HIBRIDIZAÇÃO E A GEOMETRIA MOLECULAR

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GOVERNO DO ESTADO DO AMAPÁ 
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO AMAPÁ
	CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA TURMA 
	DISCIPLINA: QUÍMICA INORGÂNICA I
	PROFESSOR: PEDRO EVARISTO VEIRA COQUEIRO
	ALUNO:_______________________________________________________________
	DATA _____/_______/___________ ANO 
LIGAÇÕES QUÍMICAS - HIBRIDIZAÇÃO E A GEOMETRIA MOLECULAR
A LIGAÇÃO IÔNICA
Ocorre com transferência de elétrons de um átomo para outro. Neste caso, há sempre um elemento que tende a ceder (metal) e outro que pode receber (não-metal e hidrogênio). Como, ao perder elétrons, um átomo fica com carga positiva, e o outro átomo, o que recebe, fica com carga negativa, diz-se que a ligação iônica dá origem a cátions (+) e ânions (–) ou genericamente a íons. 
Exemplo: a molécula do fluoreto de lítio - LiF
A LIGAÇÃO COVALENTE
A ligação covalente é formada pelo compartilhamento de um par de elétrons. Exemplo: a molécula do gás flúor – F2
	Ligações Intermoleculares, hibridização, Geometria molecular e Nox 
	I. FORÇAS DE VAN DER WAALS OU FORÇAS DE LONDON OU AINDA DIPOLO INDUZIDO - DIPOLO INDUZIDO: Ocorre entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres, quando por um motivo qualquer ocorre uma assimetria na nuvem eletrônica, gerando um dipolo que induz as demais moléculas ou átomos a também formarem dipolos. São de intensidade fraca. Ex.: H2; N2; O2; I2; Br2; CO2; BF3; He; Ne; Ar.
II. FORÇAS DO TIPO DIPOLO PERMANENTE - DIPOLO PERMANENTE: Ocorrem em moléculas polares, de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se aproxime da extremidade positiva do dipolo de outra molécula. São mais fortes que as forças de London; Ex.: HCl; HBr; HI; H2S; PH3.
III. PONTES DE HIDROGÊNIO: Forças de natureza elétrica do tipo dipolo permanente - dipolo permanente, porém bem mais intensas. O corre quando a molécula é polar e possui H ligado a elemento muito eletronegativo e de pequeno raio (F, O, N), de modo que o hidrogênio de uma molécula estabelece uma ligação com o átomo muito eletronegativo de outra molécula. Ex.: H2O; HF; NH3.
Obs.: Na prática as forças intermoleculares podem atuar em conjunto, e a interação entre as moléculas é calculada pela soma dos diversos tipos de forças intermoleculares atuantes. Por exemplo na água a principal força de interação molecular são as pontes de hidrogênio, embora também haja interações do tipo dipolo permanente. Entre as moléculas com interações do tipo dipolo permanente existem também interações do tipo forças de Van der Waals.
	  
	 
	HIBRIDAÇÃO
Família
Hibridação
Geometria
Angulo(s)
Exemplo
2A
Sp
Linear
180°
BeH2 (C2H2*)
3A
Sp2
Trigonal plana
120°
BH3 (C2H4*)
4A
Sp3
Tetraédrica
109°28'
CH4*
5A
Sp3d
Bipirâmide trigonal
90° e 120°
PCl5
6A
Sp3d2
Octaédrica
90°
SF6
Obs.: Carbono: (CH4*) = 4 ligações simples: sp3; (C2H4*) = 01 dupla e 02 simples: sp2; (C2H2*) = 02 duplas ou 01 tripla e 01 simples: sp)
Obs.: Hibridação da amônia (NH3) e da água (H2O): sp3.
	GEOMETRIA MOLECULAR
N.º de átomos
Existe(m) pare(s) de elétrons livres no átomo central
Geometria - ângulo
Exemplos
Polaridade
02
-----------------------
Linear - 180°
HCl; H2; CO
Polar ou Apolar
03
Não
Linear - 180°
CO2; HCN; N2O
Polar ou Apolar
03
Sim
Angular - variável
H2O; SO2; H2S
Polar
04
Não
Trigonal plana - 120°
BF3; SO3; CH2O*
Apolar (*polar)
04
Sim
Piramidal - variável
NH3; PH3; SOCl2
Polar
05
-----------------------
Tetraédrica - 109°28'
CH4;SiCl4; POCl3
Polar ou Apolar
06
-----------------------
Bipirâmide trigonal - 90° e 120°
PCl5
Apolar
07
-----------------------
Octaédrica - 90°
SF6
Apolar
 
