Ligações Químicas e Estrutura Molecular

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1 
 Curso: Engenharia Ambiental 
 
 Disciplina: Química Geral 
 
 
TÓPICO 2 – Ligações Químicas e Estrutura 
Molecular 
 
 
Profª. Drª. Elisandra Scapin 
2 
Ligações Químicas 
 
Ligação química é a junção de dois ou mais átomos. 
 
Forma-se uma ligação química entre dois átomos se o 
arranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons tem 
menos energia do que a energia total dos átomos 
separados. 
 
3 
Ligação iônica: o abaixamento de energia pode ser obtido pela 
transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo 
para outro, formando íons e o composto mantén-se unido pela 
atração eletrostática entre os íons. 
 
Ex.: NaCl 
 
Ligação covalente: a diminuição de energia é atingida pelo 
compartilhamento de elétrons. 
 
Ex.: NH3, o gás formado por moléculas de NH3 tem energia 
mais baixa do que um gás formado pelo mesmo número de 
átomos de N e H. 
4 
Ligação metálica: cátions em grande número são mantidos 
juntos por um grande número de elétrons. 
 
Ex.: pedaço de cobre - formado por um conjunto de íons 
mantidos juntos por um mar de elétrons, onde cada um vem 
de um átomo da amostra. 
 
As mudanças de energia que respondem pela formação de 
ligações ocorrem quando os elétrons de valência dos 
átomos – os elétrons da camada mais externa – mudam de 
posição. 
5 
Ligação iônica  metal + Não-metal 
Ligação Covalente  não-metal + não-metal 
Ligação metálica  metal + metal 
6 
LIGAÇÕES IÔNICAS 
 
A ligação iônica ocorre entre cátions e ânions. 
 
É caracterizada pela existência de forte atração eletrostática 
entre os íons de cargas opostas. 
 
A ligação iônica ocorre entre elementos que apresentam 
tendências opostas - um dos átomos da ligação possui 
tendência de perder elétrons e o outro de receber elétrons. 
 
- átomos que perdem elétrons: metais das famílias IA, IIA e 
IIIA - baixa energia de ionização. 
 
- átomos que recebem elétrons: ametais das famílias VA, VIA 
e VIIA. Alta afinidade eletrônica. 
 
7 
Ex.: o cristal de NaCl tem energia 
menor do que um gás de átomos 
de Na e Cl separados. 
 
A formação do sólido ocorre em 
três etapas: 
 
1. Os átomos de Na liberam é 
2. Os é se ligam aos átomos de Cl 
3. Os íons resultantes agrupam-se 
como um cristal. 
8 
A afinidade eletrônica do Cl = +349kJ.mol-1 – logo +349kJ.mol-1 
de energia são liberados quando elétrons se ligam aos átomos 
de Cl par formar os ânions: 
 
 
 
O balanço de mudança de energia é: 
494 – 349 = +145 
Cl(g) + e-(g) Cl-(g) energia liberada = 349kJ.mol
-1
Na – [Ne]3s1 – o átomo de Na deve formar um íon +1. 
A energia de ionização do Na = 494 kJ.mol-1 – é preciso 
fornecer esta quantidade de energia para formar o cátion Na+. 
Na(g)  Na+(g) + e- Energia necessária (EI): 494 kJ.mol-1 
 não há razão para se formar NaCl. 
9 
A contribuição que falta é a forte atração eletrostática entre 
os íons de cargas opostas no sólido. 
 
Quando os íons Na+ o e Cl- se unem para formar um sólido 
cristalino, a atração mútua libera uma grande quantidade de 
energia. 
145 – 787 = -642 kJ.mol-1 – há um decréscimo de energia 
energia liberada = 787kJ.mol-1Na
+(g) + Cl-(g) NaCl(g) 
A energia reticular é a energia necessária para separar 
completamente os íons uns dos outros em um mol de um 
composto sólido para formar uma nuvem de íons gasosos! 
A reação é violentamente exotérmica. 
10 
Ciclo de Born Haber para o NaCl 
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s) 
• Sublime Na: 
ΔHsub = 107.8 kJ/mol 
 Ionize Na: 
IE1 = 495.4 kJ/mol 
 Break Cl bond: 
½( DCl-Cl) = 121.3 kJ/mol 
 Ionize Cl: 
EA = -348.8 kJ/mol 
 Form bond: 
-U = -787 kJ/mol 
 
