Química Geral 1 - Ligações Covalente e metálica

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO CARLOS
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA
BRUNA ARIELE ANTUNES REIS
JOÃO RAFAEL BORTOTI FRANCESCHIN
PAULA DANESIN CASTELLAR
Química Geral:
Ligações Covalente e metálica
BRUNA ARIELE ANTUNES REIS RA:790858
JOÃO RAFAEL BORTOTI FRANCESCHIN RA:793143
PAULA DANESIN CASTELLAR RA:791052
Química Geral: Ligações Covalente e metálica
Resumo Acadêmico sobre a evolução dos modelos atômicos, com o objetivo de aprovação em Química Geral 1 da Universidade Federal de São Carlos, ministrada pelo professor Dr. Willy Glen Santos
SUMÁRIO
2.	Diferenças entre a ligação Iônica e covalente	1
3.	Ligações Covalentes	1
3.1.	Estruturas de Lewis	2
3.2.	Estruturas de Lewis de espécies Poliatômicas	3
3.3.	Ressonância	4
3.4.	Ressonância no Benzeno	5
3.5.	Correção do Modelo Covalente: Eletronegatividade	6
3.6.	Carga Formal	6
3.7.	Exceções à regra do Octeto	7
3.8.	Forças das Ligações Covalentes	7
3.9.	Comprimentos de Ligação	8
4.	Modelo RPECV (VSEPR)	8
4.1.	Geometria e Arranjo Molecular	9
5.	Teoria de Ligação de Valência (TLV)	15
5.1.	Ligação Sigma 	15
5.2.	Ligação pi 	17
5.3.	Hibridização dos Orbitais	19
5.4.	Expansão do Octeto	22
6.	Teoria dos Orbitais Moleculares	24
6.1.	Limitações da Teoria de Lewis	24
6.2.	Orbitais Moleculares	24
6.3.	Ordem de Ligação	25
6.4.	Moléculas diatômicas Homonucleares	26
6.5.	Os Orbitais Moleculares para Li2 e Be2	26
6.6.	Moléculas Diatômicas Heteronucleares	27
7.	BIBLIOGRAFIA	38
		
