Teoria de Ligação de Valência

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TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA 
 
⇒ Uma das teorias que explicam a formação das ligações covalentes. 
Construída com bases na Mecânica Quântica. 
 
⇒ Segundo a Teoria da Ligação de Valência, uma ligação covalente é formada a partir da 
superposição de orbitais dos átomos envolvidos na ligação, com a produção de uma 
região de alta densidade de carga entre os dois átomos. A geometria das moléculas é 
determinada pela orientação dos orbitais envolvidos nas ligações. 
 
⇒ Forma dos orbitais atômicos s, p, d e f 
(orbital: região do espaço onde há maior probabilidade de o elétron ser encontrado em determinado 
instante). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Orbital 1s (1 orbital) Orbitais 2p (3 orbitais) 
Orbitais 3d (5 orbitais) 
Orbitais 4f (7 orbitais) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: Inorganic Chemistry - Shriver & Atkins – third edition 
 
⇒ Podem ocorrer dois tipos de superposições entre os orbitais: superposição 
frontal e superposição lateral. 
 
• A superposição frontal dos orbitais gera uma ligação covalente Sigma, σ. 
Superposição frontal entre dois orbitais s 
orbital s orbital s superposição frontal novo orbital formado
Ligação sigma - σσσσ
 
 
Superposição frontal entre um orbital s e um orbital p 
orbital s orbital p superposição frontal novo orbital formado
Ligação sigma - σσσσ
 
 
 
Orbitais 4f (7 orbitais) 
Superposição frontal entre dois orbitais p 
Ligação sigma - σσσσ
orbital p orbital p superposição frontal novo orbital formado
 
 
• A superposição lateral gera uma ligação covalente Pi, pipipipi 
 
Superposição lateral entre dois orbitais p 
orbital p orbital p superposição lateral
Ligação pi - pipipipi
duas regiões
novo orbital formado
 
 
 
 
⇒ Por exemplo, formação da ligação covalente na molécula de gás hidrogênio (H2) 
 
 
H H
ligação covalente - compartilhamento de 1 par de elétrons
 
 
 
 
 
H H H H1s 1s 1s 1s
H H
Orbitais s dos átomos de
hidrogênio contendo os
elétrons desemparelhados
superposição frontal
dos orbitais
formação da ligação
Densidade de
carga localizada
entre os dois 
átomos
Par de elétrons
localizado entre 
os dois átomos
Ligação sigma, σσσσ
 
 
1H – 1s1 - 1 elétron em um orbital s 
Região de maior 
probabilidade de 
encontrar o par 
de elétrons 
 
⇒ Outro exemplo, ligação covalente na molécula de gás flúor (F2) 
 
 
F F
Ligação covalente
1 par de elétrons compartilhado
Pares de elétrons isolados
Estrutura de Lewis para o F2
9F - 1s2 2s2 2p5Distribuição eletrônicado Flúor no estado fundamental
2p5
Um elétron desemparelhado
(pode ser compartilhado para
formar uma ligação covalente)
1 orbital p com 1 elétron
F F F F F F
orbitais p contendo cada um
deles 1 elétron (não represen-
tados)
superposição frontal
dos orbitais Ligação covalente
Ligação sigma, σσσσ
 
 
 
 
 
⇒ Pela Teoria da Ligação de Valência, quanto maior for à superposição dos 
orbitais, mais efetiva será a ligação. 
• Para que a superposição seja a máxima possível os orbitais têm que ter geometrias 
adequadas e mesma energia. 
• Para moléculas com as geometrias: linear, plana triangular, tetraédrica, ...., devemos 
considerar orbitais híbridos, pois os orbitais atômicos puros não têm estas geometrias. 
• Os orbitais híbridos são formados a partir da mistura de orbitais atômicos puros. 
 
• O número total de orbitais híbridos formados é igual ao número de orbitais atômicos 
puros misturados. 
 
 
• Moléculas com geometrias específicas exigem que o átomo central disponibilize 
orbitais híbridos adequados para que a superposição entre os orbitais seja a máxima 
possível. 
• Na tabela abaixo estão colocadas as geometrias e as correspondentes hibridações. 
 