11 
12 
Para qualquer composto iônico, a principal influência na 
estabilização é a energia reticular que, quando é liberada, é 
grande o suficiente para superar a energia líquida inicial 
necessária para formar os íons a partir de seus elementos. 
Composto Íons 
Energia 
Reticular 
(kJ.mol-1) 
13 
O sólido iônico não se mantém junto por ligações entre pares 
específicos de íons: 
 
-Todos os cátions interagem mais ou menos com todos os 
ânions; 
 
- todos os cátions repelem-se uns aos outros e todos os ânions 
repelem-se uns aos outros. 
 
A ligação iônica é uma característica de um cristal como um todo 
e o abaixamento líquido de energia leva em conta todo o cristal. 
A energia realmente abaixa se a atração 
entre os íons é maior do que a energia 
necessária para fazê-los. 
14 
A principal contribuição energética é a energia de ionização do 
elemento que fornece o cátion. 
 
Os metais tem energias de ionização suficientemente baixas para 
que a formação de cátions monoatômicos seja energeticamente 
favorável. 
 
Os metais podem perder seus elétrons de valência  cátions. 
 
Os não-metais acomodam os elétrons na sua camada de valência 
 ânions. 
15 
Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions empacotados 
em um arranjo regular. 
 
Os sólidos iônicos são um exemplo de sólidos cristalinos. 
 
 
 
 
 
 
 
A existência do retículo iônico determina as principais 
características dos compostos iônicos: 
 
a) Como apresentam forma definida, são sólidos nas condições 
ambientes. 
16 
c) Apresentam 
condutibilidade elétrica 
quando dissolvidos em 
água ou quando puros 
no estado líquido 
(fundidos), devido à 
existência de íons com 
liberdade de movimento. 
b) Os compostos 
iônicos apresentam 
elevadas temp. de 
fusão e temp. de 
ebulição. 
17 
d) A interação coulombiana entre os íons em um sólido é grande 
quando os íons são pequenos e tem carga alta. 
 
e) Seu melhor solvente é a água. 
 
f) Quando submetidos a impacto, quebram facilmente, produzindo 
faces planas  duros e quebradiços. 
 
Esta sequência de imagens mostra que os sólidos iônicos são 
quebradiços: 
18 
Configurações eletrônicas de íons 
 
Quando um átomo de um metal do bloco s forma um cátion, ele 
perde é até atingir a configuração eletrônica de um gás nobre. 
11Na (1s
22s22p63s1)  11Na
+ (1s22s22p6) + é 
 
12Mg(1s
22s22p63s2)  12Mg
2+ (1s22s22p6) + 2é 
 
13Al(1s
22s22p63s23p1)  13Al
3+ (1s22s22p6) + 3é 
19 
Embora o Al e o In estejam ambos no Grupo IIIA: 
- Al forma íons Al3+ - In forma íons In3+ e In+. 
 
Efeito do par inerte - tendência de formar íons com carga 2 
unidades mais baixa do que o esperado pelo número do 
grupo. 
 
O efeito do par inerte é devido, em parte, às energias relativas 
dos elétrons de valência s e p. 
 
In3+ 
In+ 
Sn2+ 
Sn4+ 
20 
21 
O Sn (Grupo IVA) - forma óxido de Sn(IV) quando aquecido ao 
ar. 
O Pb, mais pesado, perde somente seus 2é p e forma óxido de 
Pb(II). 
In3+ 
In+ 
Sn2+ 
Sn4+ 
22 
A partir do 3º período da Tabela Periódica, os é de valência s 
têm energia muito baixa por causa de sua boa penetração e 
da baixa capacidade de blindagem dos elétrons d. 
 
Assim os é de valência s podem permanecer ligados ao 
átomo durante a formação do íon. 
 
O efeito do par inerte é 
mais pronunciado nos 
átomos pesados do bloco p, 
onde a diferença de 
energia entre os elétrons 
s e p é maior . 
23 
Quando os metais que estão à esquerda do bloco p, no 4º 
período, perdem seus e- s e p, eles expõem uma subcamada 
completa adicional de e-d. 
 