DIFERENÇAS ENTRE A LIGAÇÃO IÔNICA E COVALENTE 
As ligações iônicas e covalentes são modelos extremos da ligação química, e a grande maioria das ligações reais possuem caráter intermediário, ou seja, são parte iônica e parte covalente. Esses modelos dependem das propriedades das ligações, como por exemplo as ligações entre não metais que são ligações covalentes enquanto uma ligação entre um metal e um não metal é mais bem representada por uma ligação iônica (ATKINS & JONES, 2012).
LIGAÇÕES COVALENTES
A definição adotada pela IUPAC sobre as ligações químicas foi dividida em quatro tipos: ligação iônica, ligação covalente, ligação metálica e ligações intermoleculares. Este trabalho abrangerá as ligações covalentes e metálicas.
A ligação covalente é uma forma de ligação química que resulta no compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos. Os exemplos mais familiares de ligação covalente são vistos nas interações entre elementos ametais (ATKINS & JONES, 2012). Diferente da ligação iônica que dois átomos possuíam diferenças entre a energia de ionização baixa e a afinidade eletrônica, e com isso havia a transferência total de um ou mais elétrons entre eles. 
A ligação covalente ocorre quando há o compartilhamento de dois átomos que têm a mesma tendência de ganhar ou perder elétrons (BROWN, 2006). A molécula H2 fornece um exemplo simples de ligação covalente em que dois átomos de hidrogênio próximos o suficiente para que ocorram interações eletrostáticas entre si.
Figura 1: (a) Atrações e repulsões entre elétrons e núcleos na molécula de hidrogênio. (b)Distribuição eletrônica na molécula de H2. A concentração de densidade eletrônica entre os núcleos leva a uma força de atração liquida que constitui a ligação covalente que mantém a molécula unida.
Fonte: (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005)
Figura 2: Representação de um par de elétrons compartilhado
Fonte: (ATKINS & JONES, 2012)
Figura 3: 7a,7b e 7c são as atração e repulsão entre dois átomos em aproximação
Fonte: REY 2020
Estruturas de Lewis
Figura 4: Gilbert Newton Lewis (1875-1946)
Fonte: UCLA
O químico estadunidense Gilbert Newton Lewis (1875-1946), criou um método de diagramas para ilustrar elétrons em átomos, íons e moléculas. As estruturas de Lewis consistiam no uso do símbolo químico do átomo rodeado por um número de pontos correspondente ao número de elétrons da camada de valência do átomo (RUSSEL, 1997).
As estruturas de moléculas ligadas de forma covalente podem ser representadas pelas estruturas de Lewis, que são extensões dos símbolos de Lewis para átomos (BROWN, 2006). O Princípio de regra do octeto consiste nos átomos que tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência (BROWN, 2006)). A valência de um átomo é igual ao número de ligações que ele pode formar, a estrutura de Lewis de uma molécula representa os átomos por símbolos químicos, as ligações covalentes por linhas e os pares por pontos. (ATKINS & JONES, 2012).
Segundo G.N. Lewis, inferiu que átomos poderiam adquirir uma configuração eletrônica de gás nobre pelo compartilhamento de elétrons com outros átomos, ou seja, por ligações covalentes. (BROWN, 2006). 
Figura 5: Representação de uma ligação covalente F2.
Fonte: ATKINS & JONES, 2012
A molécula de flúor descrita possui pares isolados de elétrons de valência que não participam diretamente das ligações. Os pares isolados de cada átomo de F repelem os pares isolados do outro átomo de F, essa repulsão é quase suficiente para compensar a atração favorável do par ligante que mantém a molécula de F2 unida (ATKINS & JONES, 2012).
Estruturas de Lewis de espécies Poliatômicas 
O compartilhamento de um par de elétrons constitui uma ligação covalente simples, denominada de ligação simples (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005). Cada átomo em uma molécula poliatômica completa seu octeto ou dupleto, no caso do hidrogênio. Cada par compartilhado corresponde a uma ligação covalente e é representado por uma linha entre os dois átomos. A estrutura de Lewis não retrata a forma da molécula, ela simplesmente indica que átomos se ligam e quais têm pares isolados (ATKINS & JONES, 2012). Quando dois pares de elétrons são compartilhados, dois traços são desenhados, representando uma ligação dupla, assim como uma linha tripla representa três pares de elétrons compartilhados.
Figura 6: Representação de uma ligação dupla de CO2
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
Figura 7: representação de uma ligação tripla de N2
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
Ressonância 
A estrutura simples de Lewis é um resumo esquemático do papel representado pelos elétrons de valência na molécula. Algumas vezes, entretanto, não é possível representar uma partícula com uma única, estrutura de Lewis (RUSSEL, 1997). Por exemplo, é uma descrição inadequada que as ligações em O3 são diferentes uma da outra, já que elas têm o mesmo comprimento (1,28 Å) e intermediário entre as ligações simples e duplas (1,28 Å e 1,28 Å) (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005)
Figura 8: Representação de duas estruturas de ressonância.
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
A estrutura da molécula de ozônio é um híbrido de ressonância, ou seja, é uma fusão das estruturas de Lewis, em que cada ligação tem propriedades intermediarias entre uma simples e uma dupla. Os elétrons deslocalizados são os podem ocupar diferentes posições nas estruturas de ressonância, há pareamento de elétrons compartilhados. Outra característica da ressonância é baixar a energia do híbrido, o que o deixa mais estável. A função de onda de uma estrutura de ressonância é uma descrição aperfeiçoada da estrutura eletrônica da molécula.
Os pontos que podem orientar a escrita de estruturas de ressonância adequadas:
· Os núcleos permanecem nas mesmas posições, apenas os elétrons isolados e ligados mudam.
· A energia de estruturas semelhantes contribui em mesma medida para a ressonância.
· Estruturas de energias mais baixas contribuem mais para com a ressonância do que estruturas de alta energia (ATKINS & JONES, 2012)
Figura 9: Representação uma molécula de O3
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
Por exemplo o íon nitrato, NO3- , usado na forma de nitrato de potássio, em fogos de artificio e em fertilizantes.
Figura 10: Representação de íon nitrato NO3-
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
Ressonância no Benzeno
A molécula de benzeno é um hexágono regular de átomos de carbono com um átomo de hidrogênio ligado a cada um deles. As moléculas orgânicas aromáticas incluem o hidrocarboneto benzeno (C6H6),geralmente representado por um hexágono com um círculo dentro dele, sua ressonância é representada na seguinte forma
Figuras 11: Representação da molécula de benzeno como um hexágono regular e como estruturas de Lewis
Fontes: ATKINS & JONES, 2012
Figura 12: Representação da ressonância no benzeno
Fontes: (ATKINS & JONES, 2012)
Correção do Modelo Covalente: Eletronegatividade
A eletronegatividade é uma medida numérica da habilidade de um átomo competir com outros átomos pelos elétrons compartilhados entre eles. Átomos idênticos possuem a mesma eletronegatividade, a molécula de H2 tem simetria na distribuição de cargas e é denominada não polar, já átomos diferentes possuem eletronegatividade distintas. Uma ligação covalente em que há uma para de elétrons não compartilhado é denominada ligação covalente polar. A polaridade de uma ligação depende de eletronegatividade dos átomos ligados, quanto mais distintas, mais polar é a ligação (RUSSEL, 2007)
Figura 13: representação de ligação covalente polar
Fonte: (ATKINS & JONES, 2012)
Carga Formal
A carga formal de um átomo é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros tivessem a mesma eletronegatividade. Para calcular a carga formal em qualquer átomo em uma estrutura de Lewis é atribuído os elétrons os átomos do seguinte modo:
· Todos os elétrons não ligantes são atribuídos ao átomo no qual estão localizados. 
· Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo na ligação.
· A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons de valência no átomo isolado menos o número de elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis (BROWN, 2006).
Em que:
V= número de elétrons de valência do átomo livre.
L= número de elétrons presentes nos pares isolados.
B= número de elétrons compartilhados.
Segundo o ATKINS & JONES (2012), são denominados ânions monoatômicos os que possuem carga formal negativa, pois seu átomo tem mais elétrons na molécula do que quando é um átomo neutro e livre. Em mesma medida são denominados cátions monoatômicos os que possuem carga formal positiva, pois seu átomo tem menos elétrons do que quando ele está livre. A carga formal é uma indicação da extensão da perda ou ganho de elétrons por um átomo no processo de formação da ligação covalente. Estruturas com as menores cargas formais são as que tem provavelmente as menores energias. 
Exceções à regra do Octeto
Os compostos carbono, nitrogênio e flúor seguem a regra do octeto, entretanto, existem alguns compostos que têm elétrons ímpares como o fosforo, enxofre, cloro e não metais do período 3 e períodos seguintes são exemplos que podem acomodar mais de 8 elétrons na camada de valência e são chamados de radicais e birradicais. (ATKINS & JONES, 2012).
As espécies com número ímpar de eletros de valência têm uns spins não emparelhados são chamados de radicais e extremamente reativos, como exemplo o radical metila que não pode ser armazenado. A importância de sua existência é que para as reações químicas na atmosfera tem sua atuação na formação e decomposição do ozônio. A diferencia birradical para o radical são os dois eletros desemparelhados no mesmo átomo ou em átomos diferentes. (ATKINS & JONES, 2012)
Forças das Ligações Covalentes
A força de uma ligação química é medida por sua energia de dissociação, quanto maior a energia, mais forte é a ligação (ATKINS & JONES, 2012). A força de ligação entre dois átomos é influenciada pela presença de outros átomos que estão ligados a eles, por exemplo ligações de C-H no metano (CH4), a remoção de um H resulta em uma nova espécie (CH3), esse tipo de processo recebe o nome de energia de ligação média ou variação da energia de ligação (RUSSEL). 
Figura 14: Tabela de entalpias médias de ligação (kJ/mol)
Fonte: (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005)
Comprimentos de Ligação
O comprimento de ligação é a distância entre os centros de dois átomos em ligação covalente, e corresponde a distância internuclear no mínimo de energia potencial dos dois átomos.
Figura 15: Representação dos comprimentos das ligações de carbono simples, dupla e tripla.
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
MODELO RPECV (VSEPR)
Embora o modelo molecular proposto por Lewis demonstrasse o compartilhamento de elétrons na ligação covalente, sua estrutura não evidenciava a geometria das moléculas e suas distribuições no espaço. O modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (RPECV), primeiramente proposto pelos químicos ingleses Nevil Sidgwick e Herbert Powell, e posteriormente desenvolvido pelo canadense Ronald Gillespie, buscava um entendimento do arranjo tridimensional molecular através da correlação dos pares de elétrons ligantes e não-ligantes. (ATKINS & JONES, 2012).
Figura 16: Nevil Sidgwick Figura 17: Ronald Gillepsie
Fonte: SCIENCE PHOTO Fonte: ROYAL SOCIETY OF CHEMISTRY
Geometria e Arranjo Molecular 
A partir das estruturas moleculares de Lewis e da noção do compartilhamento de elétrons em uma ligação covalente, a teoria, originalmente chamada em inglês “Valence Shell Electron Pair Repulsion” (VSEPR), obteve como primeiro postulado do modelo segue a seguinte afirmação: (ATKINS & JONES, 2012). 
“Regiões de alta concentração de elétrons se repelem e, para reduzir tal repulsão, elas tendem a se afastar o máximo possível, mantendo a mesma distância do átomo principal”; (ATKINS & JONES, 2012)
Dessa forma, não somente as ligações químicas são consideradas regiões de alta concentração de elétrons, mas também os pares de elétrons não ligantes, sendo que ambos afetariam a geometria da molécula. De maneira a obter maior estabilidade, as moléculas obedecem, segundo a RPECV, a uma repulsão existente entre as cargas parciais negativas, onde concentram-se os elétrons. De tal modo, no caso de moléculas em que o átomo central possui elétrons tanto ligantes (fazendo ligações covalentes com outros átomos) quanto não ligantes, como o por exemplo o , o par de elétrons não-ligantes exerce influência na distribuição das ligações e consequentemente na geometria da molécula: (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005)
Figura 18: Estrutura de Lewis para o Figura 19:Geometria do NH3 
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
Observa-se que os pares de elétrons não-ligantes “empurram” os átomos de hidrogênio, que se deslocam e deixam de organizar-se em um plano para obter uma geometria de pirâmide trigonal. 
O segundo postulado da RPECV é: 
“Não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas, ambas são apenas regiões de alta concentração eletrônica”; (ATKINS & JONES, 2012)
Tal regra aplicada a uma molécula de , por exemplo, determina que as ligações duplas entre o carbono e o oxigênio são tratadas como regiões de alta concentração eletrônica e, portanto, tendem a se afastar e a se arranjar no espaço com maior distância e angulação possível. Essa geometria específica, no caso, teria distribuição no plano e seria denominada linear, uma vez que o ângulo entre as ligações duplas seria de : (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005)
Figura 20: Estrutura de Lewis para o moléculas lineares
Figura 21: Arranjo/geometria das moléculas lineares
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
Da mesma forma, as estruturas de ressonância de certas moléculas, compostas por ligações duplas e simples que se intercalam e alternam entre si constantemente, são consideradas regiões de concentração eletrônica assim como as outras ligações (ATKINS & JONES, 2012). Embora seja possível expressar tais moléculas de duas ou mais formas, como no exemplo da molécula de , a geometria delas não se altera e todas apresentam as mesmas características, comportando-se como uma única estrutura de ligações híbridas de simples e duplas, todas com igual comprimento. A geometria do , sendo assim, é angular, uma vez que o par de elétrons do oxigênio central exerce repulsão aos oxigênios ligantes: (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005) 
Figura 22: Possíveis representações de Lewis para o 
Figura 23: Geometria angular do 
Fonte: BROWN & LEMAY &BURSTEN, 2005
O terceiro postulado da RPECV define:
“Todas as regiões de densidade eletrônica elevada, pares de elétrons isolados e ligantes, são incluídos no arranjo de elétrons. Todavia, somente as posições dos átomos são consideradas na descrição da geometria (forma)”; (ATKINS & JONES, 2012) 
A teoria faz a distinção entre a geometria da molécula, ou seja, a distribuição dos átomos, e o arranjo eletrônico, isto é, a disposição de todas as regiões de alta concentração de elétrons. Isso significa que, para a molécula de descrita acima, embora sua geometria caracterize-se por piramidal, seu arranjo de elétrons é semelhante à de um tetraedro, já que o par de elétrons do átomo central, o nitrogênio, é uma importante carga de elétrons. 
Figura 24: Representação no Figura 25: Arranjo tetraédrico do 
Fonte: ATKINS & JONES, 2012 Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
É possível ainda identificar a geometria e arranjo através de um método generalizado, chamado “fórmula VSEPR”, em que a molécula é descrita por : é o átomo central, os átomos ligantes e sua quantia, o número de pares de elétrons não-ligantes de e sua quantidade. (ATKINS & JONES, 2012). Para moléculas do tipo , em que o átomo central possui apenas elétrons ligantes, podemos considerar a geometria igual ao arranjo eletrônico:
	Número de ligantes ()
	Geometria/Arranjo
	Representação
	Exemplos de moléculas
	2
	Linear
	
