Teoria da Ligação de Valência (TLV)
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Teoria da Ligação de Valência (TLV)
Teoria da Ligação Covalente
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Teorias de Lewis e VSEPR identificam:
- Pares de elétrons ligados
- Pares de elétrons isolados
- Forma molecular
- Geometria eletrônica
Porém, não fornecem informações sobre os tipos orbitais
usados nas ligações químicas.
Teoria da Ligação Covalente
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Existem dois modelos de como os orbitais atômicos interagem para
formar ligações em moléculas.
Teorias da Ligação Covalente
Como podemos explicar as ligações químicas e considerar a geometrias
das moléculas utilizando orbitais atômicos?
Teoria da Ligação de Valência (TLV) – Os orbitais atômicos
sobrepõem-se (espacialmente) para formar ligações localizadas entre
2 núcleos.
Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) – Os orbitais atômicos
sobrepõem-se para formar ligações deslocalizadas que conectam mais do que
2 núcleos.
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Teoria da ligação de valência (TLV)
Linus Pauling
Prêmios Nobel de Química e da Paz
Livro: The nature of the chemical bond
- Os elétrons de valência estão
localizados entre os átomos.
- Orbitais atômicos semi-preenchidos
sobrepõem-se para formar as ligações.
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Molécula de H2
Teoria da ligação de valência (TLV)
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Distância H – H = 74 pm:
Repulsão = Atração
Ligação mais forte
Sobreposição ótima
Menor energia
74 pm
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Distância At H – H > 74 pm:
Repulsão < Atração
Ligação fraca
Sobreposição pequena demais
Os átomos precisam de maior
aproximação
74 pm
> 74 pm
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Distância H – H < 74 pm:
Repulsão > Atração
Ligação fraca
Sobreposição grande demais
Os átomos devem ficar mais
afastados
74 pm
< 74 pm
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Molécula de H2
A
1
rA1
B
2
rB2rB1
rA2
r12
R
HA HB
Teoria da Ligação de Valência (TLV)
Existe três tipos de interação:
1) Atração elétron-núcleo
2) Repulsão núcleo-núcleo
3) Repulsão elétron-elétron
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Molécula de H2
Ligação sigma ()
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Orbitais atômicos Ligação sigma ()
Ligação sigma (): orbitais s
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(s-s)
Ligação
(s-p) (p-p)
1s 1s
Superpor cabeça-cabeçaElétrons desemparelhados
- A densidade eletrônica acumula entre os eixos internucleares.
- A nuvem eletrônica tem simetria cilíndrica ao redor do eixo internuclear.
- Na ligação não tem plano nodal entre os eixos.
- A mistura de dois orbitais atômicos é chamada de superposição de orbitais.
- Quanto maior a superposição de orbitais mais forte a ligação.
- Todas as ligações covalentes simples são ligações .
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orbtial 1s orbtial 1s
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Ligação
A ligação forma-se quando os elétrons dos dois orbitais 2p
se emparelham e a superposição acontece lateralmente.
Lado-a-lado Superpor
Lado-a-lado
Uma ligação tem um único plano
nodal sobre o eixo internuclearLigação
Ligação
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Ligação
Quando dois átomos são mantidos juntos por uma ligação e duas
ligações perpendiculares.
Uma ligação tem um único plano nodal sobre o eixo internuclear
- Uma ligação simples (uma )
- Uma ligação dupla (uma e uma )
- Uma ligação tripla (uma e duas )
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Hibridização sp - BeCl2
Os orbitais híbridos de um átomo são constituídos para reproduzir o arranjo dos
elétrons característicos da forma da molécula determinada experimentalmente
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Os orbitais híbridos de um átomo são construídos para reproduzir o arranjo de
elétrons característico da forma da molécula determinada experimentalmente.
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Dois orbitais híbridos sp – BeCl2
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Hibridização sp2 - BF3
F
F F
Boron configuration
2p2s1s•• ••
••••
••
•• ••
••••
B
Configuração do B
rearranjo de elétronsOrbitais hibridizados
Três orbitais híbridos sp2 Um orbital vazio
(não sofre hibridização)equivalentes
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Agora existem 3 orbitais híbridos
semi-preenchidos que podem
formar ligações sigma com F.