Ex.: Ga : [Ar] 4s2 3d104p1 
 Ga+ : [Ar]4s2 3d10 
 Ga3+ : [Ar] 3d10 
 
Os elétrons d estão mais firmemente ligados ao núcleo e 
na maior parte dos casos não podem ser perdidos. 
 
No bloco d, as energias dos orbitais (n-1)d ficam abaixo das dos 
orbitais ns. 
 
Importante: quando os metais de transição formam cátions, os 
é s são perdidos primeiro, seguindo-se um número variável de 
(n-1)d. 
24 
Cátions: os elétrons são removidos do orbital com o maior 
número quântico principal, n: 
25Mn ([Ar]4s
23d5)  25Mn
2+ ([Ar]3d5) + 2é 
Ex.: 26Fe ([Ar] 4s
23d6) → 26Fe
2+ ([Ar]3d6) 
 26Fe ([Ar] 4s
23d6) → 26Fe
3+ ([Ar]3d5) 
25 
Os não-metais raramente perdem é em reações químicas – E.I. 
são muito altas. 
 
Mas, podem adquirir é para completar sua camada de valência e 
completar o octeto. 
 
Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo 
valor de n disponível: 
F (1s2 2s2 2p5) → F- (1s2 2s2 2p6) 
26 
Metais 
Não-Metais 
Metal – baixa energia de ionização – perde um ou dois elétrons de 
valência 
Não-metal – Afinidade eletrônica altamente negativa - ganha 
elétrons 
27 
Símbolos de Lewis: A estrutura de Lewis de um composto 
iônico consiste na combinação entre estruturas de Lewis dos 
íons individuais. 
Ex.: Na2O 
Na
O
Na
2Na+[ O ]
2-
28 
LIGAÇÃO COVALENTE 
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de 
elétrons para que cada um atinja o octeto. 
2. À medida que os átomos se aproximam, eles 
começam a interagir e a energia potencial diminui. 
As interações atrativas diminuem a energia 
potencial. 
1. Quando afastados, os 
átomos não interagem entre 
si – a energia potencial é 
zero. 
3. Quando os átomos atingem 
uma separação ótima, existe um 
compartilhamento de elétrons 
entre os dois núcleos. Essa 
distância (distância de ligação) 
diminui a energia potencial. 
Energia de ligação: quantidade 
pela qual a energia é diminuída 
pela interação 
4. Quando os átomos são empurrados para 
muito próximos os núcleos começam a se 
repelir. Como consequência existe um 
aumento significativo na energia potencial. 
29 
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 - 
corresponde à distância de ligação. 
 
Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos 
começam a se repelir e a energia aumenta. 
 
À distância de ligação, as forças de atração entre os núcleos 
e os elétrons equilibram exatamente as forças repulsivas. 
30 
Estruturas de Lewis 
 
As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos 
de Lewis dos elementos: 
 
 
 
 
 
 
Nas estruturas de Lewis, 
cada par de elétrons em 
uma ligação é representado 
por uma única linha: 
31 
Ligações múltiplas: 
32 
A distância entre os átomos ligados diminui à medida que o 
número de pares de elétrons compartilhados aumenta. 
 
Para escrever a estrutura de Lewis é necessário saber que 
átomos estão ligados entre si na molécula. 
 
Para saber qual o átomo central observa-se o elemento 
com mais baixa energia de ionização. 
 
Outra forma de prever a estrutura é arranjar os átomos 
simetricamente em torno do átomo central. 
 
Ex.: SO2 é OSO e não SOO 
 
 Exceção: N2O é NNO 
33 
As fórmulas químicas simples tem o átomo central escrito 
primeiro. 
 
Ex.: OF2 tem arranjo FOF 
 
 
Excessão: H2O é HOH 
 H2S é HSH 
 
Íons poliatômicos como o NH4
+ e o SO4
- são mantidos juntos 
por ligações covalentes. 
 
Cada átomo contribui com um número de 
elétrons igual ao número de elétrons da 
camada de valência. 
CO2 
ClO4 
34 
EX.: HNO3 
35 
O cátion é o ânion tem de ser tratados separados pois eles 
são íons separados – não se ligam por pares compartilhados. 
 