	
	3
	Trigonal plano
	
	
	4
	Tetraédrica
	
	
	5
	Bipirâmide Trigonal
	
	
	6
	Octaédrica
	
	
Fonte: ATKINS & JONES, 2012
Observa-se que os ligantes tendem a se distanciar o máximo possível, obedecendo certos padrões. Para moléculas com elétrons não-ligantes no átomo central, ou seja, , em que a geometria diverge do arranjo, obtém-se, como alguns exemplos de estruturas:
	Fórmula
	Arranjo
	Geometria
	Representação 
	Exemplos de moléculas
	
	Trigonal plano
	Angular
	
	
	
	Tetraédrico
	Angular
	
	
	
	Bipirâmide trigonal
	Linear
	
	
	
	Tetraédrico
	Pirâmide Trigonal
	
	
	
	Bipirâmide trigonal
	Em ‘T’
	
	
	
	Bipirâmide trigonal
	Gangorra
	
	
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
 Polaridade das Moléculas
O modelo RPECV baseou-se nos conceitos de carga parcial e momento de dipolo , estudados inicialmente por Lewis. A partir da compreensão do efeito da eletronegatividade dos átomos nas moléculas e da consequente diferença de eletronegatividade , Sidgwick e Gillepsie buscaram categorizar as moléculas não apenas geometricamente, mas, a partir disso, também de acordo com sua polaridade. Ou seja, analisaram o momento de dipolo das moléculas assim como Gilbert Lewis, porém dessa vez de forma mais abrangente: dessa vez para estruturas de variadas geometrias. (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005)
Caso haja diferença de eletronegatividade, a nuvem eletrônica da molécula se desloca, criando cargas parciais positivas e negativas e assim um vetor momento de dipolo resultante . Dessa forma, se , a molécula é polar e se é chamada apolar. Para moléculas diatômicas, Lewis já constatava facilmente a determinação do: caso haja , a molécula é polar e caso é apolar. Porém, para estruturas de mais átomos, é necessário analisar a geometria. Uma molécula de arranjo molecular tetraédrico e geometria angular como a água , por exemplo, apresenta alto deslocamento da nuvem eletrônica em direção ao átomo de oxigênio. Consequentemente, surge-se um vetor momento de dipolo resultante , assim como cargas parciais negativas e positivas, tornando a molécula polar. (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005)
Figura 26: (1) Momento de dipolo do ( aponta para o oxigênio) e (2) Representação da densidade eletrônica do (vermelho = maior densidade; azul = menor densidade).
(1) (2)
 
