Estrutura da Materia Aula 10 SBC Fanny

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Estrutura da Matéria 
Prof.ª Fanny Nascimento Costa 
(fanny.costa@ufabc.edu.br) 
Aula 10 
Hibridização 
Teoria da ligação de valência 
Formas Espaciais Moleculares 
• As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos 
mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos 
 
• A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de 
ligação 
 
• Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que todos 
os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5 
 
• Consequentemente, a molécula não pode ser plana 
 
• Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um 
tetraedro com o C no seu centro 
Formas Espaciais Moleculares 
Modelo RPECV ou VSEPR 
O modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (modelo 
RPECV ou VSEPR) amplia a teoria da ligação química de Lewis para explicar as 
formas das moléculas, adicionando regras que explicam os ângulos de ligação 
Primeira regra: as regiões de altas concentrações de elétrons se repelem e, 
para reduzir ao máximo essa repulsão, elas tendem a se afastar o máximo 
possível, mantendo a mesma distância do átomo central 
Forma e Estrutura das Moléculas 
Segunda regra: tendo identificado o arranjo que localiza os pares de elétrons 
na posição “mais distante” (ligações e pares isolados do átomo central), que é 
chamado de arranjo dos elétrons na molécula, determinamos a posição dos 
átomos e identificamos a forma da molécula, dando-lhe um nome de acordo 
com as formas 
Terceira regra: não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas 
 
Quarta regra: quando existe mais de um átomo central, as ligações de cada 
átomo são tratadas independentemente 
Exemplos: 
Forma e Estrutura das Moléculas 
Trifluoreto de boro, BF3 
 
Trigonal planar 
Eteno (etileno), C2H4 
 
Trigonal planar 
Forma e Estrutura das Moléculas 
Pentacloreto de fósforo, PCl5 
 
Bipirâmide trigonal 
Hexafluoreto de enxofre, SF6 
 
Octaedro 
Forma e Estrutura das Moléculas 
Íon carbonato, CO3
2- 
 
Trigonal planar 
Moléculas com pares de elétrons isolados no 
átomo central 
Fórmula Geral: AXnEm 
onde: 
A = átomo central 
X = átomo ligado 
E = par isolado 
Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma molécula são 
regiões de densidade de elétrons elevada e devem ser considerados 
na identificação da forma molecular 
Forma e Estrutura das Moléculas 
Todos os pares de elétrons, ligantes ou não, são incluídos na descrição 
do arranjo de elétrons. Todavia, somente as posições dos átomos são 
consideradas quando descrevemos a forma de uma molécula 
Predição da forma de uma molécula com pares isolados 
Etapa 1. Desenhe a estrutura de Lewis 
Etapa 2. Conte as ligações e pares isolados do átomo central 
Etapa 3. Determine o arranjo de elétrons 
Etapa 4. Identifique a forma considerando apenas os átomos 
 
Forma e Estrutura das Moléculas 
Tetraédrico = 109,5 
Pirâmide trigonal = 106 
Forma e Estrutura das Moléculas 
Íon sulfito, SO3
2- 
 
Pirâmide trigonal 
Dióxido de nitrogênio, NO2 
 
Angular 
Exerce maior repulsão do 
que pares de ligação 
par isolado-par isolado > par isolado-par ligante > par ligante-par ligante 
Resumo do modelo RPECV ou VSEPR: 
 
1. Regiões de alta concentração de elétrons ocupam posições que as afastam 
o máximo possível 
 
2. Todas as ligações se repelem da mesma maneira, independentemente de 
serem simples, duplas ou triplas 
 
3. A ligação em torno de um átomo central não depende do número de 
“átomos centrais” da molécula 
 
4. Os pares de elétrons isolados contribuem para a forma da molécula, 
embora eles não sejam incluídos na descrição da forma molecular 
 
5. Os pares de elétrons isolados exercem uma repulsão maior do que os 
pares de elétrons de ligação e tendem a comprimir os ângulos de ligação 
Forma e Estrutura das Moléculas 
Moléculas do tipo AX4E (bipirâmide trigonal) 
Exemplo: SF4 
Forma de balanço 
Forma e Estrutura das Moléculas 
Par isolado axial Par isolado equatorial 
Menor energia 
Moléculas Polares e Apolares 
Moléculas Polares e Apolares 
Moléculas Polares e Apolares 
Moléculas Polares e Apolares 
Moléculas Polares e Apolares 
Moléculas Polares e Apolares 
Moléculas Polares e Apolares 
Moléculas Polares e Apolares 
Teoria da ligação de valência 
• As estruturas de Lewis e o modelo RPECV não explicam porque 
uma ligação se forma. 
 