 
Tabela relacionando geometria/hibridações 
Legenda: A = átomo central 
 X = átomos idênticos 
 = par de elétrons isolados 
 
Nº 
Pares 
de 
Elétrons 
Nº de 
Pares 
Ligantes 
Nº de 
Pares 
Isolados 
Distribuição 
dos Pares 
de elétrons 
Geometria 
da 
molécula 
Hibridação 
no átomo 
central 
Arranjo 
Espacial 
 
2 
 
 
2 
 
0 
 
linear 
 
linear 
 
sp 
 
X A X
 
 
3 
 
 
 
 
3 
 
3 
 
 
 
 
2 
 
0 
 
 
 
 
1 
 
plana 
triangular 
 
 
 
plana 
triangular 
 
plana 
triangular 
 
 
 
angular 
 
sp2 
 
 
 
 
 
sp2 
 
X
A
XX
 
 
A
X X
 
 
 
4 
 
 
 
 
 
 
4 
 
 
 
 
 
 
4 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
 
 
 
 
0 
 
 
 
 
 
 
1 
 
 
 
 
 
 
tetraédrica 
 
 
 
 
 
 
tetraédrica 
 
 
 
 
 
 
tetraédrica 
 
 
 
 
 
 
piramidal 
triangular 
 
 
 
 
 
sp3 
 
 
 
 
 
 
sp3 
 
 
 
 
 
 
X
A
X X
X
 
 
 
 
A
X X
X
 
 
 
 
4 
 
2 
 
2 
 
tetraédrica 
 
angular 
 
sp3 A
X X
 
 
 
5 
 
 
 
 
5 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
 
 
5 
 
 
5 
 
 
 
 
4 
 
 
 
 
 
3 
 
 
 
 
 
2 
 
 
0 
 
 
 
 
1 
 
 
 
 
 
2 
 
 
 
 
 
3 
 
 
bipiramidal 
triangular 
 
 
 
bipiramidal 
triangular 
 
 
 
 
bipiramidal 
triangular 
 
 
 
 
bipiramidal 
triangular 
 
 
 
bipiramidal 
triangular 
 
 
 
tetraedro 
distorcido 
 
 
 
 
em forma 
de “T” 
 
 
 
 
linear 
 
 
sp3d 
 
 
 
 
sp3d 
 
 
 
 
 
sp3d 
 
 
 
 
 
sp3d 
 
X A
X
X
X
X
 
 
X A
X
X
X
 
 
 
X A
X
X
 
 
 
A
X
X
 
 
 
6 
 
 
 
 
 
6 
 
 
 
 
6 
 
6 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
 
4 
 
0 
 
 
 
 
 
1 
 
 
 
 
2 
 
octaédrica 
 
 
 
 
 
octaédrica 
 
 
 
 
octaédrica 
 
octaédrica 
 
 
 
 
 
piramidal 
quadrada 
 
 
 
plana 
quadrada 
 
sp3d2 
 
 
 
 
 
sp3d2 
 
 
 
 
sp3d2 
 
A
X
X X
X
X
X
 
 
A
X
X X
X
X
 
 
A
X
X X
X
 
 
 
 
⇒ Exemplo: hibridação do Be na molécula BeH2 
 
H – Be – H 
 
 
No composto BeH2 o berílio está formando duas ligações covalentes. 
 
Vejamos a distribuição do berílio no estado fundamental 
 
1s2 2s2
Estado fundamental4Be
Não há elétrons que possam ser compartilhados
 
 
 
 
 
1s2 2s2
4Be
2p
promoção de elétron
do obital 2s para um
orbital vazio 2p
 
 
1s2 2s1
4Be
2p1
Estado excitado
Agora o berílio pode fazer duas 
ligações. Entretando, os elétrons
estão em orbitais sem geometria 
adequada e com diferentes energias.
 
 
 
Ocorre, então, uma hibridação no Be (mistura de orbitais) para formação de novos orbitais com geometria 
adequada e mesma energia. 
 