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
Já para moléculas mais complexas, para determinar o é preciso analisar cada ligação e seu . Mesmo apresentando várias ligações com, o , por exemplo, caracteriza-se como apolar, devido à disposição simétrica de tais ligações, em que os vetores se cancelam. Semelhantemente, caso em tal molécula substitua-se um átomo de hidrogênio por um de cloro, formando , a polaridade muda devido às mudanças de dos ligantes e deixa de igualar a 0. Portanto, embora apresentando geometria tetraédrica, o é polar. (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005) 
TEORIA DE LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV)
Proposta por Walter Heitler, Fritz London, John Slater e Linus Pauling, a Teoria de Ligação de Valência (TLV) parte da mecânica quântica para desenvolver, agora, um modelo para as ligações químicas para elétrons não localizados, ou seja, com suas posições datadas de forma probabilística, assim como pressupõe os estudos quânticos. Portanto, os elétrons se movimentam nos orbitais, sendo estes últimos descritos por funções de onda. Uma ligação composta por dois elétrons localizados em orbitais s, dessa maneira, possui uma função de onda própria , sendo e as funções de onda dos orbitais em que se encontravam os elétrons e e as respectivas contribuições destes no orbital da ligação. Consequentemente, a densidade de probabilidade é descrita por . É necessário, contudo, que os orbitais que se aproximam para formar uma ligação química estejam em mesma fase. Caso contrário, as funções de onda dos orbitais geram uma interferência destrutiva e a ligação covalente não acontece. Tal união é descrita por (ATKINS & JONES, 2012).
A partir disso, a TLV estabelece como princípio a seguinte afirmação: a ligação covalente é realizada pela sobreposição e recobrimento de orbitais atômicos semipreenchidos; e estabelece novos conceitos para as mesmas ligações químicas: as ligações sigma ( e pi ().
Ligação Sigma 
Uma ligação designada sigma pela TLV é caracterizada com uma sobreposição frontal de orbitais atômicos. Ou seja, é realizada pela aproximação direta de orbitais, em um mesmo eixo, em que há uma ocupação de espaço simultânea por eles e a densidade eletrônica se concentra na região entre os núcleos dos átomos. Como todos os encontros de orbitais ocorrem, em primeira via, frontalmente, a ligação refere-se a todas as ligações simples. Um exemplo de molécula que contém esse tipo de ligação é o . É formada pela sobreposição de orbitais 1sdos átomos de hidrogênio em mesma fase, ambos com 1 elétron cada. Quando conectados na molécula, os orbitais se completam e os elétrons formando um par com spins opostos, gerando estabilidade: (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005)
Figura 27: Representação da ligação do . Observa-se a aproximação frontal dos dois orbitais
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
Tal aproximação dos orbitais ocorre em determinada distância, em que há menor energia potencial, ideal para a estabilização: 
Figura 28: Representação variação da energia potencial da formação da molécula de 
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
À medida que átomos se aproximam e a sobreposição dos orbitais é mais intensa, a energia potencial do sistema diminui até um certo nível energético mínimo, chamado poço de potencial. É nesse ponto em que ocorre e se estabiliza a ligação covalente, cuja distância internuclear para a molécula de é e a energia é , como é descrito na figura. Ao aproximarem-se mais do que essa distância, devido a repulsão eletrostática dos núcleos, a energia potencial sobre drasticamente. (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005) 
A ligação pode ocorrer também de outras maneiras, como para um orbital 1s e um 2p. Esse é o caso da molécula de : 
Figura 29: Aproximação de 1s e 2p Figura 30: Ligação de 1s e 2p para o 
Fonte: ATKINS & JONES, 2012 Fonte: Slides Ligações Químicas – página 24
Como existem duas fases diferentes para um orbital p, representadas acima por cores diferentes nas figuras, é necessário que os orbitais se encontrem construtivamente. No caso do HF, o orbital 1s do hidrogênio possui 1 elétron, representado por uma seta apontada para cima (, que indica seu spin, na figura à direita. Enquanto isso, o flúor possui mais elétrons, sendo sua camada de valência descrita por 2. Assim, seu orbital incompleto p, por exemplo, que possui um elétron (também representado por ), aproxima-se na orientação z do espaço com o orbital do hidrogênio para formar a ligação, realizando um encontro frontal. Dessa forma, a molécula compreende um novo par de elétrons de spin rearranjados e opostos, como demonstrado na figura acima à direita. (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005)
Figura 31: Outros exemplos de ligação : e 
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
Ligação pi 
A ligação pi é uma ligação química covalente em que há sobreposição lateral de orbitais atômicos. Assim como para ligações sigma, para ligações pi é necessário que a aproximação de orbitais seja em mesma fase. Para moléculas com ligações múltiplas, isto é, duplas ou triplas em geral, não é possível que ocorra mais de uma ligação simultaneamente para os mesmos ligantes, pois é geometricamente impossível que haja mais de um encontro frontal de orbitais. Portanto, para estes tipos de ligação, as sobreposições ocorrem lateralmente, diminuindo a força de conexão e tornando a ligação mais fraca que a , além de mais externa. (ATKINS & JONES, 2012)
Além disso, devido ao fato de o encontro ser lateral, uma ligação se restringe apenas para orbitais p,d e f, não ocorrendo em orbitais s, já que, de acordo com a mecânica quântica, estes não possuem nós angulares (número quântico l=0), tem formato esférico e necessitam de apenas 2 elétrons para se completarem, impossibilitando um encontro lateral com outro orbital. Já um orbital p, por exemplo, possui três variações de acordo com a direção do seu eixo de simetria . Dessa forma, para obter uma aproximação lateral, é necessário que um orbital atômico (, por exemplo) se ligue com outro de mesma orientação no espaço (, para que possam se conectar ao longo de um eixo que não seja este próprio (x ou y, no caso). Em vista disso, a ligação , diferentemente da , não possui simetria cilíndrica: é antissimétrica em relação ao próprio eixo. (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005)
Figura 32: Representação dos orbitais Figura 33: Ligação de mesmas fases
Fonte: Slides Ligações Químicas – página 25
Um exemplo é a molécula de . É caracterizada pela ligação tripla entre seus átomos de nitrogênio, sendo uma dessas do tipo e as outras do tipo . O átomo de nitrogênio possui distribuição eletrônica da forma , em que seu orbital p possui 1 elétron em cada subdivisão (. Dessa maneira, a TLV propõe que cada orbital p se sobrepõe ao orbital p de eixo correspondente do outro átomo, formando uma ligação tripla. 
Figura 34: Ligações do tridimensionalmente Figura 35: Ligações do no plano
Fonte: Slides Ligações Químicas – página 25
Seguindo a ordem de cima para baixo, a primeira sobreposição de orbitais destacada nas figuras acima se dá por meio de uma ligação , ou seja, uma sobreposição frontal. São destacadas sobre o eixo horizontal, em vermelho. Observa-se que os elétrons ( nessa ligação se localizam muito mais próximos, criando uma maior força de ligação A segunda sobreposição, por sua vez, é lateral e origina uma ligação , representada pela cor azul, sob um eixo vertical. A terceira, por fim, na cor preta, é também lateral e destaca a outra ligação , dessa vez num terceiro eixo, ortogonal aos demais. Ambas as ligações , mais fracas, são representadas com seu par de elétrons com maior distância entre si. Essa representação poderia indicar, as ligações como, respectivamente ( e (), por exemplo. (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005)
Hibridização dos Orbitais
A Teoria de Ligação de Valência, embora eficaz para muitas moléculas, apresentava falhas para explicar algumas como o metano (. Segundo a TLV, o carbono, que possui distribuição eletrônica , deveria realizar duas ligações para tornar-se estável, já que possui 2 elétrons desemparelhados na camada de valência. Entretanto, observa-se na natureza o carbono fazendo 4 ligações, enquanto moléculas como não se encontram estáveis. Portanto, era necessário adicionar novos conceitos à teoria. 
Linus Pauling foi quem introduziu a ideia de hibridização dos orbitais ao modelo. Sua proposta era baseada na “mistura” de orbitais atômicos para a formação de novos orbitais, chamados híbridos. Para o caso do , os orbitais do carbono na camada de valência, antes descritos pelo orbital 2s preenchido, dois orbitais 2p ( com elétrons desemparelhados e um sem nenhum elétron (, são hibridizados para formarem um novo tipo de orbital: . A hibridização dos 4 orbitais mencionados gera 4 orbitais , cada um com 25% de caráter s e 75% de caráter p e com energia intermediária aos níveis s e p. Dessa forma, cada orbital é ligado ao hidrogênio para formar a molécula. (ATKINS & JONES, 2012)
Figura 36: Representação de Hund e Pauling para os orbitais híbridos do carbono
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
Os orbitais, ao hibridizarem-se, têm seus formatos e direções alteradas. Para um orbital , a forma característica é de dois lóbulos unidos, cada par apontando para uma direção, com 109,5 entre cada um deles, organizando-se de forma tetraédrica. (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005)
Figura 37: Orbitais separados Figura 38:Orbitais juntos em forma tetraédrica
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005
Figura 39: Representação tetraédrica do metano ( com hibridização
Fonte: Slides Ligações Químicas – página 28
De acordo com a teoria da hibridização de orbitais, diversas moléculas antes explicadas pela RPECV são descritas com formadas por átomos de orbitais híbridos. Esse é o caso da água. Na RPECV, a molécula de foi categorizada com geometria angular e arranjo eletrônico tetraédrico. Segundo a teoria do octeto, o oxigênio necessita realizar duas ligações para tornar-se estável, pois sua configuração eletrônica é . Na TLV, contudo, o conceito de hibridização é acrescentado. Ao invés de fazer simplesmente duas ligações, o átomo de oxigênio tem seus orbitais hibridizados: 2s, 2 mesclam-se entre si para formar orbitais 4 do tipo Com 6 elétrons na camada de valência, 2 desses orbitais híbridos são completos e 2 possuem apenas um elétron. Portanto, na molécula de , dois orbitais apenas fazem ligações com os hidrogênios, porém a configuração semelhante à de um tetraedro característica se mantém, embora apenas com 2 ligantes. (ATKINS & JONES, 2012)
Figura 40:Representação tetraédrica da água ( com hibridização
Fonte: Slides Ligações Químicas – página 29
Existem, entretanto, diversos outros tipos de hibridização além do . O carbono, por exemplo, pode realizar hibridização do tipo para formar uma molécula de eteno (. Nesse caso, nem todos os 4 orbitais da camada de valência do carbono tornam-se híbridos: enquanto os orbitais 2s, 2 unem-se para formar 3 orbitais (mistura de um orbital s com dois orbitais p), continua intacto, com seu nível de energia inalterado, embora, dessa vez, com um elétron desemparelhado cedido pelos outros orbitais. Isso possibilita os carbonos da molécula de realizarem uma ligação entre si, além de duas outras com os hidrogênios, através de seus orbitais híbridos; e uma outra ligação entre si, dessa vez , por meio de seus orbitais . (ATKINS & JONES, 2012)
Para a molécula de etino (, todavia, a hibridização é do tipo (mistura de um orbital s com um p). Neste caso, como há uma tripla ligação entre os carbonos da molécula, apenas os orbitais 2s e 2 são hibridizados para formar dois do tipo . Portanto, os orbitais mantém-se inalterados para formar duas ligações entre os carbonos, enquanto um orbital forma a ligação restante dessa tripla, e o outro orbital híbrido se conecta aos hidrogênios.
(ATKINS & JONES, 2012) 
Figura 41:Formatos dos orbitais híbridos , 
Fonte: ATKINS & JONES, 2012 
Figura 42: Hibridização dos orbitais dos carbonos do e 
Fonte: Slides Ligações Químicas – página 29
Na figura acima à esquerda, observa-se o formato dos orbitais híbridos, com seus lóbulos grandes apontados para uma das direções possíveis. Já na figura à direita, vemos os orbitais antes e depois da hibridização,com seus elétrons representados por setas ( caracterizando seu spin. 
Expansão do Octeto
Um grande problema na regra do octeto proposta por Lewis era encontrado na tentativa de explicação de moléculas cujo átomo central compartilhava mais elétrons do que o esperado. Isso ocorre, por exemplo, na molécula de PCl5. O átomo central, o fósforo, que possui 5 elétrons em sua camada de valência, realiza 5 ligações, uma para cada cloro. Totalizando, o P se encontra com 10 elétrons de valência, não podendo ser explicado pela teoria do octeto. 
Com a teoria de hibridização dos orbitais, Linus Pauling compreendeu o fenômeno como uma expansão do octeto (ou expansão de valência). Átomos do terceiro período e abaixo da tabela periódica poderiam realizar expansões em suas camadas de valência, a fim de compreender nelas mais orbitais do que o normal e, consequentemente, mais ligantes. (ATKINS & JONES, 2012)
Analisemos o PCl5. O átomo central, P, possui distribuição eletrônica . Ou seja, sua camada de valência tem os orbitais preenchido e 3com um elétron cada. O modelo explica que ocorre uma hibridização desses 4 orbitais, somados a mais um orbital 3d vazio. No total, esses 5 orbitais são transformados em orbitais , para que cada um receba 1 elétron de cada átomo de cloro ligante. Dessa forma, a molécula de PCl5 possui geometria e arranjo eletrônico de bipirâmide trigonal. (ATKINS & JONES, 2012) 
Figura 43: Representações dos orbitais híbridos sp³d²
 (a) (b) (c)
 