• Como podemos entender as ligações químicas e as formas 
moleculas em termos da mecância quântica? 
 
• O conceito chave é que os elétrons não são partículas pontuais, 
mas sim estão “deslocalizados” em regiões chamadas de orbitais. 
Quais são os orbitais envolvidos nas ligações? 
 
Usamos a teoria de ligação de valência: 
 
As ligações se formam quando os orbitais da última camada dos 
átomos se superpõem. 
 
Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de 
orbitais. 
Teoria da ligação de valência 
À medida que dois núcleos se aproximam, seus orbitais atômicos se 
superpõem. À medida que a superposição aumenta, a energia de 
interação diminui. 
A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada. Quando os 
dois átomos se aproximam mais, seus núcleos começam a se repelir e a 
energia aumenta. 
A energia mínima 
corresponde ao 
comprimento de 
ligação. 
Orbitais 
atômicos 
H2 : superposição de 2 orbitais s 
HF : superposição de 1 orbital s 
e 1 orbital p 
Eixo internuclear 
Superposição de 2 orbitais p 
(cabeça-cabeça ou frontal) 
Ligações tipo σ (sigma) 
• Superposição de 2 orbitais s 
 
 
• Superposição de 1 orbital s e 1 orbital p 
(localizado no eixo internuclear) 
 
 
• Superposição de 2 orbitais p (cabeça-cabeça) 
 
Ligações tipo σ (sigma) 
Superposição lateral de 2 orbitais p 
Ligação p 
Ligações tipo π (pi) 
A densidade eletrônica encontra-se acima e abaixo do plano dos núcleos. 
Nitrogênio, N2 
  2 32 2N He s p
Ligações múltiplas 
Dois orbitais p se 
superpõem frontalmente 
(ligação s) 
Quando a 
superposição ocorre 
lateralmente, forma-
se uma ligação p 
Nitrogênio, N2 
Lembre-se sempre do Princípio da Exclusão de Pauli ! 
  2 32 2N He s p
Ligações múltiplas 
Padrão de ligação 
da molécula de N2. 
Ligação s Ligação p 
• De acordo com a Teoria da Ligação de Valência, 
podemos descrever as ligações múltiplas da seguinte 
forma: 
 
• Uma ligação simples é uma ligação σ 
 
• Uma ligação dupla é uma ligação σ mais uma ligação π 
 
• Uma ligação tripla é uma ligação σ mais duas ligações π 
 
A força da ligação depende do grau de 
superposição dos orbitais atômicos 
Ligações Múltiplas 
• Em alguns elementos a estrutura mais estável é 
chamada estrutura híbrida de orbitais 
 
• A hibridização ocorre quando há combinação de dois 
ou mais orbitais atômicos 
 
• Quando se forma uma ligação covalente simples, os 
orbitais incompletos (com elétrons desemparelhados), 
são compartilhados. Acontece que em determinados o 
número de ligações que o átomo realmente faz n~eo é 
aquele que prevíamos. 
 
 
Hibridização de orbitais 
Exemplos de Hibridização de orbitais 
 
Be (Z = 4) 1s2 2s2 
Hibridização de orbitais 
Estado fundamental Estado ativado Estado hibridizado 
Energia para ativar 
2s2 
 
2s1 
 
2p1x 
 
Na teoria, no estado fundamental o 
átomo de Be não formaria nenhuma 
ligação covalente. Na prática, ele 
mostra 2 covalências. 
2sp 
 
Esses elétrons desemparelhados sofrerão 
uma interação que resultará na mudança da 
forma do orbital (mudança na região de 
probabilidadede encontrar e-) e também será 
alterada a geometria de colocação desses 
orbitais no espaço. 
Surgirão dois orbitais 
híbridos do tipo sp (2sp) 
Orbitais híbridos sp 
Exemplos de Hibridização de orbitais 
 
B (Z = 5) 1s2 2s22p1 
 
Hibridização de orbitais 
Estado fundamental 
Estado ativado 
Estado hibridizado 2s1 
 
2p1x 
 
3sp2 
 
2s1 
 
2p1x 
 
2p1y 
 
A combinação da forma dos orbitais 
ativados gera 3 orbitais híbridos do 
tipo sp2 
3 pois são três elétrons, cada um 
ocupando um orbital. sp2 pois 
participam 2 formas p e 1 forma s 
Orbitais híbridos sp2 
A questão agora é: como esses orbitais se arranjam 
no espaço? 
 
