ESTRUTURA DAS MOLÉCULAS

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ESTRUTURAS DAS MOLÉCULAS
• Teoria da Ligação de Valência
• Walter Heitler, Fritz London, John Slater e Linus 
Pauling (1925 e 1930) 
• Teoria dos Orbitais Moleculares
• John E Lennard-Jones (1929)
• Teoria VSEPR - modelo da repulsão dos 
pares de elétrons da camada de valência
• Ronald Gillespie (1940)
Teoria da Ligação de Valência
Ligações Sigma (  e Pi (
Hibridação dos Orbitais
Hibridação em Moléculas
Características das ligações duplas
Essa teoria foi desenvolvida entre 
1925 e 1930 por Walter Heitler, Fritz 
London, John Slater e Linus Pauling 
Orbitais atômicos s e p
 s px pz py
Configuração Eletrônica
s
Energia relativa dos orbitais atômicos
Átomo de boro Átomo de carbono
Ligação covalente
Molécula do hidrogênio
Ligação covalente
Molécula de fluor
Orbitais moleculares sigma (σ) 
formados
com orbitais p
Orbitais moleculares π formadas 
com orbitais p
Orbitais híbridos sp
átomo de Be
Orbitais híbridos sp
átomo de Be
Orbitais híbridos sp
átomo de Be
Orbital sp
Um orbital sp Dois orbitais sp
Molécula de BeCl2
Ligação σ: orbitais sp do 
Be e p do Cl Molécula linear
Hibridização sp do carbono
C 
1s 2s 2p
.. .. ..
Hibridização sp do carbono
C 
1s 2s 2p
.. .. ..
. .....
2p2s1s
C .. . . . . promoção de 1 elétron:quatro elétrons desemparelhados
Hibridização sp do carbono
C 
1s 2s 2p
.. .. ..
. .....
2p2s1s
C .. . . . . promoção de 1 elétron:quatro elétrons desemparelhados
. .....
2p2s1s
C hibridização sp
C 
1s 2sp 2p
.. .. ..
. ... . .
Dois orbitais híbridos sp
Dois orbitais p
Cada orbital contém um elétron
Hibridização sp do carbono
Molécula do acetileno
linear
Orbitais híbridos sp2
Orbitais híbridos sp2
Orbitais híbridos sp2
Orbitais híbridos sp2
Um orbital sp2 Três orbitais sp2 
Molécula de BF3
Molécula plana
Trigonal planar
Hibridização sp2 do Carbono
C 
1s 2s 2p
.. .. ..
Hibridização sp2 do Carbono
C 
1s 2s 2p
.. .. ..
. .....
2p2s1s
C .. . . . . promoção de 1 elétron:quatro elétrons desemparelhados
Hibridização sp2 do Carbono
C 
1s 2s 2p
.. .. ..
. .....
2p2s1s
C .. . . . . promoção de 1 elétron:quatro elétrons desemparelhados
. .....
2p2s1s
C hibridização sp2
C 
1s 2sp2 2p
.. .. ..
. ... . .
Três orbitais sp2
Um orbitral p
Cada orbital com um elétron
Hibridização sp2 do Carbono
Molécula do etileno:
planar
Orbitais híbridos sp3
Orbitais híbridos sp3
Orbitais híbridos sp3
Quatro orbitais sp3
Cada orbital com 1 elétron
Orbitais híbridos sp3
Um orbital sp3 Quatro orbitais sp3
Molécula do metano
Molécula CH4
Tetraedro
Molécula da Amônia
Um par de elétrons não compartilhados
Molécula da água
Dois pares de elétrons não compartilhados
Comparação dos ângulos de ligação
Compressão dos ângulos de ligação causada pelos pares de 
elétrons não compartilhados.
Polaridade das ligações
Eletronegatividade: F > O > Cl, N > Br > C, H
Polaridade das moléculas
Momento de dipolo
Polaridade das moléculas
Momento de dipolo
Forças intermoleculares
H F H F H O
H
H O
H
H N
H
H N
H
H H
H N
H
H O
H H
C H
H
H
R O
H
H
Interação dipolo-dipolo
Entre moléculas polares
Ex: ligações de hidrogênio
Forças de van der Waals
OBS: não existe ponte de Hidrogênio com:
Entre moléculas apolares
Dipolos induzidos na superfície das moléculas
Interação mais fraca
+ - + - + - + - + - +
- + - + - + - + - + -
Influência das forças intermoleculares
H O
H
H O
H
Ligações de hidrogênio aumentam o ponto de 
ebulição
Ex: p.e. H2O é 160 oC maior que H2S
H S
H
H S
H
Importância da ligação de hidrogênio no 
DNA 
Temperaturas de ebulição e fusão dos alcanos
Relacione as interações de van der Walls com os 
pontos de ebulição (B.p.)
Forças interiônicas
São interações mais fortes que as intermoleculares
Geralmente as temperatura de fusão e de ebulição são 
mais altas para os compostos iônicos
Os líquidos iônicos são excessões
Homólise vs Heterólise
Processo favorável em fase gasosa
ou com solventes apolares
Homólise A B A B+
Homólise vs Heterólise
Processo favorável em fase gasosa
ou com solventes apolares
Homólise A B A B+
Processo favorável em solventes polares,
pois favorecem a separação das cargas
Heterólise A B A B+
Solubilidade
Solutos iônicos são bem dissolvidos em solventes polares.
Ex. NaCl em H2O.
O
H H 