Fonte: Slides Ligações Químicas – página 30 Fonte: ATKINS & JONES, 2012 
Na figura acima, (a) representa os orbitais de valência do PCl5 antes da hibridização; (b) representa os orbitais após a hibridização; e (c) é uma figura do formato do orbital híbrido , de organização de bipirâmide trigonal.
Outro exemplo é a molécula de SF6. Como o átomo central, S, possui distribuição eletrônica , sua camada de valência tem os orbitais e 3preenchidos e com um elétron cada. Com a expansão do octeto, dois novos orbitais 3d são agrupados junto aos outros para hibridizarem. Formam, assim, 6 orbitais . Dessa forma, o átomo de S pode se ligar a 6 átomos de F, um para cada orbital híbrido, e totalizar 12 elétrons compartilhados. Essa geometria/arranjo eletrônico tem nome de octaédrica. (ATKINS & JONES, 2012)
Figura 44: Representações dos orbitais híbridos sp³d
(a) (b) (c)
Fonte: Slides Ligações Químicas – página 30 Fonte: ATKINS & JONES, 2012 
Na figura acima, (a) representa os orbitais de valência do SF6 antes da hibridização; (b) representa os orbitais após a hibridização; e (c) é uma figura do formato do orbital híbrido , de organização octaédrica. ATKINS & JONES, 2012)
Com a adição da hibridização dos orbitais à TLV por Pauling, muitas moléculas passaram a serem descritas por esse modelo. As mesmas já definidas na RPECV por sua geometria e arranjo eletrônico, agora têm um modelo detalhado da organização dos orbitais de seus átomos:
Figura 45: Tabela de relação entre o arranjo eletrônico e a hibridização do átomo central
Fonte: ATKINS & JONES, 2012
Como vemos na figura, desde simples estruturas lineares como o BeF2 até mais complexas valências expandidas (expansão do octeto) como a do XeF4, de arranjo octaédrico, são descritas através do modelo de hibridização do átomo central. No caso, a primeira molécula tem o Be com orbitais , enquanto na segunda o Xe tem orbitais . (ATKINS & JONES, 2012)
TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES
Por serem muito simples, as estruturas de Lewis são insuficientes para demonstrar com clareza a ligação de certas moléculas. Enquanto a teoria de valência foi importante para a compreensão dos pares de elétrons no pareamento de spins, essa não conseguiu explicar as propriedades de algumas moléculas. A teoria dos orbitais moleculares foi baseada na mecânica quântica e introduzida por Mulliken e Hund o fim da década de 1920, e com ela foi resolvidas todas as deficiências da teoria de Lewis e seus cálculos são mais fáceis de usar do que a teoria de valência (ATKINS & JONES, 2012).
Limitações da Teoria de Lewis
Substâncias classificadas de acordo com seu comportamento em um campo magnético.
Diamagnética: é uma substância que tende a ser mover para fora do campo magnético. O diamagnetismo é entendido como todos os eletros de uma molécula estão emparelhados. 
Paramagnética: é uma substância que tende a ser mover para dentro do campo magnético. O paramagnético indica que a molécula tem par de eletros desemparelhados. (ATKINS & JONES, 2012).
A teoria de ligação de valência e os orbitais híbridos a partir das estruturas de Lewis permitem racionalizar as geometrias observadas das moléculas de orbitais atômicos (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005). Ao contrário da teoria de Lewis, a teoria dos orbitais moleculares explicou o paragmagnestimo do oxigênio e a existência de compostos diferentes em elétrons (ATKINS & JONES, 2012)
Orbitais Moleculares
Segundo a teoria dos orbitais moleculares, os elétrons ocupam os orbitais moleculares, que se espalham por toda a molécula. Os orbitais moleculares são formados pela combinação de orbitais atômicos: quando os orbitais interferem destrutivamente, formam antiligante, são orbitais moleculares de alta energia que possui pouca densidade eletrônica entre os núcleos. N orbitais atômicos combinam-se para dar N orbitais moleculares (ATKINS & JONES, 2012)
Figura 46: Superposição de dois orbitais
Fonte: ATKINS & JONES, 2012
Os orbitais sigma (σ) tem a densidade eletrônica dos ligante e antiligante centrada ao redor do eixo internuclear, uma linha imaginária entre os dois núcleos. A interação dos dois orbitais atômicos 1s e os orbitais moleculares resultam em um diagrama de níveis de energia (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005).
Figura 47: Diagramas de energia dos moleculares ligantes e antiligantes
Fonte: ATKINS & JONES, 2012
Ordem de Ligação
A ordem de ligação é a estabilidade de uma ligação covalente dentro da teoria do orbital.
 