Toda vez que ocorre um processo de hibridização, a 
tendência é que as ligações sejam as mais estáveis 
possíveis. Para que isso aconteça esperamos que os 
orbitais tenham o máximo “espalhamento” espacial. Ou 
seja, os orbitais se arranjam no máximo angulo de 
afastamento. 
Hibridização de orbitais 
180° 
Be 
sp: Linear 
B 
3sp2: Triangular 
Máximo afastamento possível 
• Estrutura híbrida de orbitais do CARBONO 
Carbono, [He] 2s22px
12py
12pz
0 
Metano – CH4 
Hibridização de orbitais 
Estado fundamental 
Como explicar a tetra-valência 
do Carbono se ele tem apenas 
dois elétrons não-pareados? 
Hibridização de orbitais 
Estado fundamental Estado ativado 
Estado hibridizado 
No processo de ativação eletrônica, 
um dos elétrons de s passa para o 
orbital p resultando em 4 elétrons 
desemparelhados. 
 
A combinação dessas 4 regiões de 
probabilidade gera 4 orbitais 
híbridos do tipo sp3. 
Orbitais híbridos sp3 
Representação da amplitude da 
função de onda para um orbital 
híbrido sp3. Cada orbital híbrido 
aponta para os vértices de um 
tetraedro 
Hibridização de orbitais 
O fato de que os 
orbitais híbridos têm 
suas amplitudes 
concentradas em um 
lado do núcleo permite 
que eles se estendam e 
se superponham mais 
efetivamente com 
outros orbitais e, como 
resultado, eles formam 
ligações mais fortes do 
que se não ocorresse 
hibridização. 
Os orbitais híbridos de um átomo são 
construídos para reproduzir o arranjo de 
elétrons característico da forma da 
molécula determinada experimentalmente 
Hibridização de orbitais 
Metano, CH4 
As ligações C-H no metano são 
formadas pelo emparelhamento de 
um elétron 1s do H e um elétron sp3 
do carbono, formando a estrutura 
tetraédrica predita pela teoria 
VSEPR. O ângulo entre os orbitais 
sp3 coincide exatamente com o 
ângulo observado na molécula do 
metano (109,28°)! 
 
Hibridização de orbitais 
Etano, CH3CH3 
Hibridização em moléculas mais complexas 
Quando existe mais de um átomo central na molécula, examinamos um átomo 
de cada vez e ajustamos a hibridização de cada átomo à forma predita na 
teoria VSEPR. 
Cada átomo de C tem um elétron desemparelhado em cada um dos orbitais 
híbridos sp3 e pode formar 4 ligações s dirigidas aos vértices de um 
tetraedro regular. A ligação C-C é formada pelo emparelhamento dos spins de 
dois elétrons, um em cada orbital híbrido sp3 de um átomo de C. Chamamos 
esta ligação de s(C2sp3, C2sp3). As ligações C-H, formaddas pelo 
emparelhamento de um elétron de um dos orbitais sp3 com um elétron do 
orbital 1s do H são descritas como s(C2sp3, H1s). 
Amônia, NH3 
Hibridização em moléculas mais 
complexas 
Hibridização sp2 e sp 
 
sp2 combinação de um orbital s e dois orbitais p triangular planar 
sp combinação de um orbital s e um orbitail p linear 
Hibridização 
Repare que alguns esquemas de hibridização da tabela acima incluem orbitais 
d. Utilizamos esses orbitais quando um átomo central tem de acomodar 5 pares 
de elétrons ou mais, como no caso do PCl5. 
Hibridização sp3d e sp3d2 
 
Para explicar um arranjo bipirâmide 
trigonal com cinco pares de elétrons, 
podemos utilizar um orbital d 
juntamente com os orbitais s e p do 
átomo. Os cinco orbitais resultantes 
são chamados orbitais híbridos sp3d. 
Em um arranjo octaédrico são 
necessários 6 orbitais para 
acomodar os 6 pares de elétrons ao 
redor dele, como em SF6 e XeF4. 
Para isso é preciso usar dois orbitais 
d, além dos orbitais s e p, para obter 
seis orbitais híbridos sp3d 2. 
Ligações dos Hidrocarbonetos 
Carbono os átomos podem se ligar para formar cadeias e anéis de 
 diferentes tamanhos 
Já descrevemos o metano e o etano. O mesmo padrão de ligações σ ocorre 
em todos os alcanos (hidrocarbonetos sem ligações múltiplas carbono-
carbono). Nestes compostos, os ângulos de ligação são muito próximos do 
ângulo do tetraedro, 109,5o, que corresponde à hibridação sp3. 
Ligações duplas carbono-carbono 
Eteno 
C hibridizado sp2 
1 ligação s 
1 ligação p 
sp2 
Uma ligação simples é uma ligação σ 
 