Combinação de 1 orbital s com e orbitais p
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Um orbital de cada átomo de F sobrepõe-se com um orbital
híbrido sp2 para formar a ligação sigma () B-F.
B
F
F
F
B
F
F
F
Ligação da molécula de BF3
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Observe o único orbital não
hibridizado do átomo de B
Ligação da molécula de BF3
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Hibridização sp3
- CH4
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Os quatro orbitais híbridos do CH4
Os orbitais híbridos de um átomo são construídos para reproduzir o arranjo de
elétrons característico da forma da molécula determinada experimentalmente.
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Hibridização sp3 (NH3)
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Orbitais d
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Hibridização envolvendo orbitais d
Os átomos a partir do 3º período podem usar orbitais d
para formar orbitais híbridos
A mistura de um orbital s + três orbitais p + um orbital d
leva a cinco orbitais híbridos sp3d.
A expansão do octeto implica no envolvimento de orbitais
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Hibridização envolvendo orbitais d
Ex: PF5
Estado Fundamental
Estado Excitado
Orbitais Híbridos sp3d
Composto PF5
3s 3p 3d
sp3d
F F F F F F
F F
F
F
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Hibridização sp3d2
A mistura de um orbital s + três orbitais p + dois orbital d
leva a seis orbitais híbridos sp3d2.
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Hibridização envolvendo orbitais d
Ex: SF6
Estado Fundamental
Estado Excitado
Orbitais Híbridos sp3d2
Composto SF6
3s 3p 3d
sp3d2
F F F F F F
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Ligações Múltiplas
Considere o etileno (C2H4)
C
H
H
H
H
sp2
120Þ C
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Dois tipos de ligações
Ligações sigma () –A densidade eletrônica está concentrada
simetricamente ao redor dos eixos internucleares.
Ligações pi () – è uma ligação covalente na qual as regiões de
superposições localizam acima e abaixo do eixo internuclear.
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• Estrutura de Lewis: tem uma dupla ligação.
• VSEPR: Forma trigonal planar.
O orbital 2p não hibridizado é perpendicular ao
plano que contém os três orbitais híbridos sp2
ligação dupla
(H2C=CH2)
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C
H
H
H
H
sp2
120Þ C
• •
Elétrons dos orbitais p não
hibridizados no átomo C
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Os orbitais p não hibridizados
sobre cada átomo de C contêm um
elétron e estes orbitais superpõem-
se para formar a ligação π
p orb.for šbond
3 sp2
hybrid
orbitals
2p2s
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Etileno (C2H4)
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Acetileno (C2H2) – hibridização sp
Orbitais híbridos sp
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ligação Tripla
HCCH
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Descreva a hibridização e ligação do CO2
hibridização sp para as ligações sigma
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Ligação na molécula do CO2
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Conseqüências das ligações Múltiplas
A rotação é livre na ligação sigma entre dois átomos, mas é
restrita em ligações múltiplas (C=C).
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ORBITAIS HÍBRIDOS
- O número de orbitais híbridos obtidos é igual ao número
de orbitais atômicos.
- O tipo de orbitais híbridos obtidos varia com o tipo de
orbitais atômicos (misturados).
Tipos de orbitais híbridos
hibridização sp sp2 sp3 sp3d sp3d2
Forma linear Trigonal
planar
tetraédrica bipirâmide
trigonal
octaédrica
No orbitais 2 3 4 5 6
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Ligações deslocalizadas
Moléculas que têm duas ou mais estruturas de
ressonância envolvendo ligações .
Cada átomo de C (120º) – hibridização sp2
Ligação simples C – C = 1,54 Å
Ligação observada C – C = 1,40 Å
Ligação dupla C – C = 1,34 Å
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Benzeno
• Molécula planar
• Tem seis ligações idênticas carbono–carbono
• Cada elétron é compartilhado pelos seis átomos de carbono
• Os elétrons são deslocalizados
ligações deslocalizadasOrbitais
atômicos 2pLigações sigma
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Ozônio
Geometria molecular: Trigonal planar
Forma: Angular (Atkins 204)
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Hibridização envolvendo orbitais s, p e d
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Paula Yurkanis BruiceOrganic Chemistry
4th Edition
I don´t believe oxente!!!
Irene Lee
Case Western Reserve University
Cleveland, OH
©2004, Prentice Hall