Aula 6 TLV e geometria molecular

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LIGAÇÃO 
COVALENTE 
QUÍMICA INORGÂNICA 
PROFA. VALESKA S. AGUIAR 
LIGAÇÃO COVALENTE 
X LIGAÇÃO IÔNICA 
TABELA DE 
ELETRONEGATIVIDADE 
A LIGAÇÃO COVALENTE 
Vimos em Química Geral que a ligação covalente se baseia no 
compartilhamento de elétrons de valência entre os átomos 
envolvidos, em um processo altamente direcional. 
Esta teoria baseada no compartilhamento de elétrons consiste na 
teoria desenvolvida por Lewis em 1916, que denominou de 
ligação covalente a força de atração entre átomos presentes em 
uma molécula. 
 
2 
POR QUE SÃO NECESSÁRIAS 
NOVAS TEORIAS DE LIGAÇÃO? 
• A Teoria de Lewis apresenta alguns problemas: 
• Ela não explica a existência de condutores ou 
semicondutores. 
• São necessárias abordagens mais sofisticadas: 
•  Hibridização 
•  Orbitais moleculares a partir de orbitais atômicos. 
O QUE SE ESPERA DE UMA 
TEORIA DE LIGAÇÃO? 
Aproxima-se os átomos, vindos do infinito. 
•  Os elétrons são atraídos por ambos os núcleos. 
•  Os elétrons se repelem 
•  Os núcleos se repelem 
 
Constrói-se um gráfico de energia potencial versus 
distância. 
•  Energias negativas → forças de atração 
•  Energias positivas → forças de repulsão 
DIAGRAMA DE ENERGIA 
POTENCIAL 
DIAGRAMA DE ENERGIA 
POTENCIAL 
DIAGRAMA DE ENERGIA 
POTENCIAL – H2 
DIAGRAMA DE ENERGIA 
POTENCIAL – H2 
3 
DIAGRAMA DE ENERGIA 
POTENCIAL – H2 
•  Primeiro modelo quanto-mecânico a distribuir os 
elétrons através de ligações e que não é explicado 
pela Teoria de Lewis e o modelo VSEPR. 
•  Esta teoria permite o cálculo dos ângulos de ligação e 
dos comprimentos de ligação. 
•  Orbitais atômicos descrevem as ligações covalentes. 
•  A área de interpenetração (overlap) dos orbitais está 
em fase. 
•  É um modelo localizado de ligação (elétrons de 
valência localizados). 
•  A TLV é uma extensão da ideia de Lewis sobre 
ligações de pares de elétrons. 
•  Na TLV, as ligações covalentes são formadas quando 
orbitais atômicos nos átomos vizinhos se superpõem. 
Esta superposição aumenta a probabilidade de 
encontrar os elétrons de ligação no espaço entre os 
dois núcleos. 
Exemplos: 
H2, HF e F2 
A ligação covalente que se origina da sobreposição 
de 2 orbitais, um de cada um dos 2 átomos de H, 
é chamada de ligação 𝜎. 
A densidade eletrônica de uma ligação 𝜎 
é maior em torno do eixo de ligação. 
4 
Como explicar BF3, CH4, H2O, NH3, etc ???? 
Linus Pauling: ideia da HIBRIDIZAÇÃO 
Hibridização: mistura dos orbitais atômicos do átomo central, 
ou seja, mistura (combinação) das funções de onda que representam 
os orbitais atômicos. 