Uma ligação dupla é uma ligação σ mais 
uma ligação π 
 
Uma ligação tripla é uma ligação σ mais 
duas ligações π 
 
Eteno 
Ligações duplas carbono-carbono 
- Uma ligação dupla é mais forte do que uma ligação 
simples 
 
- Uma ligação dupla é mais fraca do que a soma de duas 
ligações simples 
 
- Uma ligação dupla influencia na forma da molécula, já 
que impede a rotação da mesma 
 
Característica das ligações duplas 
Compostos cíclicos 
Benzeno 
Até agora, todas as ligações encontradas 
estão localizadas entre os dois núcleos. 
 
No caso do benzeno: 
1. existem 6 ligações σ C-C, 6 ligações σ C-H 
 
2. cada átomo de C é hibridizado sp2 
(geometria trigonal plana). 
 
3. Cada átomo de C tem um orbital p não-
hibridizados (perpendicular ao plano dos 
orbitais sp2) 
Benzeno 
Compostos cíclicos 
No benzeno há duas opções para as três 
ligações π: 
 
1. localizadas entre os átomos de C ou 
 
2. deslocalizadas acima de todo o anel 
(neste caso, os elétrons π 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 triplas 
Etino 
(acetileno) 
sp 
1 ligação s 
2 ligações p 
180° Forma Linear: sp 
Etino 
Ligações triplas 
Os átomos de C tem hibridização sp e os dois orbitais p remanescentes de 
cada átomo de C formam duas ligações p. 
Ligações múltiplas 
Nas ligações múltiplas, um átomo forma uma 
ligação s, usando um orbital híbrido sp ou sp2, e 
uma ou mais ligação p, usando orbitais p não-
hibridizados. 
• Considere o acetileno, C2H2 
 
• o arranjo de cada C é linear 
 
• consequentemente, os átomos de C são hibridizados sp 
 
• os orbitais híbridos sp formam as ligações s C-C e C-H 
 
• há dois orbitais p não-hibridizadas 
 
• ambos os orbitais p não-hibridizados formam as duas ligações p 
 
• uma ligação p está acima e abaixo do plano dos núcleos 
 
• uma ligação p está à frente e atrás do plano dos núcleos 
Exemplo 
Acetileno 
Exercícios Recomendados 
1. Todos os exercícios resolvidos do Cap. 3 do Atkins. 
2. Um composto orgânico, destilado a partir da madeira, possui massa molar 
de 32,04 g/mol e a seguinte composição em massa: 37,5 % C, 12,6 % H e 
49,9 % O. (a) Escreva as estruturas de Lewis do composto e estime o 
valor dos ângulos de ligação em torno do carbono e do oxigênio. (b) 
Determine a hibridização dos átomos de carbono e oxigênio. (c) Diga se a 
molécula é polar ou não. 
3. Sabendo que o carbono é tetravalente em quase todos os seus compostos 
e pode formar cadeias e anéis de átomos de C: (a) escreva duas possíveis 
estruturas de Lewis para C3H4. (b) Determine todos os ângulos de ligaçãoem cada estrutura. (c) Determine a hibridização de cada átomo de 
carbono em cada estrutura. 
4. Escreva as estruturas de Lewis e diga se as seguintes moléculas são 
polares ou não: (a) CH2Cl2; (b) H2S; (c) PCl3; (d) SF4. 
5. Há três diferentes diclorobenzenos, C6H4Cl2, que diferem nas posições 
relativas de dois átomos de cloro no anel benzênico. Classifique as três 
moléculas de diclorobenzeno em polar ou apolar. Qual delas possui o maior 
momento de dipolo? Como isso poderia se refletir nos pontos de ebulição 
das três substâncias? 
Exercícios Recomendados 
6. Utilizando estruturas de Lewis e o modelo VSEPR, faça previsões acerca 
da geometria molecular das seguintes espécies: (a) HOCl; (b) N2O; (c) 
H2S; (d) CS2; (e) NH3; (f) NH+; (g) H3O+. 
Bibliografia 
1. Brown, T., Química a Ciência Central, Pearson 
Education, 9ª Edição, 2005. 
 
2. Atkins P., Jones L., Princípios de Química: 
Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, 3a. 
Ed., 2006, Bookman.