1. Capítulo 9: Geometria Molecular
e Teorias de Ligação
Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak
Nomes: Verônica Lima Magioni n° 12737
Felipe Miranda de Souza Voss n° 13698

2. Tópicos a serem abordados
 Formas espaciais moleculares
 O modelo RPENV
 Formas espaciais moleculares e polaridades
 Ligação covalente e superposição de orbitais
 Hibridização de orbitais
 Ligações múltiplas
 Moléculas diatômicas do segundo período

3. Formas espaciais moleculares
 A forma espacial é determinada pelos
fatores:
 Ângulos de ligação
 Comprimento de ligação.

4. O modelo RPENV
(Repulsão do Par de Elétrons do Nível de Valência)
 A base do modelo RPENV está na melhor
disposição de elétrons, que é aquela que
minimiza a repulsão entre eles.

5. Influência dos pares não-ligantes no ângulo de
ligação

6. Tipos de geometrias espaciais

7. Forma espacial e polaridade molecular
 É determinada com base na eletronegatividade
dos elementos.
 Os dipolos de ligação e os momentos de dipolo
são grandezas vetoriais, e por esse motivo têm
módulo, direção e sentido.

8. Exemplo de dipolo de ligação

9. Exemplos de momentos dipolares

10. Ligação covalente e superposição
de orbitais
 A teoria da ligação de valência consiste
em os orbitais poderem se unir uns aos
outros de forma a se obter uma imagem
correspondente ao modelo RPENV.
H – 1s1 F – 1s2 2s2 2p5

11. Hibridização de orbitais
 A hibridização consiste na combinação de
orbitais para formar novos, que são chamados
orbitais híbridos.
 As ligações covalentes são formadas por:
 Sobreposição de orbitais híbridos com orbitais
atômicos.
 Sobreposição de orbitais híbridos com outros
orbitais híbridos.

12. Hibridização sp
 Ex: BeF2

13. Hibridização sp e sp
2 3
Ex: BF3
CH4

14.  Híbridos
envolvendo os
orbitais d são
formados da
mesma maneira
que os orbitais p

15. Ligações múltiplas
 Existem dois tipos de ligações Múltiplas:
 Ligações σ
 Ligações π
Menor força na
ligação

16. Ligação Dupla

17. Ligação Tripla

18. Ligações π delocalizadas
 Ocorrem em moléculas com duas ou mais
estruturas de ressonância envolvendo
ligações π.
 Ex: C6H6

19. Moléculas diatômicas do segundo
período
Para moléculas homonucleares de valências s e p valem:
 O número de orbitais moleculares (OM) formados é igual
ao número de orbitais atômicos combinados;
 Os orbitais atômicos se combinam mais efetivamente a
outros de energias similares;
 A eficiência com a qual dois orbitais atômicos se
combinam é proporcional à superposição entre eles;
 Cada OM pode acomodar dois elétrons com spins
desemparelhados;
 Quando OMs de mesma energia são ocupados, um
elétron entra em cada orbital antes de ocorrer um
emparelhamento (Hund).

20. Orbitais moleculares para:
Li2→ 1s2 2s1
 1s e 2s: diferentes energias;
 1s formam orbitais ligante σ1s e anti-
ligante σ*1s
 2s: mais distantes do núcleo / maior
superposição / maior separação de
energia;
 1s: mais baixos em energia que 2s.
½ (4 – 2) = 1 (ligação simples)
Obs.: os elétrons do cerne [Ne] não
interferem na ligação.
Be2 → 1s2 2s2
Segue mesmas regras de Li2, mas Diagrama para Li2: a
com oito elétrons nos OMs, logo: ligação tem seis elétrons
½ (4 – 4) = 0 (não existe ligação) nos OMs.

21. Configurações eletrônicas de B2 até Ne2 – valência 2s 2p
 Os orbitais atômicos 2s têm menor energia que os orbitais
atômicos 2p;
 A superposição de dois orbitais 2pz é maior que as dos dois
orbitais 2px e 2py;
 Ambos os orbitais moleculares π2p e π*2p são duplamente
degenerados.

22. A interação entre orbitais 2s-2p afeta as energias de σ2s (diminuem) e
σ2p (aumentam). Essa alteração muda a ordem energética dos OMs:
- B2, C2, N2 → OM σ2p > OM π2p
- O2, F2, Ne2 → OM σ2p < OM π2p

23. Configurações eletrônicas e propriedades
moleculares
O modo como uma substância se comporta sob a ação de um
campo magnético permite a compreensão de sua
distribuição eletrônica:
 Há paramagnetismo quando existem elétrons
desemparelhados, pois há maior força de atração magnética
 Há diamagnetismo quando não há elétrons
desemparelhados (repulsão magnética).
Se há aumento da ordem de ligação, as distâncias de ligação
diminuem e as entalpias aumentam, porém, moléculas com
mesma ordem de ligação têm características diferentes.
Ex.: O2 .. ..
O=O
.. ..
- ligação curta: 1,21 Å
- entalpia alta: 495 kJ/mol
- é paramagnético: há dois elétrons desemparelhados
- ordem de ligação: ½ (8 – 4) = 2 (dupla ligação)

24. Moléculas diatômicas heteronucleares
Ex: Óxido de Nitrogênio – NO
–1 +1
. .. .. .
N=O N=O
.. .. .. ..
Tem 11 elétrons de valência e é altamente reativo.
As estruturas indicam ligação dupla, mas o pequeno comprimento
de ligação indica ordem maior que dois.
Se os átomos não diferenciam-se tanto em eletronegatividade,
seus orbitais moleculares serão parecidos com os das
moléculas diatômicas homonucleares.
½ (8-3) = ½ 5 = 5/2 = 2 ½
Obs: A ordem de ligação indica mais do que dupla ligação,
mostrando que pode haver falha em relação ao modelo de
Lewis.

25. Referências bibliográficas
 Química a Ciência Central 9ª edição
 http://antonionunes4.no.sapo.pt