	 Ligações 
	 
	LIGAÇÃO (sigma): é a ligação formada pela interpenetração frontal de orbitais (segundo um mesmo eixo). A ligação sigma é forte e difícil de ser rompida. Pode ser feita com qualquer tipo de orbital atômico;
LIGAÇÃO (pi): é a ligação formada pela aproximação lateral de orbitais (segundo eixos paralelos). A ligação pi é mais fraca e mais fácil de ser rompida; Só ocorre entre orbitais atômicos do tipo "pi"; 
Obs.: Quando dois átomos estabelecem uma dupla ou tripla ligação, a primeira é sempre do tipo sigma, a Segunda e a terceira ligação, se houver, serão obrigatoriamente do tipo pi.
Obs.: Os orbitais atômicos se unem para formar orbitais moleculares.
	
A teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência propõe que o arranjo geométrico dos átomos em torno de algum átomo central seja determinada somente pela repulsão entre os pares de elétrons presentes na camada de valência do átomo central.
Para prevermos a geometria de uma molécula, necessitamos conhecer somente quantos pares de elétrons estão associados ao átomo central para o qual devemos escrever a fórmula de Lewis da molécula. Logo, nos perguntamos como os pares de elétrons se distribuem espacialmente de modo que a repulsão seja entre eles a mínima?
É importante recordar que a geometria molecular estará determinada pela distribuição espacial dos pares de elétrons das ligações presentes e também pelos pares não-ligantes que estiverem em torno do átomo central, pois exercerão repulsão sobre as ligações, alterando o ângulo das mesmas.
A= átomo central, X= átomos ligantes, E= pares de elétrons não-ligantes.
Resumindo:
1. A estrutura das moléculas é determinada pelas repulsões entre todos os pares de elétrons presentes na camada de valência.
2. Um par isolado de elétrons ocupa mais espaço em torno do átomo central do que um par de elétrons ligante, já que o par isolado é atraído por apenas e o par ligante é atraído por dois núcleos. Pode-se inferir que a repulsão  entre dois pares isolados é maior que a repulsão de um par isolado e um par de elétrons ligantes, que por sua vez é maior que a repulsão entre dois pares de elétrons  ligantes. Assim a presença pares de elétrons isolados provoca distorções nos ângulos de ligação da molécula. Se o ângulo entre o par isolado no átomo central e um par ligante aumentar, os ângulos de ligação observados entre os átomos deve diminuir.
3. A magnitude das repulsões entre os pares de elétrons ligantes depende da diferença de eletronegatividades entre o átomo central e os demais átomos.
4. Ligações duplas repelem-se mais intensamente que ligações simples, e ligações triplas provocam maior repulsão do que ligações duplas
 Número de Oxidação - NOX
	 
	
Elementos
Situação
NOX
Exemplos
1A
Em todas as substâncias compostas
1+
NaCl; KOH
2A
Em todas as substâncias compostas
2+
MgO; CaS
Ag
Em todas as substâncias compostas
1+
AgNO3; AgCl
Zn
Em todas as substâncias compostas
2+
ZnSO4; Zn(OH)2
Al
Em todas as substâncias compostas
3+
AlPO4; Al2O3
S
Sendo o elemento mais eletronegativo do composto
2-
H2S; MgS
7A
Sendo o elemento mais eletronegativo do composto
1-
NaBr; LiCl
H
Ligado a elemento mais eletronegativo
1+
NH3; HCl
H
Ligado a elemento mais eletropositivo
1-
NaH; MgH2
O
Em todas as substâncias compostas que não sejam os casos abaixo
2-
H2O; CaCO3
O
Em peróxidos
1-
H2O2; Ag2O2; Na2O2
O
Em superóxidos
1/2 -
K2O4; MgO4
O
Em fluoretos
2+ 
1+
OF2 
O2F2
Obs1.: Para um íon monoatômico o NOX é a própria carga do íon;
Obs2.: O NOX de uma substância simples é igual a zero;( O2 , H2 , N2 , Cl2 , Na, Fe, Au, )
Obs3.: A soma dos NOX de todos os átomos de uma substância composta é igual a zero;
Obs4.: A soma dos NOX dos átomos presentes em um íon poliatômico é igual a sua carga.
Obs4.: A soma dos NOX dos átomos presentes em um íon poliatômico » igual a suacarga.
REPRESENTAÇÃO GEOMÉTRICA DO SUBNIVEL P NO PLANO TRIDIMENSIONAL 
	