Ex.: (NH4)2SO4 
Ex.: Uréia , (NH2)2CO 
36 
É Preciso aprender a desenhar as Estruturas de Lewis 
Como escrever estruturas de Lewis para espécies poliatômicas: 
37 
12 pares 
16 pares 
8 pares 
38 
CARGA FORMAL 
 
A carga formal é a carga que um átomo teria em uma 
molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma 
eletronegatividade. 
 
É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis 
obedecendo-se a regra do octeto para todos os átomos. 
 
Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a 
carga formal. 
39 
Para calcular a carga formal: 
 
1. Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) 
são atribuídos ao átomo no qual estão localizados. 
 
2. Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada 
átomo em uma ligação. 
 
A carga formal é: 
Nº de é de valência – (o nº de ligações + nº de é não 
compartilhados) 
40 
 Calcule as cargas formais para o íon cianeto (CN-): 
 
•Para o C: 
Elétrons de valência: 4 (pela tabela periódica). 
 
Pela estrutura de Lewis: 5 elétrons (2+3). 
 
Carga formal: 4 – (2 +3)= -1. 
 
•Para o N: 
 
Élétrons de valência: 5. 
 
Pela estrutura de Lewis: 5 elétrons. 
 
Carga formal = 5 – (2+3) = 0. 
C N
Soma das cargas 
formais: -1 + 0 = -1 
41 
Ex.: H2SO4 
42 
1 – (1-0) = 0 
-1 
43 
Comparando as duas possíveis estruturas: 
44 
A estrutura mais estável tem: 
 
1) a carga formal mais baixa em cada átomo, 
 
2) a carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos. 
 
Exemplo: O íon cianato (NCO-) tem três estruturas de Lewis 
possíveis. Desenhe três estruturas de Lewis e atribua as cargas 
formais aos átomos em cada estrutura. Qual a estrutura de Lewis 
Preferida? 
-2 0 +1 -1 0 0 0 0 -1
N = 5 -(6 +1) = -2
C = 4 - (4) = 0
O = 6 - (2 + 3) = +1
N C O[ ]
-
N C O[ ]
-
N C O[ ]
-
N = 5 -(4 +2) = -1
C = 4 - (4) = 0
O = 6 - (4 + 2) = 0
N = 5 -(2 +3) = 0
C = 4 - (4) = 0
O = 6 - (6 + 1) = -1
45 
Exceções À Regra Do Octeto 
 
O C, N e F obedecem rigosamente à regra do octeto, desde 
que existam elétrons disponíveis em número suficiente. 
 
Átomos como o P, S, Cl e outros não metais do 3º período e 
seguintes podem acomodar mais de 8 elétrons na camada 
de valência. 
 
Expansão da Camada de Valência 
 
A regra diz que os é tendem a preencher a camada externa 
para atingir a configuração de um gás nobre – ns2 np6. 
 
 
 
46 
Quando o átomo central tem orbitais d vazios, ele pode 
acomodar 10, 12 ou mais “é” - expansão da camada de 
valência. 
 
Somente os átomos do 3º período em diante podem ter 
octetos expandidos. 
 
Os orbitais d são baixos o suficiente em energia para 
participarem de ligações e receberem densidade eletrônica 
extra. 
Ex.: PCl5 - composto hipervalente 
P
Cl
ClCl
P
Cl
ClCl
ClCl
Tricloreto de fósforo 
Houve expansão da camada 
de valência do átomo de 
fósforo - possui 10 é. 
Exemplo: no PF5, a configuração eletrônica do átomo de P é 
(Ne) 3s2, 3px
1, 3py
1 e 3pz
1, e este dispõe, ainda, de 5 orbitais 
3d vazios no nível de valência. 
47 
Como as diferenças de energia, (neste caso), entre os orbitais 3s, 
3p e 3d são pequenas, pode haver promoção de um elétron do 
orbital 3s para o 3d sem aumento significativo de energia, 
possibilitado a formação de cinco orbitais híbridos do tipo sp3d. 
48 
Tetrafluoreto de enxofre 
Deficiência em elétrons 
Relativamente raro. 
 
As moléculas com menos de um octeto são típicas para 
compostos dos Grupos1A, 2A, e 3A. 
 