Mistura dos orbitais atômicos do átomo central 
Novo conjunto de orbitais (híbridos) 
Orbitais em nova orientação / nova energia (valor intermediário) 
Maior região de sobreposição orbital, 
representado pelo aumento no tamanho do lóbulo 
nº orbitais atômicos combinados = nº orbitais híbridos resultantes 
todos os orbitais híbridos formados são degenerados (= energia) 
Hibridização sp 
Be (átomo central): 1s2 2s2 
x
y
z
x
y
z
hibridação
x
y
z
x
y
z
Hibridização sp 
5 
Formação de 2 
orbitais híbridos 
semipreenchidos 
Hibridização sp 
Combine para gerar 
três orbitais sp 
Que são 
representados 
pelo conjunto 
Hibridização sp no berílio 
Hibridização sp2 
x
y
z
x
y
z
x
y
z hibridação
x
y
z
x
y
z
x
y
z
Hibridização sp2 
6 
Formação de 3 
orbitais híbridos 
semipreenchidos 
Hibridização sp2 
nº orbitais atômicos = nº orbitais híbridos 
Hibridização sp2 no boro 
Vista de lado Vista de topo 
Hibridização sp2 Hibridização sp3 
7 
x
y
z
x
y
z
x
y
z
x
y
z
hibridação
x
y
z
x
y
z
x
y
z
x
y
z
Hibridização sp3 
Formação de 4 
orbitais híbridos 
semipreenchidos 
Hibridização sp3 
nº orbitais atômicos = nº orbitais híbridos 
Hibridização sp3 
metano (CH4) 
ângulos de 109º 
(realmente observados) 
8 
Hibridização sp3 
nitrogênio (N) 
Hibridização sp3 
nitrogênio (N) 
Hibridização sp3 
nitrogênio (N) Hibridização sp
3 
nº orbitais atômicos = nº orbitais híbridos 
•  Uma ligação 𝜋 é mais fraca que uma ligação 𝜎. 
•  Quanto maior a densidade de elétrons na região de sobreposição, mais forte a ligação. 
•  Quanto maior o caráter s, mais curta e mais forte a ligação, além de ser maior o 
ângulo de ligação. 
9 
Os orbitais de ligação estão em cinza 
Exemplo da molécula de H2S 
Orbitais sp3d 
Orbitais sp3d2 
Estrutura bipiramidal trigonal 
Estrutura octaédrica 
Hibridização 
sp3d 
Hibridização 
sp3d2 
Formação de moléculas com dois ou mais centros 
“hibridizados” 
Implicações estruturais 
C2H6, C2H4, C2H2 
Ligação 𝜎 
• Orbitais se sobrepõem de tal forma que a densidade eletrônica fica 
localizada ao longo da linha que liga os dois núcleos (onde ainda 
permanece a maior densidade) 
• Todas as ligações simples são 𝜎. 
 
Ligação 𝜋 
• Formadas pela sobreposição lateral de orbitais, com a densidade 
eletrônica concentrada em lados opostos de um plano que passa pelo 
eixo de ligação entre dois átomos (lóbulos) 
•  ligação dupla: 1 ligação 𝜎 + 1 ligação 𝜋 
•  ligação tripla: 1 ligação 𝜎 + 2 ligações 𝜋 
• Restringem as rotações em torno do eixo da ligação (isso reduziria a 
sobreposição dos orbitais p) 
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Conjunto de orbitais sp2 + p Ligações sigma (σ) 
Overlap de orbitais p origina uma ligação pi (π) 
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O Acetileno, C2H2, possui uma ligação tripla. O Acetileno, C2H2, possui uma ligação tripla, ou seja, uma 
ligação 𝜎 e uma ligação 𝜋. 
O Acetileno, C2H2, possui uma ligação tripla, ou seja, uma 
ligação 𝜎 e uma ligação 𝜋. 
•  É por meio do Modelo da Teoria de Ligação de 
Valência que é possível prever a geometria das 
moléculas. 
•  Para tanto, é necessário: 
 - Escrever uma estrutura de Lewis plausível. 
 - Usar a VSEPR para prever a geometria 
eletrônica. 
 - Escolher a hibridização apropriada. 
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•  É importante lembrar que a VSEPR explica a geometria 
molecular com base nas estruturas de Lewis, mas não 
permite explicar como ocorrem as ligações químicas. 
•  Por meio da VSEPR, é possível explicar as ligações do 
hidrogênio em ligações H-H e H-F da mesma forma, muito 
embora saibamos que essas ligações apresentam energias 
de dissociação diferentes e comprimentos distintos. 
•  A VSEPR baseia-se na Teoria de Ligação de Valência à 
medida que considera a ocupação dos elétrons em orbitais 
atômicos dos átomos individuais envolvidos na ligação 
covalente. 
