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Apostila de Inorgânica

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TLV vem do entrosamento dos orbitais atômicos de cada átomo 
para formar ligações químicas. Se os orbitais se encontram de maneira frontal (Figura 
30a), tem-se uma ligação do tipo sigma (σ). Se os orbitais estão paralelos (Figura 30b), 
forma-se uma ligação do tipo π. 
 
 
 
 
Figura 30. (a) Ligação σ entre um orbital do tipo s e um do tipo p e (b) Ligação π entre dois orbitais 
do tipo p. 
 
Usaremos a molécula do CH4 para compreender estas idéias. As configurações 
eletrônicas dos átomos desta molécula são: 
6C = 1s2 2s2 2p2 1H = 1s1 
considerando apenas as camadas de valência de ambos os átomos, tem-se: 
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2s 2p
Para o Carbono:
 
4 orbitais 
 1s
Para os 4 Hidrogênios:
 
 
Sabe-se que o carbono fará uma ligação com cada hidrogênio (Figura 27) e como 
é preciso um elétron de cada um dos átomos para formar estas ligações, os elétrons 
emparelhados no orbital 2s do carbono precisarão ser desemparelhados. Além disso, um 
desses elétrons precisará ser excitado até o orbital p vazio. Isto é chamado de promoção 
do elétron. Por conta da promoção do elétron, o carbono estará com quatro orbitais com 
um elétron cada, podendo então ligar-se a quatro outros átomos. Então, as ligações do 
CH4 se formam da seguinte maneira: 
2s 2p
1s 1s 1s 1s
Carbono
Hidrogênios
 
 
 Segundo a TLV, tem-se uma ligação entre dois orbitais do tipo s e três ligações 
entre orbitais s do hidrogênio e os do tipo p do carbono (Figura 31). Uma conclusão disto 
é que uma das ligações do metano será diferente das demais, já que os orbitais 
envolvidos são diferentes. No entanto, resultados experimentais dizem o contrário: todas 
as ligações entre carbono e hidrogênio na molécula de CH4 são iguais em comprimento e 
em termos energéticos. Para justificar observações como esta, foi introduzido um novo 
conceito dentro da TLV: o de hibridação dos orbitais atômicos. 
 
 
Figura 31. Tipos diferentes de ligações: (a) entre dois orbitais s e (b) entre um orbital s e um p. 
 
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6.2.1 – Hibridação dos Orbitais Atômicos 
 Voltemos à etapa de promoção de um dos elétrons do orbital 2s para o orbital 
vazio do subnível 2p. Existe um gasto de energia para promover o elétron para um orbital 
de maior energia, que será compensado depois com a formação da ligação. Este gasto de 
energia seria inexistente se os orbitais dos subníveis 2s e 2p tivessem a mesma energia. 
No entanto, só orbitais do mesmo tipo podem ser degenerados. 
 Aqui entra uma particularidade dos orbitais. Como são as representações 
espaciais das funções de onda, estas podem ser combinadas de diversas maneiras, de 
forma que a energia total da molécula seja minimizada. A combinação das funções de 
onda dá origem a outras funções, que geram outros orbitais, que serão as combinações 
dos orbitais iniciais. Este é o fundamento da hibridação dos orbitais atômicos. Eles se 
combinam de forma a minimizar a energia da molécula e, por fim, justificar as 
observações experimentais. 
 
6.2.1.1 – Hibridação do tipo sp3 
 Na hibridação do tipo sp3 um orbital do tipo s irá se combinar com três orbitais do 
tipo p que formarão quatro orbitais híbridos do tipo sp3. É este o tipo de hibridação com os 
orbitais do carbono no metano, para citar um exemplo. No carbono do metano, 
representa-se a hibridação da seguinte maneira: 
2s 2p
4 orbitais híbridos do tipo sp3 
 
