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Universidade Estadual de Santa Cruz
Prof. Dr. Rodrigo Luis Santos
“Teoria da Ligação de Valência”
Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas
Curso: Engenharia Química
Disciplina de Química Geral I
 O modelo RPECV, baseado nas estruturas de Lewis, é 
um método simples e rápido para determinar a 
geometria das moléculas, mas não explica algumas 
diferenças que podem aparecer entre ligações 
similares. 
H2 F2
Como a teoria de Lewis explica as ligações nas 
moléculas de H2 e F2?
R: através do compartilhamento de um par de elétrons 
nas duas moléculas (regra do octeto)
Como explicar os 
diferentes 
comprimentos de 
ligação e valores 
de energias de 
dissociação 
Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da 
Camada de Valência (RPECV ou VSEPR)
 A teoria da ligação de valência (TLV) é um 
modelo baseado na mecânica quântica da 
distribuição dos elétrons nas ligações químicas e que 
ultrapassa a teoria de Lewis e o modelo de RPECV.
 Ela permite o cálculo numérico dos ângulos e dos 
comprimentos de ligação.
 Essa teoria supõe que os elétrons em uma molécula 
ocupam orbitais atômicos dos átomos individuais 
nas ligações químicas.
 Segundo a TLV, as ligações se formam quando 
elétrons desemparelhados de orbitais atômicos da 
camada de valência se fundem (superposição), 
dando origem aos orbitais híbridos.
Teoria da Ligação de Valência 
(TLV)
Revisando:
Geometria dos orbitais nos subníveis
Subnível s
Subnível p
Subnível d
Subnível f
Variação da energia potencial de dois átomos de H em função da 
distância entre os seus núcleos. No ponto de energia potencial mínima, 
a molécula de H2 está no seu estado mais estável e o comprimento de 
ligação é 74 pm. As esferas representam os orbitais 1s.
Teoria da Ligação de Valência 
(TLV)
A ligação química se forma quando a energia potencial do 
sistema (átomos que participam da ligação) atinge o ponto 
de mínimo
 Como seria a superposição dos orbitais atômicos nas 
moléculas de H2, HF e F2?
Teoria da Ligação de Valência 
(TLV)
H (1): 1s1 F (9): [He] 2s2 2p5
Superposição dos orbitais 
atômicos em H2, HF, F2
Ligações Sigma (σ)
• Ligações Sigma (σ) são aquelas onde os orbitais se aproximam 
coaxialmente, ou seja, frontalmente.
• Todas as ligações covalentes simples são ligações do tipo σ.
Ligações Pi (π)
• Ligações Pi (π) são aquelas onde os 
orbitais se aproximam lateralmente, 
sendo que os dois elétrons estão em 
dois lobos, um de cada lado do eixo 
internuclear.
• Embora uma ligação π tenha 
densidade eletronica nos dois lados 
do eixo internuclear, existe só uma 
ligacao.
• Portanto, uma ligação covalente 
dupla é formada por uma ligação 
σ e uma ligação π.
• Uma ligação covalente tripla é 
formada por uma ligação σ e duas
ligações π.
Ligações Duplas e Triplas
Ligação Dupla
1 ligação σ
1 ligação π
Ligação Tripla
1 ligação σ e 2 ligaçoes π
pz pz
px px
Quantas ligações s e p estão presentes no ácido 
acético CH3COOH?
C
H
H
CH
O
O H
Ligações s = 6+ 1 = 7
Ligações p = 1
Ligações Duplas e Triplas
Exercício
 Como os orbitais atômicos seriam representados nas 
ligações da molécula de H2S? 
Teoria da Ligação de Valência 
(TLV)
Átomos Isolados Ligações Covalentes
Hibridação dos Orbitais
 Como explicar as ligações e a geometria na molécula 
BeF2?
Be(4): 1s2 2s2
Não existem elétrons desemparelhados no Be para formar 
as ligações, assim, estes orbitais não são apropriados para 
descrever esta molécula
F(9): 1s2 2s2 2p5
Orbitais Puros
Orbitais Híbridos
Orbitais Puros
Be: 
Hibridação dos Orbitais sp
Geometria Linear
Hibridação sp (geometria linear)
Hibridação dos Orbitais sp2
Geometria Trigonal Planar
BF3
Hibridação sp2
(geometria trigonal planar)
 Hibridação ou Hibridização é a mistura de dois 
ou mais orbitais atômicos para a formação de 
orbitais híbridos possibilitando a ligação química.
