Quadro comparativo entre as teorias

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MSc. Laíse da Silva Durante 
 
 
 
 
Teoria de Repulsão dos pares de Elétrons da 
Camada de Valência 
TRPECV 
Teoria de Ligação de Valência 
TLV 
Teoria dos Orbitais Moleculares 
TOM 
Primeiro explorada pelos químicos ingleses Nevil 
Sidgwick e Herbert Powell e desenvolvida pelo químico 
canadense Ronald Gillespie. 
Primeira descrição da ligação covalente em termos de 
orbitais atômicos feita pode Walter Heitler, Fritz 
London, John Slater e Linus Pauling, no fim de 1920. 
Se baseia na mecânica quântica, sendo introduzida 
por Mulliken e Hun no fim da década de 1920, 
mostrando-se ser a melhor para a descrição da 
ligação química. 
Busca predizer a geometria molecular por meio da 
repulsão eletrostática dos elétrons da camada de 
valência. 
Modelo quanto-mecânico da distribuição de elétrons 
pelas ligações que ultrapassa a teoria de Lewis e o 
modelo TRPECV. 
O total de elétrons são distribuídos nos orbitais 
moleculares na ordem crescente de energia, segundo 
a regra de Hund e o princípio de exclusão de Pauli. 
As repulsões entre os pares de elétrons ligante e elétrons 
não ligantes do átomo “controlam” os ângulos de ligação 
de um átomo em relação aos demais que o circundam. 
As ligações são formadas quando os orbitais dos 
átomos de superpõem, e para que isso ocorra existem 
dois elétrons de spins contrários. S sobreposição ocorre 
à medida que os núcleos se aproximam. 
Quando a aproximação dos orbitais ocorre segundo um 
mesmo eixo a ligação formada é chamada de sigma (σ). 
Quando ocorre em eixos paralelos é chamada de pi (π). 
Dois orbitais atômicos, advindos de átomos distintos 
em uma ligação química, formam dois orbitais 
moleculares, que se espalham por toda a molécula. 
Quando interagem construtivamente = orbital 
molecular ligante (σ); quando interagem 
destrutivamente = orbital molecular antiligante (σ*). 
O ligante tem menor energia em relação aos orbitais 
atômicos enquanto que o antiligante maior. 
Espécies estáveis tem mais elétrons nos orbitais 
ligantes do que em orbitais antiligantes. 
 
Ordem de ligação 
OL = ½ (OML – OMAL) 
Quanto maior a OL entre dois átomos menor será o 
comprimento de ligação; quanto maior a OL entre os 
átomos maior será a energia de ligação. 
Baseado em que como os elétrons se repelem os pares 
de elétrons de ligação tendem a se afastar o máximo 
possível. 
Segundo as regras: 
1. Regiões de altas concentrações de elétrons se 
repelem e para reduzir essa repulsão, tendem a 
se afastar o máximo possível mantendo a 
mesma distância do átomo central. 
2. Não existe distinção entre ligações simples ou 
múltiplas: uma ligação múltipla é tratada como 
uma só região de alta concentração de elétrons. 
3. Todas as regiões de densidade eletrônica 
elevada, pares de elétrons isolados e ligantes, 
são incluídas na descrição do arranjo de 
elétrons. Assim, somente as posições dos 
átomos são consideradas quando descrevemos 
a forma de uma molécula. 
4. A repulsão é exercida na ordem par isolado-par 
isolado > par isolado-átomo > átomo-átomo. 
Hibridização: mistura de orbitais atômicos que tem 
como objetivo gerar novo orbitais de acordo com o 
arranjo eletrônico característico da forma molecular. 
 
Permitindo que se realize um número maior de ligações 
covalentes ou que seja capaz de realizar essas ligações. 
 
2 regiões eletrônicas: sp 
3 regiões eletrônicas: sp2 
4 regiões eletrônicas: sp3 
5 regiões eletrônicas: sp3d 
6 regiões eletrônicas: sp3d2 
 
 
Dois orbitais p podem se sobrepor para formar dois 
orbitais moleculares (σ) em um mesmo eixo sendo 
um ligante e o outro antiligante. 
 
Os orbitais p paralelos também formam orbitais 
moleculares (π) ligantes e antiligantes. 
 
N orbitais atômicos = N orbitais moleculares 
 
Cálculo carga formal → Cf = V – (L + ½ S) 
 
A geometria da molécula depende do número de pares 
isolados e ligantes, conforme a fórmula: AXnEm 
Sendo: A – átomo central; X – ligante; n – número de 
ligantes; E – par de elétrons isolados; m – número de 
pares de elétrons isolados. 
 
 
AX2: linear. Átomo central sem pares de elétrons livres. 
Ex: H2; Cl2; HCl; HBr 
 
AX2: linear. Átomo central sem pares de elétrons livres. 
Ex: BeCl2; CO2 (180°) 
 
 
AX2E1: angular. Átomo central com 2 pares de elétrons 
ligantes e 1 par livre. 
Ex: SO2 (119°; 120°) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUADRO COMPARATIVO 
 
 MSc. Laíse da Silva Durante 
 
AX2E2: angular. Átomo central com 2 pares de elétrons 
ligantes e 2 pares livres. 
Ex: H2O (104,5°; 109,5°) 
 
AX2E3: linear. Átomo central com 2 pares de elétrons 
ligantes e 3 pares livres. 
Ex: XeF2 (180°) 
 
AX3: plana triangular. Átomo central sem pares de 
elétrons livre. 
Ex: BF3 
 
AX3E1: pirâmide trigonal. Átomo central com 3 pares de 
elétrons ligantes e 1 par livre. 
Ex: NH3 
 
AX3E2: forma de T. Átomo central com 3 pares de 
elétrons ligantes e 2 pares livres. 
Ex: ClF3 (90°; 180°) 
 
AX4: tetraédrica. Átomo central sem par de elétrons 
livres. 
Ex: CH4 (109,5°) 
 
AX4E1: gangorra. Átomo central com 4 pares de elétrons 
ligantes e 1 par livre. 
Ex: SF4 (120°; 180°) 
 
AX4E2: quadrado planar. Átomo central com 4 pares de 
elétrons ligantes e 2 pares livres. 
Ex: XeF4 (90°) 
 
AX5: bipirâmide triangular. Átomo central sem par de 
elétrons livres. 
Ex: PCl5 (90°; 120°) 
 
AX5E1: pirâmide de base quadrada. Átomo central com 5 
pares de elétrons ligantes e 1 par livre. 
Ex: BrF5 (90°) 
 
AX6: octaédrica. Átomo central sem par de elétrons 
livres. 
Ex: SF6 (90°) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Diagrama dos níveis de energia dos orbitais 
moleculares das moléculas diatômicas 
homonucleares Li2 até N2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Diagrama dos níveis de energia dos orbitais 
moleculares das moléculas diatômicas 
homonucleares que estão à direita do grupo 2 da 
Tabela periódica, especificamente O2 e F2.