COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 2

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO 
ESTADO DO AMAPÁ 
 
 
 
 
JAQUELINE LIMA DOS SANTOS 
 
 
 
 
LICENCIATURA EM QUIMICA 5° SEMESTRE 
 
 
 JORGE EMILIO HENRIQUES GOMES 
 
 
 
 
 
MACAPA-AP 
2019 
 
A TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA 
DE VALÊNCIA (TRPECV) 
A teoria da repulsão de pares eletrônicos da camada de valência consiste em o 
orbital contendo um par de elétrons livres repele uma ligação mais intensamente 
que uma outra ligação o faz. Isto explica o ligeiro achatamento observado. O ânion 
metila, CH3, e o íon hidrônio, H3O, são isoeletrônicos como a amônia e têm 
estruturas piramidais como ela. Cada estrutura é aproximadamente tetraédrica com 
um par de elétrons livres em orbitais hibridizados sp3. Em consequência dos pares 
de elétrons se repelirem mutuamente, os pares de elétrons da camada de valência 
tendem a ficar mais afastados quanto possível. A repulsão entre os pares não-
ligantes é, em geral, maior que a repulsão entre os pares ligantes. Levando em 
consideração a geometria molecular os núcleos dos átomos são responsáveis pelo 
formato das moléculas. Para molécula que é linear, dependerá do tipo de átomo central 
para que ocorra menor repulsão entre os pares de elétrons, eles devem estar localizados 
nos lados opostos do núcleo, isso vale também para as duplas e triplas ligações segundo 
a teoria RPECV. Este modelo tem como base a estrutura de Lewis, mas não permite 
explicar porque ocorrem as ligações químicas. Descreve da mesma forma, por exemplo 
a ligação entre as ligações de hidrogênio nas moléculas de H2 e HF. No entanto estas 
moléculas possuem energias de dissociação e comprimentos de ligação diferentes. Por 
isso, atualmente, utilizam-se 2 teorias da mecânica quântica para descrever as ligações 
covalentes e a estrutura eletrônica das moléculas; Teoria da ligação de valência – TLV, 
Teoria dos orbitais moleculares – TOM. 
 
A TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA 
A teoria da ligação de valência foi a primeira teoria mecânico-quântica de 
ligação a ser desenvolvida, e pode ser considerada uma maneira de expressar os 
conceitos de Lewis em termos de função de onda" (REYMÃO, ANO, p. 12). A teoria 
descreve o compartilhamento de elétrons formando pares por meio da superposição dos 
orbitais atômicos (OA) em que estes elétrons se encontram, sem que haja perda de suas 
características individuais. Orbitais p também podem formar ligação do tipo sigma, os 
orbitais 2pz de dois átomos de flúor interagindo entre si num mesmo eixo e também 
formando uma região de alta densidade eletrônica. Outras ligações do tipo sigma podem 
ser vistas entre orbitais s e pz e entre orbitais s e orbitais híbridos dos quais falaremos 
mais adiante. Quando há a interação de orbitais paralelamente, como as que ocorrem 
 
entre orbitais py, gerando ligações duplas ou triplas, há a formação da ligação pi. Esta 
ligação nunca ocorre sozinha. Por exemplo, se numa molécula há uma dupla ligação a 
primeira sempre será do tipo sigma e a segunda ou terceira sempre do tipo pi. 
Uma das desvantagens desta teoria é a ineficiência para explicar a tetravalência do 
carbono em que orbitais híbridos se sobrepõem para realizarem ligação covalente. 
Para entender as ideias da teoria de ligação de valência às moléculas poliatômicas, é 
preciso compreender a mistura dos orbitais s,p, e algumas vezes d, para formar orbitais 
híbridos. O processo de hibridização leva a orbitais atômicos que têm lóbulo grande 
direcionado para superpor a orbitais em outros átomos a fim de haver uma ligação. Os 
orbitais atômicos podem se mesclar ou hibridizar para formar os orbitais híbridos. 
Quando 2 orbitais atômicos combinam-se, 2 novos orbitais são produzidos nesse átomo. 
Os orbitais híbridos podem também acomodar pares não ligantes. A hibridização pode 
estar associada a diferentes formas e arranjos: Linear (sp), Trigonal plana(sp2) 
Tetraédrica(sp3) Bipiramidal trigonal(sp3d) Octaédrica (sp3d2) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIA 
BROWN, T.L.; Jr, H.E.L. Química a Ciência Central, 9ª ed. Ed. Prentice Hall. São 
Paulo, 2005. 972p. 
J. D. Lee; Química Inorgânica Não Tão Concisa, Ed. E. Blücher, 2003.