Ex.:BF3 e BCl3. B FF
F
49 
Estruturas de ressonância 
 
Algumas moléculas não são bem representadas por uma 
única estrutura de Lewis. 
 
As estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas 
similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de 
átomos. 
 
Exemplo: 
NO3
- - íon nitrato, usado na forma de KNO3 em adubos e 
fertilizantes. 
50 
As três estruturas de Lewis são válidas e tem a mesma 
energia. 
 
Deveríamos esperar que a ligação dupla fosse mais curta do 
que as ligações simples em todas as estruturas, porém todas 
as ligações são iguais. 
 
Como as três ligações são idênticas, o íon nitrato é 
representado pela fusão das três estruturas de Lewis, com 
cada ligação tendo propriedades intermediárias entre uma 
simples e uma dupla. 
51 
Esta fusão de estruturas é chamada de ressonância e a 
estrutura resultante da fusão - híbrido de ressonância. 
 
O3 tem duas ligações idênticas, ao passo que a estrutura de 
Lewis requer uma simples (mais longa) e uma ligação dupla 
(mais curta). 
O
O
O
O
O
O
52 
Exemplo: CO3
2- - íon carbonato, 
53 
A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de 
caráter intermediário. 
 
Exemplos comuns: O3, NO3
-, SO4
2-, NO2 , CO2
- e benzeno. 
 
 
Ex.: benzeno 
 
 
 
A estrutura experimental do benzeno mostra que todas as 
ligações C-C têm o mesmo comprimento. 
 
Da mesma forma, sua estrutura mostra que o benzeno é 
plano. 
54 
Polaridade Das Ligações 
 
Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons 
estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro. 
 
O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações 
polares. 
55 
A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma 
medida da polaridade de ligação. 
 
A eletronegatividade aumenta ao logo de um período e ao 
subirmos em um grupo. 
 
56 
 
 
A polaridade de uma molécula depende da polaridade das 
ligações e também da geometria molecular. 
Em moléculas simétricas os momentos de dipolo se cancelam: 
57 
Polar 
58 
59 
a) b) 
Sem Dipolo 
Resultante 
60 
61 
A energia necessária para quebrar uma ligação covalente é 
denominada entalpia de dissociação de ligação, D. 
 
Cl2(g)  2Cl(g). 
 
Quando mais de uma ligação é quebrada: 
 
CH4(g)  C(g) + 4H(g) H = 1660 kJ 
 
A entalpia de ligação é uma fração do H para a reação de 
atomização: 
 
D(C-H) = ¼ H = ¼(1660 kJ) = 415 kJ 
 
A energia de ligação cresce quando a multiplicidade da ligação 
aumenta. 
 
Decresce quando aumenta o número de pares isolados em átomos 
vizinhos e decresce com o aumento do raio atômico. 
FORÇAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES 
62 
63 
64 
Entalpias de ligação e entalpias de reação 
 
A entalpia da reação é dada pela soma das entalpias de 
ligações quebradas menos a soma das entalpias das 
ligações formadas. 
 
Ex.: CH4(g) + Cl2(g)  CH3Cl(g) + HCl(g)
 H = ? 
 
- Ligações quebradas: uma C-H e uma Cl-Cl 
- Ligações formadas: uma C-Cl e uma H-Cl. 
 
A reação como um todo é exotérmica  as ligações 
formadas são mais fortes do que as ligações quebradas. 
65 
Quando o 
número de 
ligações entre 
os átomos 
aumenta, mais 
próximos eles 
estão e são 
mais 
firmemente 
unidos. 
66 
Exercícios: 
1. Estime o H para seguinte reação: 
2. O fosfogênio, substância usada em gás venenoso de combate na 
Primeira Guerra Mundial, foi primeiro preparado pela ação da luz do 
sol em uma mistura de gases monóxido de carbono cloro. O 
fosfogênio tem a seguinte composição elementar:12,14% de C, 
16,17% de O e 71,69% de Cl em massa. Sua massa molar é 
98,9g/mol. 
a) Determine a fórmula molecular deste composto 
b) Desenhe três estruturas de Lewis para a molécula que satisfaça a 
regra do octeto de cada átomo. 
c) Usando as cargas formais, determine qual estrutura de Lewis é mais 
importante. 
d) Usando as entalpias de ligação, estime o valor de H para formação 
do fosfogênio a partir de CO e Cl2. 
C
H
H
H
C
H
H
H + 7/2O2 CO O + O HH2 3
67 
Orbitais híbridos e Arranjos das Moléculas 
 
As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica. 
 