1s2 2s1
4Be
2p1
Estado excitado
Ocorre a mistura de um orbital 2s 
com um orbital 2p, formando 2 novos
orbitais híbridos spEstrutura de Lewis 
Geometria linear 
Hibridação deve ser sp (mistura de um orbital s com um orbital p) 
• Para formar duas ligações covalentes o berílio deveria ter no 
mínimo 2 elétrons desemparelhados 
• Devemos considerar, então, o berílio no estado excitado, 
obtido pela promoção de 1 elétron para um orbital vazio 2p. 
Após a hibridação: 
 
1s2 sp
4Be
2p
1 orbital
híbrido sp
1 orbital
híbrido sp
Cada um deles formará
uma ligação com o H
dois orbitais p puros vazios
 
 
 
Com relação aos orbitais, podemos representar desta forma: 
Mistura de 1 orbital s com 1 orbital p 
+
orbital s orbital p mistura de um orbital s
com um orbital p
1 orbital
hídrido sp
1 orbital
hídrido sp
180o
dois orbitais híbridos sp
 
No caso do Berílio 
 
1 orbital
hídrido sp
1 orbital
hídrido sp
180o
Be
orbital
1s do H
orbital
1s do H
do Bedo Be
180o
Be
superposição 
frontal s-sp
superposição 
frontal s-sp
HH
HH BeH H
180o
geometria linear
ligação σσσσ ligação σσσσ
 
 
⇒ Outro exemplo, hibridação do carbono na molécula CH4 
 
 
H C H
H
H
Estutura de Lewis do CH4
 
 
Distribuição eletrônica do Carbono no estado fundamental 
 
6C 1s2 2s2 2p2 - 6C 
1s2 2s2 2p2
 
 
 
Devemos considerar, novamente, o carbono no estado excitado 
 
1s2 2s2
6C
2p2
promoção de elétron
do obital 2s para um
orbital vazio 2p
 
 
 
1s2 2s1
6C
2p3
Estado excitado
Agora o carbono pode formar quatro 
ligações. Entretando, os elétrons
estão em orbitais sem geometria adequada e 
com diferentes energias.
 
 
 
- Segundo a Teoria da Repulsão do Pares de Elétrons da Camada de Valência a 
molécula CH4 tem Geometria Tetráedrica
H
C
H H
H
Geometria Tetraédrica Esta geometria exige
 orbitais híbridos sp3
 
 
 
 
 
Neste composto o carbono está formando
quatro ligações covalentes.
 
Dois elétrons desemparelhados 
Só poderia formar duas ligações covalentes 
A molécula CH4 existe e é estável 
 
1s2 2s1
6C
2p3
Ocorre a mistura de um orbital 2s 
com três orbitais 2p, formando 4 novos
orbitais híbridos sp3
Formação dos orbitais híbridos
1s2
6C
sp3
Cada um deles formará
uma ligação com o H
Quatro orbitais híbridos sp3
 
 
 
 
- Com relação aos orbitais, podemos representar desta forma:
Mistura de 1 orbital s com 3 orbitais p
orbital s
orbital p
 pz
orbital p
 px
orbital p
 py
+ ++
Mistura de 1 orbital s
com 3 orbitais p
4 orbitais híbridos sp3
109,5o109,5o
109,5o
109,5o
Cada um deles é formado segundo uma 
das direções da geometria tetraédricaJuntando os 4 
orbitais híbridos sp3
 
 
 
 
C
- Fomação das Ligações na Molécula CH4
C
orbital híbrido
sp3 com 1 elétron
Átomo de Carbono
orbital atômico s
com 1 elétron
Átomo de Hidrogênio
H
 
 
 
 
CH4C CH4C C
H
H
H
H
Superposições frontais
entre os orbitais híbridos
sp3 do carbono com os orbitais
s do hidrogênio
4 Ligações 
Covalentes σσσσ
109,5o
Geometria Tetraédrica
 
 
 
 
 
- Mais um exemplo, hibridação do B na molécula BF3 
 
B FF
F
Estrutura de Lewis
Gometria Plana Tringular
F
B
FF
Esta geometria exige uma hibridação sp2
Boro formando 3 ligações covalentes
 
 
 
1s2 2s2
Estado fundamental
5B
- Há apenas elétrons 1 livre - Formaria uma
única ligação
1s2 2s2
5B
2p1
promoção de um elétron
do obital 2s para um
orbital vazio 2p
2p1
- Devemos considerar, então, o estado excitado
 
 
1s2 2s1
5B
2p2
Estado excitado
- Agora o boro pode fazer três ligações
- Entretando, os elétrons estão em 
orbitais sem geometria adequada e com 
diferentes energias
 
 
H
C
H H
H
- Hibridação no Boro 
 
 
1s2 2s1
5B
2p2
Estado excitado
Ocorre a mistura de um orbital s 
com dois orbitais p, formando 3 novos
orbitais híbridos sp2
 
