Aula VSEPR e TLV

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PIAUÍ
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Disciplina: Química Inorgânica I
Método confiável de se prever as formas de
moléculas covalentes e de íons poliatômicos
(Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory –
VSEPR)
Segundo este modelo, a distribuição espacial dos
átomos coordenados e dos pares de elétrons isolados
será aquela que minimiza a repulsão eletrostática
entre eles.
Modelo eficaz na previsão da geometria 
de compostos entre não-metais
Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons 
da Camada de Valência (RPECV)
Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons 
da Camada de Valência (RPECV)
1. A estrutura das moléculas é determinada pelas
repulsões entre todos os pares de elétrons
presentes na camada de valência
2. Um par isolado de elétrons ocupa mais espaço em
torno do átomo central que um par de elétrons
ligante
3. A magnitude das repulsões entre os pares de
elétrons ligantes depende da diferença de
eletronegatividades entre o átomo central e os
demais átomos
Regiões de maior densidade eletrônica 
assumem posições tão separadas quanto 
possível, de modo que as repulsões entre 
elas sejam minimizadas
Modelo RPECV
Ordenamento das repulsões:
par isolado/ par isolado

par isolado/ par ligante

par ligante/ par ligante
Na molécula do NH3 o átomo 
de nitrogênio possui um par 
de elétrons que não 
participa da ligação química 
Na molécula do CH4 todos 
os pares de elétrons do 
carbono participam das 
ligações químicas 
Site: https://phet.colorado.edu/
Geometria Molecular em função do 
número de domínio de elétrons
Teoria da Ligação de Valência (TLV)
 Somente após juntar as noções de Lewis sobre
ligações por pares de elétrons com a ideia de orbitais
atômicos é que se chegou ao modelo de ligação
química chamado de Teoria da Ligação de Valência.
Por que as ligações entre os átomos existem?
TLV
 Hibridização: 
Quando aplicamos a teoria da ligação de valência às moléculas
poliatômicas, devemos explicar tanto a formação das ligações por
pares de elétrons quanto às geometrias observadas para as moléculas.
Em muitos casos é possível aumentar o número de ligações possíveis
por meio da excitação do átomo, quando elétrons emparelhados no
estado fundamental são desemparelhados.
Exemplo: TLV
Dois orbitais p
Um orbital s
Orbitais híbridos sp2
mostrados juntos
Três orbitais 
híbridos sp2
2s
2s
2p
2p 2p
2p2s
sp2
BF3
Exemplo: TLV
CH4
2s 2p 2s 2p
2s 2p sp3
Hibridizar para formar quatro orbitais híbridos sp3
Orbitais
juntos