A forma espacial de uma molécula é determinada por seus 
ângulos de ligação. 
 
Ex.: CCl4 - verifica-se que todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl 
são de 109,5. 
 
•Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana. 
 
•Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um 
tetraedro com o C no seu centro 
68 
69 
As Moléculas são Tridimensionais com Formas que São 
Construídas a Partir de 5 Arranjos Básicos 
Molécula Trigonal Plana 
Molécula Linear 
Molécula Tetraédrica 
Molécula Trigonal Bipiramidal 
Molécula Octaédrica 
70 
Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons 
de valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula 
assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão. 
 
Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par 
de Elétrons no Nível de Valência (RPENV ou VESPR). 
 
 
As Formas Moleculares são Previstas por meio da 
Teoria do Modelo RPECV (Repulsão do par eletrônico 
da Camada de Valência) 
71 
Teoria VESPR : a estrutura é mais estável quando as regiões de 
alta densidade de elétrons no átomo central estão o mais 
distante possível. 
72 
Ex.: Existem formas simples para as moléculas AB2 e AB3. 
Note que: 
- para nomear a fórmula molecular considera-se apenas a 
posição dos átomos, ignorando os pares de elétrons isolados. 
 
- Não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas. 
73 
Existem cinco geometrias fundamentais para a forma 
molecular: 
Ex.: BeCl2 BF3 CH4 
Ex.: PCl5 SF6 
74 
Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo central, 
consideramos todos os elétrons (pares solitários e pares 
ligantes). 
 
Quando damos nome à geometria molecular, 
focalizamos somente na posição dos átomos. 
75 
Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a 
distinção entre pares de elétrons não-ligantes e pares 
ligantes. 
 
Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D 
de TODOS os pares de elétrons (ligantes ou não ligantes). 
 
Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar 
a repulsão é-é. 
 
Ignoramos os pares solitários na geometria molecular. 
 
Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de 
bipirâmide trigonal) ou AB6 (octaédricos). 
76 
Todos os átomos que obedecem a regra do octeto têm arranjos 
tetraédricos. 
Os ângulos de ligação diminuem quando o número de pares de 
elétrons não-ligantes aumenta. 
Os elétrons nas ligações múltiplas se repelem mais do que os 
elétrons nas ligações simples. C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
77 
Para determinar o arranjo: 
 
•Desenhe a estrutura de Lewis, 
 
•conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo 
central, 
 
•ordene os pares de elétrons em uma das geometrias para 
minimizar a repulsão e--e- . Conte as ligações múltiplas um par 
de ligação. 
78 
AX2 
AX3 
AX2E 
79 
AX3E 
AX4 
AX2E2 
80 
AX5 
AX4E 
AX3E2 
81 
AX2E3 
82 
AX6 
AX4E2 
AX5E 
83 
As estruturas de Lewis e o modelo RPENV não explicam porque 
uma ligação se forma. 
 
A teoria de ligação de valência Explica a ligação como uma 
sobreposição de Orbitais Atômicos 
 
As ligações se formam quando os orbitais nos átomos sesuperpõem. 
 
Existem 2é de spins contrários na superposição de orbitais. 
 
Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para 
adotarem uma geometria adequada para a ligação. 
Ligação covalente e Superposição de orbitais - 
Orbitais híbridos sp, sp2 e sp3 
 
84 
A hibridização é determinada pelo arranjo. 
 
 Ex.: BeF2 
Não existem é 
desemparelhados 
disponíveis para ligações. 
Be : 1s22s2 
Assim: os orbitais atômicos não são adequados para 
descreverem os orbitais nas moléculas. 
 
O ângulo de ligação F-Be-F é de 180° (teoria de RPENV). 
85 
Sabemos que: 1é do Be é compartilhado com cada um dos 
elétrons desemparelhados do F. 
 