 Os orbitais híbridos de um átomo são 
construídos para reproduzir o arranjo de elétrons 
característico da forma da molécula determinada 
experimentalmente.
 Para cada hibridação do átomo central existe um 
geometria característica para a molécula.
 O esquema de hibridação é adaptado para 
descrever o arranjo de elétrons de uma molécula. 
A expansão do octeto implica no envolvimento de 
orbitais d.
Hibridação dos Orbitais
Resumo
Hibridação dos Orbitais
Como determinar os orbitais híbridos
Método A
 Desenhar a estrutura de Lewis da molécula;
 Prever o arranjo da geometria dos pares eletrônicos seguindo 
a teoria RPECV;
 Deduzir o tipo de hibridação do átomo central contando o 
número de pares eletrônicos compartilhados e isolados 
(número estérico): Cada número estérico corresponde a uma 
hibridação do átomo central: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2.
Método B
 Fazer a distribuição eletrônica dos átomos e prever a 
hibridação.
Exemplos:
 Determine a hibridação do átomo central para as 
seguintes moléculas: 
(a) BeH2; (b) AlI3; (c) PF3; (d) PBr5; (e) SeF6. 
 Átomos de C, O e N podem realizar ligações 
múltiplas (duplas ou triplas) uns com outros e com 
átomos dos elementos de períodos superiores. 
 Nas ligações múltiplas, um átomo forma uma
ligação sigma (σ), usando um orbital híbrido sp ou
sp2, e uma ou mais ligações pi (π), usando 
orbitais p puros (não-hibridados).
 Uma ligação dupla carbono-carbono é mais forte do 
que uma ligação simples carbono-carbono, porém é 
mais fraca do que a soma de duas ligações simples.
 A presença de uma ligação dupla tem uma forte 
influencia na forma da molécula, porque ela impede 
a rotação de uma parte da molécula em relação à 
outra.
Hibridação em Moléculas com 
Ligações Duplas e Triplas
Exemplo:
 Qual é a geometria da molécula de etileno (C2H4) e 
a hibridação de cada átomo de carbono?
Hibridação em Moléculas com 
Ligações Duplas e Triplas
Segundo a RPECV, a ligação dupla é tratada como uma ligação 
simples (considerando apenas a geometria) e como não existem 
pares de elétrons isolados nos átomos de carbono, a molécula é 
planar, sendo que cada átomo de carbono apresenta um geometria 
trigonal plana.
Sendo assim, cada átomo de carbono apresenta a hibridação sp2, 
já que é trigonal planar. 
Modos de Hibridação do Carbono
C(6): 1s2 2s2 2p2
Estado 
Fundamental
Hibridação
sp3
 O carbono é tetravalente, ou seja, para se estabilizar 
precisa realizar quatro ligações.
4 ligações σ
Hibridação
sp2
3 ligações σ
e 1 ligação π
2 ligações σ
e 2 ligação π
Hibridação
sp
 Hibridação do carbono no etileno (C2H4)
Hibridação em Moléculas com 
Ligações Duplas e Triplas
para cada carbono: sp2 3 ligações σ
1 ligação π
 Hibridação do carbono no etileno (C2H4)
Hibridação em Moléculas com 
Ligações Duplas e Triplas
Exercício
 Represente a fórmula estrutural do acetileno (C2H2), 
a sua geometria molecular e a hibridação do C.
Hibridação em Moléculas com 
Ligações Duplas e Triplas
R: geometria linear com hibridação sp
(a) vista de topo mostrando o recobrimento dos orbitais sp dos átomos de carbono e o
recobrimento de cada um desses orbitais com os orbitais 1s dos átomos de hidrogênio. Os 
átomos encontram-se todos sobre uma linha reta; portanto a molécula do acetileno é 
linear. (b) Recobrimento lateral dos orbitais 2py e 2pz de cada átomo de C que leva à 
formação de duas ligações pi entre eles. (c) Formação das ligações sigma e pi como 
resultado das interações descritas em (a) e (b).