· Uma ordem de ligação igual a 1 representa uma ligação simples.
· Uma ordem igual a 2 representa uma ligação dupla.
· Uma ordem igual a 3 representa uma ligação tripla.
· Moléculas com número ímpar de elétrons tem ordens igual a . (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005).
Moléculas diatômicas Homonucleares
A descrição dos orbitais moleculares de moléculas diatômicas homonucleares, ou seja, átomos idênticos de elementos do segundo período (2s e 2p) da tabela periódica.
1. O número de orbitais moleculares formado é igual ao número de orbitais atômicos combinados.
2. Os orbitais atômicos se combinam mais efetivamente com outros orbitais atômicos de energias similares.
3. A eficiência com a qual dois orbitais atômicos se combinam é proporcional à superposição entre eles, isto é, à medida que a superposição aumenta, o orbitais moleculares ligante diminui em energia e o OM aumenta.
4. Cada orbitais moleculares pode acomodar, no máximo, dois elétrons, com seus spins emparelhados (princípio da exclusão de Pauli).
5. Quando os orbitais moleculares de mesma energia são ocupados, um elétron entra em cada orbita (com o mesmo spin) antes de ocorrer o emparelhamento (regra de Hund) (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005).
 Os Orbitais Moleculares para Li2 e Be2
O lítio é o primeiro elemento do segundo período (1s²2s²), os orbitais 1s e 2s são distintos em energia e pela regra 2 apenas orbitais igual energia interagem entre si, separação de energia entre os orbitais σ2s e σ*2s é maior que para os derivados do 1s. A descrição do Be2 completando os orbitais σ1s σ*1s σ2s σ2s σ*2s, temos uma ordem de ligação igual a 0. (BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005).
Figura 48: Diagrama de níveis de energia para a molécula de Li2.
Fonte: BROWN & LEMAY & BURSTEN, 2005.
Asconfigurações eletrônicas do estado fundamental das moléculas diatômicas são deduzidas pela construção dos orbitais moleculares a partir de todos os orbitais atômicos das camadas de valência dos dois átomos e pela adição dos elétrons de valência aso orbitais moleculares, na ordem crescente de energia e de acordo com o princípio da construção (ATKINS & JONES, 2012).
Moléculas Diatômicas Heteronucleares
A ligação de uma molécula diatômica heteroneclear é a partir de dois átomos diferentes, é polar com elétrons compartilhados desigualmente pelos dois átomos.
A combinação linear com coeficientes cA e cB diferentes, os quadrados das funções de onda são interpretados por probabilidade. Se o átomo com orbitais atômicos de energia mais baixa domina os orbitais moleculares e a densidade eletrônica é maior do átomo os valores relativos determinam o tipo de ligação.
Ligação covalente apolar: c²A= c²B e compartilhamento de par elétrons igualmente entre os átomos. 
Ligação covalente polar: o orbital atômico do átomo mais eletronegativo tem a energia menor contribuindo mais para o orbital molecular. O inverso também acontece.
Ligação iônica: o coeficiente de um dos íons é quase zero, porque o outro íon captura quase toda a densidade eletrônica. (ATKINS & JONES, 2012).
Figura 49: diagrama de níveis de energia de orbitais moleculares diatômicas heteronucleares.
Fonte: ATKINS & JONES, 2012
LIGAÇÕES METÁLICAS
Mar De Elétrons
	A teoria do mar de elétrons baseia-se no fato de que o metal é constituído por átomos, cada qual com sua respectiva eletrosfera. Entretanto, devido à proximidade entre as mesmas, os elétrons de um dado átomo tendem a migrar para as eletrosferas de seus átomos vizinhos, criando o efeito chamado “mar de elétrons”, devido à ocorrência desta migração de elétrons entre átomos em grande escala de forma que os elétrons pareçam envolver um agregado de núcleos. Assim, a teoria do mar de elétrons se baseia na força da atração eletroestática que atua sobe os diversos átomos que mantém a coesão nos metais, seja na sua forma pura ou na forma de ligas metálicas. (AULA 23, 2020)
	Figura 50:Mar de elétrons
	
	Fonte: BROWN et al, 2005
Maleabilidade e ductilidade
	A maleabilidade do metal está relacionada a deformação sofrida por placas metálicas quando uma dada força é aplicada sobre a superfície do metal, de forma a afastar seus núcleos, fazendo-os “deslizar”, permitindo que o mesmo seja deformado, de forma que os elétrons do metal retornem aos núcleos a fim de se manter a estabilidade do metal, gerando um metal torcido. Já ductilidade se aplica a fios metálicos. (BROWN et al, 2005)
	Figura 51: Folha de ouro e fio de cobre representando maleabilidade e ductibilidade
	
	Fonte: BROWN et al, 2005
Brilho característico
	Quando um fóton atinge uma placa metálica, o mesmo é refletido pela placa, devido a interação do campo elétrico do fóton com o campo elétrico do metal, o que gera uma repulsão que faz com que o fóton seja repelido com um dado ângulo de inclinação. Devido a existência de diferentes comprimentos de onda, temos que alguns materiais apresentam cores diferentes dependendo do ângulo sob os quais são observados, devido aos diversos ângulos de reflexão dos seus fótons. (AULA 23, 2020)
	Figura 52:Relexão da luz
	
	Fonte: SUSSUCHI & SANTOS, 2020
Condutividade térmica
	A variação de calor de um dado metal ao longo de um certo período de tempo pode ser obtida através de , sendo a constante térmica, a área de contato do metal com a fonte do calor, a variação da temperatura que ocorre durante o processo de troca de calor e sendo a espessura do metal. A variação de calor pode ser expressa em termos da variação de entropia (, , sendo a entropia é uma forma de se estudar a energia de um sistema comparando-a com o grau de desordem do mesmo. (AULA 23, 2020)
	Figura 53: Entropia dos diferentes estados físicos
	