SUBNÍVEL P
	Px
	Py
	Pz
REPRESENTAÇÃO GEOMÉTRICA DO SUBNIVEL d NO PLANO TRIDIMENSIONAL
SUBNÍVEL d
	dxy
	dxz
	dyz
	dx 2 – dy 2
	dz 2
RESUMO
Hibridação 
	Família 
	Hibridação 
	Geometria 
	Angulo(s) 
	Exemplo 
	2A 
	Sp 
	Linear 
	180° 
	BeH2 (C2H2*) 
	3A 
	Sp2 
	Trigonal plana 
	120° 
	BH3 (C2H4*) 
	4A 
	Sp3 
	Tetraédrica 
	109°28' 
	CH4* 
	5A 
	Sp3d 
	Bipirâmide trigonal 
	90° e 120° 
	PCl5 
	6A 
	Sp3d2 
	Octaédrica 
	90° 
	SF6 
Geometria Molecular 
	
N.º de átomos
	Existe(m) pare(s) de elétrons livres no átomo central
	
Geometria - ângulo
	
Exemplos
	
Polaridade
	02 
	------------- 
	Linear - 180° 
	HCl; H2; CO 
	Polar ou Apolar 
	03 
	Não 
	Linear - 180° 
	CO2; HCN; N2O 
	Polar ou Apolar 
	03 
	Sim 
	Angular - variável 
	H2O; SO2; H2S 
	Polar 
	04 
	Não 
	Trigonal plana - 120° 
	BF3; SO3; CH2O* 
	Apolar (*polar) 
	04 
	Sim 
	Piramidal - variável 
	NH3; PH3; SOCl2 
	Polar 
	05 
	------------- 
	Tetraédrica - 109°28' 
	CH4;SiCl4; POCl3 
	Polar ou Apolar 
	06 
	------------- 
	Bipirâmide trigonal - 90° e 120° 
	PCl5 
	Apolar 
	07 
	------------- 
	Octaédrica - 90° 
	SF6 
	Apolar 
T
Teoria da Ligação de Valência 
Considerando moléculas poliatômicas, Linus Pauling (The Nature of the Chemical Bond – 3rded., NY, 1960), utilizou o princípio do recobrimento orbital máximo para uma ligação covalente forte e isso requer a combinação de orbitais atômicos para formar orbitais híbridos no átomo central da molécula. De acordo com esta teoria, a forma geométrica de um composto dependerá do tipo de orbital hibrido do átomo central envolvido nas ligações químicas. A teoria também consegue explicar as propriedades magnéticas dos compostos (paramagnética ou diamagnética), como foi demonstrado (neste site) para os compostos exemplificados em Química Geral, se aplicando muito bem aos compostos de coordenação da série de transição. Considere as seguintes possibilidades para a geometria molecular, em função das hibridizações orbitais e os respectivos orbitais utilizados pelo ión metalico central:
	Geometria 
	Híbrido 
	Orbitais utilizados 
	Linear 
	sp 
	s + pz 
	Trigonal plana 
	sp2 
	s + px + py 
	Tetraédrica 
	sp3 
	s + px + py + pz 
	Tetraédrica 
	sd3 
	s + dxy + dxz + dyz 
	Quadrada plana 
	dsp2 
	s + px + py + dx2-y2 
	Bipirâmide trigonal 
	dsp3 
	s + px + py + pz + dz2 
	Octaédrica 
	sp3d2 ou d2sp3 
	s + px + py + pz + dz2 + dx2-y2 
Como já definimos, os compostos de coordenação são formados por uma interação do tipo ácido-base de Lewis, em que o ácido participa da ligação química disponibilizando orbitais vazios e hibridizados, para serem ocupados pelos ligantes, conforme os seguintes exemplos, em que demonstramos a formação das ligações químicas em cada complexo: 
Exemplificamos, na seguinte tabela, a hibridização do átomo central e a geometria da molécula, para vários complexos dos metais de transição.
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