ESTRUTURAS DE 
LEWIS 
Fórmulas de Lewis ou Fórmulas Eletrônicas 
Representação que mostra todos os elétrons do 
nível de energia mais externo de cada um 
dos átomos presentes em uma molécula 
Elétrons 
Participam das ligações 
Não são compartilhados 
ESTRUTURAS DE 
LEWIS 
São estruturas que facilitam o estabelecimento de 
MODELOS para moléculas 
Nas estruturas de Lewis... 
Todos os elétrons da molécula 
são idênticos INDISTINGUÍVEIS 
Não interessa a origem dos elétrons, ou seja, 
de que átomo vieram 
ESTRUTURAS DE 
LEWIS 
Como os elétrons devem ser distribuídos na molécula? 
A distribuição de elétrons deve ocorrer de forma que se tenha 
MAIOR ATRAÇÃO POSSÍVEL ENTRE OS ÁTOMOS 
Situação mais favorável 
Situação de menor energia à Maior estabilidade 
ESTRUTURAS DE 
LEWIS 
Como arranjar os átomos de uma molécula de forma 
que se tenha maior atração simultânea possível? 
Maior número de ligações atômicas possível (respeitando a capacidade 
eletrônica máxima na camada de valência) 
Menor repulsão possível entre núcleos e elétrons 
Menor densidade de carga atômica possível para cada átomo(preferência = 0) 
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OBTENÇÃO DA 
ESTRUTURA DA LEWIS 
Para obter uma estrutura de Lewis, deve-se considerar: 
A regra do Octeto (completar a camada de valência dos átomos com 8 
elétrons) só é válida para moléculas formadas a partir de átomos 
pertencentes ao SEGUNDO PERÍODO DA TABELA PERIÓDICA 
POR QUÊ? 
Para cada região da tabela periódica, associa-se um número 
máximo de elétrons, considerando sempre o conjunto de 
orbitais mais externos de cada elemento (quantidade máxima 
de elétrons que pode ser suportado) 
OBTENÇÃO DA 
ESTRUTURA DE LEWIS 
Passos para obter a estrutura de Lewis: 
1. Somar os elétrons de valência de cada átomo constituinte da molécula 
nº elétrons de valência nº grupo ou família que pertence o átomo 
2. Escrever o símbolo dos átomos da molécula, tendo como átomo central, 
GERALMENTE, o átomo do elemento menos ELETRONEGATIVO 
3. Completar a camada de valência de cada átomo ligante, ou seja, 
que se encontra ao redor do átomo central 
4. Elétrons que sobrarem, adicionar ao átomo central Possibilidade de expansão do octeto 
5. Se não existirem elétrons suficientes para deixar ao redor do átomo central, 
tente ligações múltiplas 
OBTENÇÃO DA 
ESTRUTURA DE LEWIS 
Nº máximo de ligações formadas 
Utilização simultânea de todos 
os orbitais mais externos de 
qualquer átomo que participe 
das interações 
Compartilhamento do maior nº possível de elétrons 
ESTRUTURAS DE 
LEWIS 
PCl5 H2 HCl 
Não podemos nos esquecer de que os elétrons da ligação covalente 
passam parte do tempo na região de influência de cada átomo 
Ou seja, este par de elétrons deve se localizar entre os 
dois átomos que participam do compartilhamento 
PAR LIGANTE à par de elétrons compartilhados por dois átomos 
PAR NÃO-LIGANTE OU ISOLADO à par de elétrons não compartilhado, ou seja, 
 permanece no átomo de origem 
Mais comum a representação por traço 
HCN CH2Cl2 
ESTRUTURAS DE 
LEWIS 
Relembrando... A ligação covalente é o compartilhamento de um par de elétrons entre dois átomos 
Os elétrons desse par podem ser dos dois átomos da ligação ou 
de UM dos átomos da ligação 
O átomo já deve ter completado seu octeto, ou seja, 
sua camada de valência está completa 
Onde esse tipo de ligação é comum? Oxiácidos 
Ácidos que contém 
oxigênio na sua estrutura 
Exemplos: H2SO4 HNO3 
ESTRUTURAS DE LEWIS 
PARA OXIÁCIDOS 
Fórmula geral para oxiácidos: HxEOy 
Etapas: 
Ligar ao elemento E, por ligação covalente, tanto – O – H, quantos forem 
os hidrogênios da fórmula de oxiácido 
Ligar ao elemento E, os oxigênios remanescentes: 
Por dupla ligação, se o elemento E não tiver completado seu octeto 
Ou, usando pares de elétrons do elemento E se ele tiver seu 
octeto completo 
HNO3 H2SO4 HBrO4 
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CARGA FORMAL 
Nitrogênio Grupo 5 2º período da TP 3 ligações formadas 
8 elétrons na camada de valência 
Havendo 4ª ligação Elétrons provenientes do N 
Compartilhamento com 
outro átomo 
Carga formal + +1 
Voltando ao exemplo do HNO3 
ESTRUTURAS DE 
RESSONÂNCIA 
Temos ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA para moléculas e íons cujo 
arranjo dos átomos não é descrito adequadamente por uma 
ÚNICA estrutura de Lewis 
Molécula de O3 
Distâncias entre 
os O são iguais 
Teoria da Ligação de Valência 
Ângulos de 120º entre os carbonos: hibridação sp2 
C
C
C
CC
C
H
H
H
H
H
H
Nas ligações σ são envolvidos 24 elétrons (2 x 12 ligações). Como a molécula do 
benzeno tem 30 elétrons de valência, sobram 6 nos orbitais p que apenas podem 
coalescer lateralmente para formar ligações π. 