 
1s2 sp
2
5B
2p
1 orbital
híbrido sp2
1 orbital
híbrido sp2
Cada um deles formará
uma ligação com o H
um orbital p puro vazio
1 orbital
híbrido sp2
 
 
- Com relação aos orbitais, podemos representar desta forma:
Mistura de 1 orbital s com 2 orbitais p
orbital s
orbital p
 px
orbital p
 py
++
Mistura de 1 orbital s
com 2 orbitais p
3 orbitais híbridos sp2
Juntando os três
orbitais hídridos sp2
120o
120o120o
Cada um deles é formado
segundo uma direção da 
geometria plana triangular
 
 
Para maiores esclarecimentos, no site abaixo você encontrará uma animação mostrando a mistura de orbitais 
e a formação dos orbitais híbridos correspondentes (HIBRIDIZAÇÃO) 
 
http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/hybrv18.swf 
 
 
 
 
- Formação das Ligações no BF3
1 orbital híbrido sp2 do Boro contendo 1 elétron
1 orbital p do Flúor contendo 1 elétron
FF
F
B
FF
F
B
Superposições frontais entre
os orbitais híbridos sp2 do Boro
com os orbitais p dos átomos
de Flúor
FF
F
B
120o 120o
120o
Gometria Plana Tringular
F
B
FF
 
 
 
 
 
EXEMPLO COM LIGAÇÃO PI pi 
 
- Lembrando que uma ligação pi é formada pela superposição lateral de orbitais 
 
 
Vamos exemplificar com a molécula orgânica C2H4 - Eteno (hidrocarboneto) 
 
 
C C
HH
HH
Estrutura de Lewis
do Eteno
Neste composto os dois átomos de carbono estão 
formando, cada um deles, 4 ligações e os mesmos têm
geometria plana tringular - hiridação sp2
C C
H
HH
H
hibridação sp2hibridação sp2
 
 
1s2 2s2
6C
2p2
1s2 2s1
6C
2p3
Estado excitado
Agora o carbono pode formar quatro ligações. 
Entretando, os elétrons
estão em orbitais sem geometria adequada e com 
diferentes energias.
1s2 2s2
6C
2p2
promoção de elétron
do obital 2s para um
orbital vazio 2p
Carbono 1
Estado Fundamental
- 2 elétrons desemparelhados
- 2 ligações covalentes
 
 
 
1s2 2s1
6C
2p3
Ocorre a mistura de um orbital 2s 
com dois orbitais p (2p), formando 3 novos
orbitais híbridos sp2
Formação dos orbitais híbridos sp2
1s2
6C
sp2
três orbitais híbridos sp2
2p1
Um orbital p puro
com 1 elétronFormarão 3
ligações σσσσ
- Formará 1
ligação pipipipi
 
 
 
 
 
- Com relação aos orbitais, podemos representar desta forma:
Mistura de 1 orbital s com 2 orbitais p
orbital s
orbital p
 px
orbital p
 py
++
Mistura de 1 orbital s
com 2 orbitais p
3 orbitais híbridos sp2
Cada um deles é formado
segundo uma direção da 
geometria plana triangular
 
 
 três orbitais hídridos
 sp2 do carbono
No primeiro carbono teríamos
1 orbital p
puro do carbono
Juntando os
4 orbitais
orbital sp2
orbital sp2
orbital sp2
orbital p puro
Orbital 1 s do 
hidrogênio
 
 
 
Representando os dois carbonos e os hidrogênios
Primeiro
Carbono
Segundo
Carbono
superposição lateral
entre os dois orbitais p puros, gerando a ligação 
Pi
Superposições frontais, 
gerando ligações 
sigmas
Superposições frontais, 
gerando ligações 
sigmas
Superposição
frontal, ligação sigma
superposições que ocorerrão
 
 
C C
H
HH
H
Ligação pipipipi - 1 par de elétrons
 (não mostrado)
Ligações σσσσ
C C
H
H
H
H
σσσσ
σσσσ σσσσ
σσσσ σσσσ
pipipipi
 
- Representação Final 
 
 
Outra forma de representação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
--------------------/////////////////////---------------------------- 
 
 
Prof. Mauro Scharf - FURB