	Fonte: SUSSUCHI & SANTOS, 2020
Condutividade elétrica
	A teoria do mar de elétrons indica que deve haver uma dinâmica entre os elétrons que rodeiam os núcleos que compõem as estruturas metálicas. Quando ocorre a adição de elétrons em um dos lados de uma placa metálica, a tendência é que esse excesso de elétrons seja repelido no lado oposto, gerando uma corrente elétrica. Esse processo ainda mantém o metal conservado: o ato de remover elétrons de um metal causaria sua oxidação, mas o processo é balanceado ao se adicionar elétrons, de forma a se preservar o estado do material. A corrente elétrica é favorecida pela mobilidade eletrônica em torno dos núcleos. (AULA 23, 2020)
A condutividade elétrica está diretamente relacionada a carga nuclear efetiva, visto que quanto menor a mesma for, mais livres estarão os elétrons desse dado átomo, conferindo aos mesmos uma maior mobilidade, o que implica numa maior condutividade elétrica. Vale ressaltar que a condutividade elétrica também é afetada pela contração dos lantanídeos, que faz com a carga nuclear seja maior, fazendo com que os elétrons estejam mais presos junto ao núcleo, reduzindo a condutividade elétrica desses átomos. (AULA 23, 2020)
	Figura 54: Condutividade de diferentes elementos
	
	Fonte: Slides Ligações Metálicas – Aula 23, 2020.
Ligas metálicas
	Ligas metálicas são provindas das misturas de metais, elas podem ser vistas como soluções sólidas cujo solvente é um dos metais que a compõe. A mistura de metais é capaz de alterar características dos metais puros, de forma que as mesmas sejam produzidas para se obter materiais com as propriedades específicas desejadas. Alguns exemplos de ligas metálicas são o latão (zinco em cobre), o bronze (estanho e chumbo em cobre), o cuproníquel (níquel em cobre) e o aço (carbono em ferro). (BROWN et al, 2005)
	
Figura 55: Exemplos de ligas metálicas
	
	Fonte: BROWN, 2005.
	As ligas metálicas podem ser classificadas em:
· Ligas homogêneas: a liga obtida tem uma estrutura primaria cristalina, isto é, seu arranjo é uniforme, pois os elementos de distribuem uniformemente no material metálico. Conforme o tamanho do metal e sua força de atração, podem ser formados os chamados retículos cristalinos de Bravais, que podem adotar até 14 formatos diferentes, que se subdividem entre retículos cúbicos, tetragonais, ortorrômbicos, hexagonais, monoclínicos, triclínicos e romboédricos. O formato adotado pelo reticulo pode afetar outras propriedades dos metais. (AULA 23, 2020)
	Figura 56: 14 retículos cristalinos de Bravais
	
	Fonte: GAMBARDELLA, 2020
· Ligas heterogêneas: a liga obtida apresenta diferentes fases cristalinas, de forma que sua disparidade seja explícita, vez que possui porções de composições distintas. (AULA 23, 2020) 
· Compostos intermetálicos: são ligas metálicas que possuem proporções atômicas bem definidas, ou seja, para se obter dada liga é preciso que os metais constituintes da mesma obedeçam a tais proporções à risca, relacionada a quantidade de mol de cada elemento necessário para formação daquela liga especifica. (AULA 23, 2020)
· Ligas eutéticas: a ligada metálica formada possui ponto de fusão menor do que a de seus metais constituintes. Isso ocorre devido a deformação do reticulo cristalino dos metais constituintes, o que faz com que haja menor mobilidade eletrônica, o que, por sua vez, faz com que seja necessário menos energia para realizar a quebra dessas ligações. (AULA 23, 2020)
Teoria Das Bandas
	Entretanto, a teoria do mar de elétrons é vista como incompleta, por exemplo, ela falha em explicar com precisão como podem ocorrer absorções em moléculas. Logo, é preciso explicar os metais através de outra teoria para que se possa entender a existência de transições eletrônicas entre suas moléculas. Para isso, podemos implicar a teoria das bandas. A teoria das bandas busca explicar os metais em termos de uma descrição quântica, sendo uma extensão da teoria do orbital molecular para muitos átomos, além de possibilitar uma explicação mais adequada sobre a condutividade elétrica dos metais do que a obtida pela teoria do mar de elétrons. (AULA 24, 2020)
	A extensão da teoria doorbital molecular ocorre devido à descrição dos compostos metálicos como macromoléculas com orbitais deslocalizados e pela combinação de n orbitais atômicos gerar n orbitais moleculares. Mais especificamente, como placas metálicas possuem inúmeros átomos, tem-se que as mesmas possuem inúmeros orbitais atômicos e, consequentemente, inúmeros orbitais moleculares. (AULA 24, 2020)
	Figura 57: Extensão da teoria do orbital molecular
	
	Fonte: SUSSUCHI & SANTOS, 2020
Quanto maior a quantidade de átomos, maior será a estabilização dos orbitais antiligantes, assim como será maior a desestabilização dos orbitais ligantes, fazendo com que os mesmos se aproximem cada vez mais, ao ponto que a energia dos orbitais se torna praticamente a mesma, de forma que quase se pode afirmar que essa se torna um continuo de energia, como se se tornasse uma única coisa e é justamente daí que vem o termo banda. (AULA 24, 2020)
	Figura 58: Teoria das bandas
	
	Fonte: ATKINS & SHRIVER, 1999.
Assim, também é possível ver que no “meio” das bandas começar a surgir regiões nodais que vão se tornando mais numerosas conforme a energia aumenta, “no sentido” dos orbitais antiligantes. Portanto, a parte superior da banda, que é formada por orbitais antiligantes, e que é desprovida de elétrons, é chamada de banda de condução, enquanto a banda inferior, formada por orbitais ligantes, é chamada de banda de valência. (AULA 24, 2020)
	Quando há grande proximidade entre a banda de condução e a banda de valência, existe grande facilidade para que um elétron migre da banda de valência para a banda de condução, logo os elétrons estão menos atados a seus núcleos, permitindo que os mesmos se descoloquem com mais facilidade, o que facilita a condução de eletricidade. Portanto, materiais que apresentam bandas muito próximas são chamados condutores, devido ao fluxo de elétrons entre as bandas. É interessante apontar que esta observação é capaz de explicar toda a teoria do mar de elétrons. (AULA 24, 2020)
	Entretanto, os materiais semicondutores são aqueles que não conduzem eletricidade à princípio. Nesses materiais os elétrons estão mais presos à banda de valência do que nos materiais condutores, vez que há certa distância entre a banda de condução e a de valência, o que indica uma diferença de energia. Para forçar os elétrons a migrarem para a banda de condução, é preciso aplicar energia ao material, por exemplo, através da aplicação de uma diferença de potencial, através da aplicação de calor ou até mesmo através pela exposição a luz, de forma a se vencer a barreira de energia que barra o caminho dos elétrons para a banda de condução. (AULA 24, 2020) Conforme o aumento da temperatura, condutores metálicos tendem a perder condutividade elétrica, enquanto semicondutores tendem a aumentar sua condutividade. (ATKINS & SHRIVER, 1999)
	Por sua vez, existem os materiais isolantes, que são aqueles que apresentam uma diferença de energia muito grande, isto é, há uma grande distância entre suas bandas que torna praticamente impossível que um elétron migre da banda de valência para a de condução. Essa diferença de energia é, muitas vezes, referida como band gap, que por ser muito grande faz com que esses materiais não conduzam eletricidade, vez que seria necessário muita energia para forçar a migração de elétrons entre as bandas. Uma das formas de contornar o band gap é ao se misturar diferentes metais para formar uma liga, através da adição de agentes dopantes, isto é, materiais com um band gap menor. (AULA 24, 2020)
	Figura 59: Bandas de condutores, semicondutores e isolantes
	