HÍBRIDOS DE RESSONÂNCIA 
BENZENO 
Como a molécula do benzeno tem 30 elétrons de valência, sobram 6 nos orbitais p que 
apenas podem coalescer lateralmente para formar ligações π. 
ou
Comprimento das ligações: 
Simples (C-C): 154 pm 
Dupla (C=C): 133 pm 
Benzeno: 140 pm (todas iguais) 
Como explicar? 
Qualquer uma das duas estruturas tem ligações simples e duplas, no entanto… 
HÍBRIDOS DE RESSONÂNCIA 
BENZENO 
Ressonância do benzeno 
As ligações C-C apresentam comprimento maior que uma ligação dupla 
e menor que uma ligação simples! 
Ligação C-C no benzeno: 1,40 Å 
Ligação simples C-C: 1,54 Å 
Ligação dupla C=C: 1,34 Å 
HÍBRIDOS DE RESSONÂNCIA 
BENZENO 
Os 6 elétrons p encontram-se assim deslocalizados por toda a estrutura. 
As ligações na molécula de benzeno são assim todas iguais, com ordem 
de ligação de 1,5. 
HÍBRIDOS DE RESSONÂNCIA 
BENZENO 
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Moléculas como o benzeno, que não podem ser descritas 
por uma única estrutura de Lewis, dizem-se híbridos de 
ressonância. 
Representação simplificada: 
HÍBRIDOS DE RESSONÂNCIA 
BENZENO 
Qual o significado da seta na estrutura do benzeno? 
HÍBRIDOS DE RESSONÂNCIA 
BENZENO 
A seta significa que a estrutura é hibrida: nem é uma, nem é 
outra, mas uma mistura das duas. 
Não confundir com a seta de equilíbrio químico em que há 
interconversão!!!!! 
HÍBRIDOS DE RESSONÂNCIA 
BENZENO 
Ozono (O3) Dióxido de Enxofre (SO2) 
O
O O
O
O O
O
O
O
O
O O
O
O O
ou 
Ligações σ
Ligações π
S
O O
S
O O
Ligações σ
O
S
O
Ligações π
S
O O ou 
S
O O
HÍBRIDOS DE RESSONÂNCIA 
GEOMETRIA 
MOLECULAR 
É a forma geral da molécula, determinada pelas posições relativas 
dos núcleos de cada átomo 
A geometria das moléculas pode ser explicada segundo a 
Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência 
(TRPECV) ou 
Valence Shell Electron Pair Repulsion theory (VSEPR) 
Qual é a ideia deste modelo? 