São estes quatro orbitais híbridos do tipo sp3 do carbono que irão se ligar aos 4 
hidrogênios. Com o modelo da hibridação, todos os orbitais do carbono envolvidos nas 
ligações com os hidrogênios são iguais, explicando porque as quatro ligações no metano 
são idênticas. 
A hibridação dos orbitais também define a geometria da molécula. Como os 
orbitais se combinam buscando minimizar a energia do sistema, eles se distribuem no 
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espaço tentando minimizar as repulsões entre as ligações. Isto é, eles se afastarão o 
máximo possível um do outro. Se houvessem duas ligações, o ângulo entre elas seria de 
180°. Com quatro ligações (quatro orbitais do tipo sp3) a maior distância possível é 
encontrada quando o ângulo entre as ligações é de 109,47°. Este arranjo espacial é 
chamado de tetraedro (Figura 32). O tetraedro tem quatro faces triangulares e quatro 
vértices. O átomo central, o carbono no CH4, se posiciona no centro do tetraedro 
enquanto os outros átomos, os hidrogênios neste exemplo, ocupam os vértices do 
tetraedro (Figura 33). 
 
 
Figura 32. O tetraedro. 
 
HH
H
H
C
 
H
C
H
H
H
109,47o
 
Figura 33. Algumas maneiras de visualizar a geometria tetraédrica do CH4. 
 
6.2.1.2 – Ligações π: Hibridação do tipo sp2 e sp 
 As ligações π têm uma particularidade: os orbitais que formarão a ligação precisam 
estar paralelos. Por esta razão, os orbitais que participarão de uma ligação do tipo π não 
podem ser híbridos. Tomemos as móleculas de eteno (C2H4) e o dióxido de carbono (CO2) 
como exemplos. Suas estruturas de Lewis são mostradas na Figura 34. Cada carbono na 
molécula de eteno tem uma ligação do tipo π e três do tipo σ. No dióxido de carbono são 
duas ligações π para um só carbono. Então, cada carbono no eteno terá que “reservar” 
um dos orbitais p para fazer a ligação π. Da mesma forma, o carbono do CO2 terá de 
“reservar” dois de seus orbitais do tipo p. 
 
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C C
H
H
H
H
O C O
 
Figura 34. As estruturas de Lewis do eteno e do dióxido de carbono. 
 
Então, a hibridação dos carbonos no eteno seria do tipo sp2, conforme o esquema abaixo: 
2s 2p 2s 2p Ligação π
1 orbital s + 2 orbitais p
 = 
 3 orbitais híbridos sp2
 
 São os três orbitais híbridos do tipo sp2 que farão as três ligações σ de cada 
carbono na molécula de eteno. Estas ligações formam um plano e têm um ângulo de 120° 
entre elas. Este arranjo é chamado de trigonal plano (ou trigonal planar) e a ligação π está 
perpendicular ao plano das ligações σ (Figura 35). 
 
C
C
HH
HH
120o
Orbitais p não hibridizados que
formarão a ligação π
 
Figura 35. A geometria trigonal plana e a posição dos orbitais p não hibridizados. 
 
Já para a molécula de dióxido de carbono, a hibridação será do tipo sp, uma vez 
que apenas um dos orbitais p estará disponível para combinar-se com o orbital s: 
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2s 2p 2s 2p
Para duas
ligações π1 orbital s + 1 orbital p
 =
 2 orbitais híbridos sp 
 
As duas ligações σ, formadas pelos orbitais híbridos sp, estarão separadas por um 
ângulo de 180°, dando origem a uma geometria angular (Figura 36). As ligações π são 
perpendiculares entre si (como os orbitais p não hibridizados). Na Figura 36, uma das 
ligações π é formada ao longo do eixo z (orbitais p azuis) enquanto a outra é formada no 
eixo x (orbitais p vermelhos). 
 
O C O
180o
CO O
zzz
y
x
x x
 
Figura 36. A geometria linear com os orbitais híbridos sp e as ligações π. 
 
As hibridações do tipo sp3, sp2 e sp descrevem de maneira correta os compostos 
onde o átomo central é um elemento que segue a regra do octeto. Moléculas que têm 
como átomo central elementos do segundo período da Tabela Periódica apresentarão 
uma destas hibridações citadas acima. No entanto, a formação de orbitais híbridos com 
apenas orbitais do tipo s e p não conseguem explicar a existência de alguns compostos, 
como o PCl5 ou o SF6. 
 
6.2.1.3 – Expansão do Octeto 
 Tanto o PCl5 como o SF6 são exemplos de compostos onde o átomo central 
ultrapassa o número de ligações esperado pela regra do octeto. Para formar um maior 
número de ligações,

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