	Fonte: Slides Ligações Metálicas – Aula 23, 2020.
Assim, podemos formar ligas intersticiais, onde átomos são adicionados a uma estrutura cristalina, como a de um metal ou semi-metal, de forma a ocupar um espaço vazio, ou seja, o mesmo não irá substituir um dos átomos do retículo cristalino, apenas se alocando em um espaço disponível. Assim, esse material a ser adicionado, deverá ser significamente menor que os átomos do próprio retículo cristalino. Além disso, caso a força de ligação entre os átomos adicionados e os átomos do retículo seja muito forte, pode-se prejudicar a dureza da estrutura cristalina, pois as ligações entre os átomos do reticulo podem tornar-se mais fracas. Por outro lado, dependendo de onde forem acionados os átomos, pode-se, pelo contrário, aumentar a dureza do material. Também é possível fazem com que a liga obtida adquira elétrons com maior facilidade ou tenda a perde-los, o que altera o quão resistente a corrosão é aquele material. (AULA 24, 2020)
Por outro lado, existem as ligas extrínsecas, que se diferencia das ligas intersticiais pelo fato de que os átomos a serem adicionados substituírem alguns dos átomos do reticulo cristalino ao invés de ocupar um espaço vazio dentro da estrutura cristalina, o que muda totalmente as características do metal justamente pela adição do chamado agente dopante. Esse processo gera microbandas de condução e de valência, podendo permitir que um material cujo band gap anteriormente dificultasse ou mesmo impedisse a movimentação de elétrons entre as bandas, agora possa transmitir eletricidade com maior facilidade, alterando a condutividade do material. (AULA 24, 2020)
	Figura 60: Diferença entre ligas intersticiais e ligas extrínsecas
	
	Fonte: Slides Ligações Metálicas – Aula 23, 2020.
Dependendo do agente dopante empregado, mas especificamente, dependendo de se o agente empregado tem excesso ou falta de elétrons, podem-se formar diferentes tipos de microbandas. Por exemplo, um agente com poucos elétrons, chamado material tipo p, terá sua banda de condução alocada entre a banda de valência e a banda de condução do material ao qual foi adicionada, permitindo a passagem de elétrons com maior facilidade, vez que estes migrarão da banda de valência do material para a banda de condução do agente e, por sua vez, para a banda de condução do material, permitindo que o mesmo conduza eletricidade.
	Figura 61: Tipo n (esquerda) e tipo p (direita)
	
	Fonte: SUSSUCHI & SANTOS, 2020
 Já um agente com excesso de elétrons, chamado material tipo n, criará uma microbanda de valência próxima a banda de condução do material ao qual foi adicionada. Os elétrons nessa banda de valência do agente migrarão para a banda de condução do material, o que por sua vez, fará com que os elétrons da banda de valência do próprio material migrem para a microbanda de valência e, posteriormente, para a banda de condução, de forma a conduzir eletricidade. Vale ressaltar que esse excesso ou falta de elétrons é relativo ao número de elétrons na camada de valência da matriz. (AULA 24, 2020)
Diodos
Caso se junta um material do tipo p com um do tipo n em um diodo, tem-se uma situação em que de um lado do material tem-se elétrons e do outro não, de forma que os elétrons do lado n tendem a se aproximar do lado p. Entretanto, na zona onde ambos se encontram, ocorre a chamada zona de depleção, que é uma zona neutra, que por sua vez cria uma espécie de barreira que bloqueia a passagem de elétrons, que pode ser quebrada através da aplicação de uma diferença de potencial, fazendo com que os elétrons circulem. Ao se inverter a fase em contanto com o diodo, cria-se uma zona de depleção tão grande que o material torna-se isolante, logo ele apensas conduzirá eletricidade com a polaridade correta. Existem também os fotodiodos, que transformar o excesso de corrente em luz, como é o caso do LED. É possível criar um transistor ao se juntar duas partes de material tipo n ou p com uma parte do outro tipo. O transistor atua como chave, ou seja, ele pode bloquear ou permitir um fluxo de elétrons ao ser desligado ou ligado, respectivamente. (AULA 24, 2020)
	Figura 62: Diodo
	
	Fonte: Slides Ligações Metálicas 2 – Aula 24, 2020.
Nano partículas
	Quando se tem um cluster de átomos na escala nano, chama-se esse amontoado de átomos de nano partículas, com uma faixa de tamanho entre 10 e 100 nanômetros. As nano partículas apresentam características únicas. Devido amassiva quantidade de átomos, estão igualmente sujeitas a teoria das bandas. Partículas pequenas terão maior diferença de energia entre sua banda de valência e de condução, enquanto partículas grandes terão menor diferença de energia. Como o comprimento de onda é inversamente proporcional a energia, temos que se a energia for grande, o comprimento de onda será pequeno, enquanto se a energia for pequena, o comprimento de onda será maior. Ou seja tamanho da partícula afetará a coloração das partículas. (AULA 24, 2020) 
	Figura 63: Variação da cor conforme variação do tamanho da partícula.
	
	Fonte: Slides Ligações Metálicas 2 – Aula 24, 2020.
BIBLIOGRAFIA
LEWIS, Edward S. (1998). A Biography of Distinguished Scientist Gilbert Newton Lewis. Lewiston, NY: Edwin Mellen Press.< https://ui.adsabs.harvard.edu/abs/1999JChEd..76.1487H/abstract >. Acesso em 19 de Abril de 2020.
RUSSEL, Jonh B. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2008.
BROWN, Theodore L. et al. Química – A ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios da Química. 5.ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
GAMBARDELLA, Maria Teresa do Prado. Célula Unitária e Retículo de Bravais. Disponível em: < http://cristal.iqsc.usp.br/files/Cap-5-C%C3%A9lula-Unitaria-e-Reticulos-de-Bravais.pdf>. Acesso em 19 de dezembro de 2020.
SANTOS, Danilo Olivera; SUSSUCHI, Eliana Midori. Aula 09 – Ligação Metálica. Disponível em: < https://www.cesadufs.com.br/ORBI/public/uploadCatalago/11025617012017Quimica_Inorganica_I_aula_09.pdf >. Acesso em 19 de dezembro de 2020. 
BROWN, Theodore L. et al. Química: A ciência central. 9 ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
ATKINS, P. W; SHRIVER, D. F. Química Inorgânica. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 1999.
AULA 23. Ligações Metálicas. Disponível em:< https://drive.google.com/file/d/1-OO9-JzyVHG1dMQkMJt88EbO1wJDrxD1/view>. Acesso em 18 de dezembro de 2020.
AULA 24. Ligações Metálicas 2. Disponível em: < https://drive.google.com/file/d/1zPj03ez89SQVHdbVAgdGQq2bK-vEUPE8/view>. Acesso em 19 de dezembro de 2020.