 
Solubilidade
Solutos iônicos são bem dissolvidos em solventes polares.
Ex. NaCl em H2O.
O
H H 


 
Solutos não iônicos polares – são dissolvidos em solventes polares
Solutos não iônicos apolares – são dissolvidos em solventes apolares
Ácidos e Bases
Ácido : H2SO4 , HCl > H3O
+ > NH4
+ > H2O
+ forte
Conceito de Lowry-Bronsted
Ácido - doa próton
Base - recebe o próton.
Ácidos e Bases
Ácido : H2SO4 , HCl > H3O
+ > NH4
+ > H2O
+ forte
Base : HSO4
- , Cl- < H2O < NH3 < OH
-
+forte
Conceito de Lowry-Bronsted
Ácido - doa próton
Base - recebe o próton.
Ácidos e Bases
Ácido : H2SO4 , HCl > H3O
+ > NH4
+ > H2O
+ forte
Base : HSO4
- , Cl- < H2O < NH3 < OH
-
+forte
Conceito de Lowry-Bronsted
Ácido - doa próton
Base - recebe o próton.
C2H5OH H2SO4 C2H5OH HSO4
H
+ +
Ácidos e Bases
Base - fornece elétrons para formar uma ligação
Ácido - aceita elétrons " " " " "
Conceito de Lewis
BF
F
F
NH3 B
F
F
F NH3
OBS: O Boro não 
está com o octeto
 formado
Ácidos e Bases
Acidez: H-CH3 << H-NH2 < H-OH < H-F
 H-SH < H-Cl
 
Base - fornece elétrons para formar uma ligação
Ácido - aceita elétrons " " " " "
Conceito de Lewis
Variação da acidez de HX com a eletronegatividade de X
BF
F
F
NH3 B
F
F
F NH3
OBS: O Boro não 
está com o octeto
 formado
Ácidos e Bases
Acidez: H-CH3 << H-NH2 < H-OH < H-F
 H-SH < H-Cl
 
Base - fornece elétrons para formar uma ligação
Ácido - aceita elétrons " " " " "
Conceito de Lewis
Variação da acidez de HX com a eletronegatividade de X
Variação da acidez de HX com o tamanho do átomo X
H-OH < H-SH < H-SeH
Acidez: H-F < H-Cl < H-Br < H-I..
BF
F
F
NH3 B
F
F
F NH3
OBS: O Boro não 
está com o octeto
 formado
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