 Be : 1s22s2 
 F: 1s22s22p5 
 
Poderíamos promover um elétron do orbital 2s no Be para o 
orbital 2p para obtermos dois elétrons desemparelhados para 
a ligação. 
 
Sabemos a geometria admitindo que: 
86 
87 
88 
89 
90 
Importante: quando misturamos n orbitais atômicos, devemos 
obter n orbitais híbridos. 
 
Os orbitais híbridos sp2 são formados com 1 orbital s e 2 
orbitais p. 
 
Todas as moléculas 
com arranjos trigonais 
planos têm orbitais 
sp2 no átomo central. 
91 
 Os orbitais híbridos sp3 são formados a partir de 1 
 orbital s e 3 orbitais p. 
 
Assim: há 4 lóbulos grandes e cada lóbulo aponta em direção ao 
vértice de um tetraedro. 
 
Todas as moléculas com arranjos tetraédricos são hibridizadas sp3. 
92 
A Teoria de ligação 
de Valência pode 
Explicar os Ângulos 
de Ligação 
93 
Carbono no estado fundamental 
Ligação sp3 no C: 
Carbono no estado Excitado 
Orbitais híbridos 
do carbono 
Estado hibridizado sp3 
94 
95 
96 
Expansão da 
Camada de 
Valência 
97 
Expansão da 
Camada de 
Valência 
Gangorra 
98 
Ligações Múltiplas: 
 
Ligações : a densidade eletrônica encontra-se no eixo entre 
os núcleos - as ligações simples. 
 
Ligações : a densidade eletrônica encontra-se acima e 
abaixo do plano dos núcleos. 
 
- Uma ligação dupla: 
 
 
- Uma ligação tripla: 
 
Normalmente, os orbitais p envolvidos nas ligações  vêm de 
orbitais não-hibridizados. 
 
 
 
 
 
99 
Ex.: O etileno, C2H4 
Carbono no 
estado 
fundamental 
Carbono no 
estado 
Excitado 
Orbitais híbridos 
do carbono 
Orbital 2p sem 
hibridizar 
 
 
100 
101 
São 3 ligações  e uma ligação π no eteno. 
102 
103 
Orbitais híbridos 
do carbono 
Orbitais 2p sem 
hibridizar 
Ex.: acetileno (etino), C2H2: 
 
•Os átomos de C são hibridizados sp; 
 
•os orbitais híbridos sp formam as ligações  C-C e C-H; 
•há 2 orbitais p não-hibridizados; 
104 
•uma ligação  está acima e abaixo do plano dos núcleos; 
•uma ligação  está à frente e atrás do plano dos núcleos. 
• ambos orbitais p não-
hibridizados formam as 
2 ligações  
105 
106 
MX2 
sp 
Linear 
MX3 
sp2 
Plana Triangular 
MX2E 
sp2 
Angular 
MX4 
sp3 
Tetraédrica 
MX3E 
sp3 
Trigonal 
Piramidal 
MX2E2 
sp3 
Angular 
107 
MX3 
sp3d 
Tetraédrica 
MX4E 
sp3d 
Gangorra 
MX2E2 
sp3d 
T 
MX2E3 
sp3d 
Linear 
MX6 
sp3d2 
Octaédrica 
MX3E sp
3d2 
Piramidal quadrada 
MX2E2 sp
3d2 
Planar Quadrática 
108 
Referências Bibliográficas: 
 
1. ATKINS, P.; Jones, L.; Princípios de Química. 3 ed.; São Paulo: Editora 
Bookman. 2006. 
 
2.RUSSEL, J. B., Química Geral. Vol 1 e 2; 2 ed.; São Paulo; Editora Makron 
Books do Brasil; 1994. 
 
3.BROWN, L. S.; HOLME, T. A.; Química Geral Aplicada à Engenharia, Editora 
Cengage Learning, 2009. 
 
4. BROWN, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E. e Burdge, J. R.; Química a 
Ciência Central. 9 ed. São Paulo: Editora Makron Books do Brasil. 2005. 
 
5. MASTERTON, W. L.; Slowinski, E. J.; Stanitsky, C. L.; Princípios de 
Química, 6 Ed, Editora Livros Técnicos e Científicos S. A., Rio de Janeiro, 
1990.