)1,
 (2sp3)1 
Carbono no estado hibridizado 
1° 2° 3° 
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Tetraedro regular 
Orbital atômico 
hibridizado do tipo 2sp3 
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6C 1s2, 2s2, 2px1, 2py1, 2pz0 
Carbono no estado fundamental 
∆E 
1s 
2s 
2p 
∆E 
1s 
2s 
2p 
∆E 
1s 
Promoção de 1 elétron 
Do orbital 2s para 2pz 
+ E 
- Hibridização - 
Mistura matemática dos orbitais 
 2s1 + 2px1 + 2py1 
3 orbitais do tipo 2sp2 
6C 1s2, 2s1, 2px1, 2py1, 2pz1 
Carbono com um elétron promovido 
6C 1s2, (2sp2)1, (2sp2)1, (2sp2)1,
 2pz1 
Carbono no estado hibridizado 
A B C 
2pz
1 
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Orbital atômico 
hibridizado do tipo sp2 
Eteno 
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6C 1s2, 2s2, 2px1, 2py1, 2pz0 
Carbono no estado fundamental 
∆E 
1s 
2s 
2p 
∆E 
1s 
2s 
2p 
∆E 
1s 
Promoção de 1 elétron 
Do orbital 2s para 2pz 
+ E 
- Hibridização - 
Mistura matemática dos orbitais 
 2s1 + 2px1 
2 orbitais do tipo 2sp 
6C 1s2, 2s1, 2px1, 2py1, 2pz1 
Carbono com um elétron promovido 
6C 1s2, (2sp)1, (2sp)1, 2py1,
 2pz1 
Carbono no estado hibridizado 
A B C 
2pz
1 2py
1 
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Orbital atômico 
hibridizado do tipo sp 
Acetileno 
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15P 3s2, 3px1, 3py1, 3pz1, 3d
0 
P no estado fundamental 
∆E 
3s 
3p 
3d 
Promoção de 1 elétron 
Do orbital 3s para 3d 
+ E 
- Hibridização - 
Mistura matemática dos orbitais 
 3s1 + 3p3 + 3d1 
A B C 
3s 
3p 
3d 
Hibridização 
sp3d 
PCl5 
PCl5 
15P 3s2, 3px1, 3py1, 3pz1, 3d
1 
P no estado excitado 
15P 5 orbitais hibidos (sp3 d)1 
4 orbitais d não hibridizados 
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Explique a formação do PH5 pela teoria da hibridização? 
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• CLOA – COMBINAÇÃO LINEAR DE ORBITAIS ATÔMICOS 
g - par – gerade 
u – impar - ungerade 
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Energia de orbitais moleculares y(g) e y(u) 
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Níveis energéticos de orbitais atômicos e orbitais moleculares 
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Combinação s-p 
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Combinação px-px 
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Combinação py-py 
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Combinação p-d 
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• TOM – TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES 
A molécula de H2 
1. aproximação dos átomos 
• formação um OML e um OMAL 
1. ocupação do OML 
• favorece atração núcleo-elétron 
• minimiza repulsão núcleo-núcleo 
• diminui a energia potencial do sistema 
2. separação de equilíbrio 
• comprimento de ligação 
• energia (mínima) de ligação 
DIATÔMICAS HOMONUCLEARES 
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H2 HH
1s
s
s

1sE 
• OL = ½ (2 – 0) = 1 
 
 
• configuração: (s1)
2 
OL = ½ (elétrons em OML – elétrons em OMAL) 
A molécula de H2 
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O2 OO2s
s
s
2s
E
2p 2p
s
s
p p
p p
MOLÉCULA DE O2 
OM’s na molécula de O2 
configuração eletrônica 
 (s1)
2 (s2*)
2 (s3)
2 (p1)
2 (p2)
2 (p3*)
1 (p3*)
1 
 
OL = ½ (8 – 4) = 2 
presença de 2 elétrons desemparelhados 
molécula paramagnética 
Referências 
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