Os pares eletrônicos ao redor do átomo central, QUE ESTEJAM OU NÃO 
PARTICIPANDO DAS LIGAÇÕES, se comportam como 
NUVENS ELETRÔNICAS que se repelem entre si 
GEOMETRIA 
MOLECULAR E VSEPR 
A VSEPR prevê a forma de moléculas e íons no espaço, 
obedecendo alguns critérios: 
Pares de elétrons da CV do átomo central devem se encontrar o mais distante 
possível à Evita-se repulsão entre essas nuvens eletrônicas 
Pares de elétrons participantes da ligação também devem ser considerados 
na BUSCA PELA MENOR REPULSÃO POSSÍVEL 
Maior afastamento mútuo entre pares de elétrons 
Em termos de repulsão eletrônica: 
PN-PN > PN-PC > PC-PC 
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GEOMETRIA 
MOLECULAR E VSEPR 
Dois pares de elétrons na 
camada de valência de um átomo 
Disposição 
linear = 
Geometria linear 
Três pares de elétrons na 
camada de valência de um átomo 
Geometria 
trigonal plana 
Quatro pares de elétrons na 
camada de valência de um átomo 
Geometria 
tetraédrica 
PARA PREVER A 
GEOMETRIA 
Determina-se a disposição dos pares de elétrons da camada de valência 
em torno do átomo central 
Pares ligantes Pares não-ligantes 
A direção no espaço dos PARES LIGANTES fornece a geometria da molécula 
Presentes em uma ligação 
simples, dupla ou tripla Não são compartilhados 
GEOMETRIA UTILIZANDO 
VSEPR 
Número total de pares 
eletrônicos ao redor do 
átomo central 
Número de átomos 
ligados ao átomo central Geometria molecular 
2 2 B – linear 
3 3 D – trigonal plana 
3 2 C – angular 
4 4 F – tetraédrica 
4 3 E – piramidal 
4 2 C – angular 
GEOMETRIA MOLECULAR 
X PARES ELETRÔNICOS 
GEOMETRIA MOLECULAR 
X PARES ELETRÔNICOS 
BeF2, 38’’ 
BF3, 1’10’’ 
GEOMETRIA MOLECULAR 
X PARES ELETRÔNICOS 
1’48 
17 
GEOMETRIA MOLECULAR 
X PARES ELETRÔNICOS 
GEOMETRIA MOLECULAR 
X PARES ELETRÔNICOS 
2’15 
2’38 
3’01 
PN-PN > PN-PC > PC-PC 
GEOMETRIA MOLECULAR 
X PARES ELETRÔNICOS 
3’22 
4’05 
4’49 
5’05 
GEOMETRIA MOLECULAR 
X PARES ELETRÔNICOS 
GEOMETRIA MOLECULAR 
X PARES ELETRÔNICOS 
5’24 
5’40 
6’ 
GEOMETRIA MOLECULAR 
X PARES ELETRÔNICOS 
BrF5 XeF4 
Visualização de estruturasde Lewis, geometria e hibridizações 
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SABENDO A GEOMETRIA 
MOLECULAR, COMO REPRESENTO 
AS ESTRUTURAS DE LEWIS? 
SABENDO A GEOMETRIA 
MOLECULAR, COMO REPRESENTO 
AS ESTRUTURAS DE LEWIS? 
TETRAÉDRICA 
SABENDO A GEOMETRIA 
MOLECULAR, COMO REPRESENTO 
AS ESTRUTURAS DE LEWIS? 
POLARIDADE DAS 
MOLÉCULAS 
MOLÉCULA 
Polar Apolar 
Quando a molécula se orienta na 
presença de um campo elétrico 
Quando a molécula não se orienta na 
presença de um campo elétrico 
A polaridade de uma molécula pode ser determinada teoricamente 
Vetor momento dipolar resultante 
Soma dos vetores de cada ligação polar da molécula 
A polarização da ligação é caracterizada por uma grandeza denominada 
momento dipolar ou dipolo elétrico à representada por um vetor orientado no 
sentido do elemento menos eletronegativo para o elemento mais eletronegativo 
DETERMINAÇÃO DE POLARIDADE 
POR SIMETRIA MOLECULAR 
MOLÉCULA SIMÉTRICA MOLÉCULA APOLAR 
Nº de pares eletrônicos ao redor do átomo central é igual ao número de 
grupos iguais ligados ao átomo central 
MOLÉCULA ASSIMÉTRICA MOLÉCULA POLAR 
Nº pares eletrônicos ao redor do átomo central é diferente do nº de grupos 
iguais ligados ao átomo central 
Exemplos: HCl, CCl4, NH3, CH3Cl, BF3, SO2, SF6 
19 
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS