TEORIA DE LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (T.L.V.) A formação das ligações se dá pela superposição dos orbitais atômicos.
LIGAÇÃO SIMPLES Apenas um par de elétrons é compartilhado entre os átomos. Ligação σ: ocorre quando a região de superposição contem o eixo de ligação. 1) Interação de dois orbitais s. Ex. H 2 2) Interação entre orbitais s e p. Ex. HCl 3) Interação entre 2 orbitais p frente a frente. Ex. Cl 2
LIGAÇÕES MÚLTIPLAS Ligações σ: a densidade eletrônica encontra-se no eixo entre os núcleos. Todas as ligações simples são ligações σ. Ligações π: a densidade eletrônica encontra-se acima e abaixo do plano dos núcleos. Uma ligação dupla consiste de uma ligação σ e de uma ligação π. Uma ligação tripla tem uma ligação σ e duas ligações π. Normalmente, os orbitais p envolvidos nas ligações π vêm de orbitais não-hibridizados.
EXEMPLO: etileno, C 2 H 4 Ligação dupla. Uma ligação σ e uma ligação π. Ambos os átomos de C apresentam Ambos os átomos de C apresentam hibridização sp 2 e geometria trigonal plana.
EXEMPLO: acetileno, C 2 H 2 Ligação tripla. Uma ligação σ e duas ligações π: uma acima e abaixo e a outra à frente e atrás do plano dos núcleos.
HIBRIDAÇÃO Fusão de orbitais de subníveis diferentes, geralmente do mesmo nível energético. Matematicamente, o processo envolve a Matematicamente, o processo envolve a combinação (adição algébrica) das funções de onda dos OA apropriados (CLOA).
Orbitais híbridos sp Os lóbulos dos orbitais híbridos sp estão a 180º de distância entre si.
BeF 2 Be: 1s 2 2s 2. HIBRIDAÇÃO sp Não existem elétrons desemparelhados disponíveis para ligações. Sabemos que: o ângulode ligação F-Be-F é de 180 elétronde Be é compartilhadocom elétrondo F. Orbital 2se um orbital 2pno Be se misturam(orbital híbridosp): Be: EF 2s 2p EH sp 2p Elétron do F
Orbitais sp Be F F HIBRIDAÇÃO sp Geometria: linear Exemplos:BeF 2, HgCl 2
Orbitais híbridos sp 2 Os orbitais híbridos sp 2 são formados com um orbital s e dois orbitais p. Os grandes lóbulos dos híbridos sp 2 encontram-se em um plano trigonal. Todas as moléculas com arranjos trigonais planos têm orbitais sp 2 no átomo central.
BH 3 B: 1s 2 2s 2 2p 1 HIBRIDAÇÃO sp 2 Um orbital 2se doisorbitais2pno B se misturam(orbital híbridosp 2 ): B: EF 2s 2p EH sp 2 2p Elétron do H
HIBRIDAÇÃO sp 2 Geometria: trigonal plana Exemplos: BF 3, SO 3
Orbitais híbridos sp 3 Os orbitais híbridos sp 3 são formados a partir de um orbital s e três orbitais p. Há quatro lóbulos grandes. Cada lóbulo aponta em direção ao vértice de um tetraedro. O ângulo entre os grandes lóbulos é de 109,5. Todas as moléculas com arranjos tetraédricos são hibridizadas sp 3.
CH 4 C: 1s 2 2s 2 2p 2 HIBRIDAÇÃO sp 3 Um orbital 2se trêsorbitais2pno C se misturam(orbital híbridosp 3 ): C: EF 2s 2p EH sp 3 Elétron do H
HIBRIDAÇÃO sp 3 Geometria: tetraédrica Exemplos: CH 4, NH 3, H 2 O
NH 3 N: 1s 2 2s 2 2p 3 HIBRIDAÇÃO sp 3 N: EF 2s 2p EH sp 3 Elétron do H.. N H H H Pirâmide Trigonal
H 2 O O: 1s 2 2s 2 2p 4 HIBRIDAÇÃO sp 3 O: EF 2s 2p EH sp 3 Elétron do H H.... O H Angular
Hibridização envolvendo orbitais d Os arranjos de bipirâmide trigonais necessitam de hibridização sp 3 d. Os arranjos octaédricos requerem hibridização sp 3 d 2.
HIBRIDAÇÃO sp 3 d PCl 5 P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Um orbital 3s,trêsorbitais3pe um orbital d no P se misturam(orbital híbridosp 3 d): P: EF 3s 3p 3d EH Elétron do Cl sp 3 d 3d
HIBRIDAÇÃO sp 3 d Geometria: bipiramidal trigonal Exemplos: PF 5, SF 4, BrF 3
HIBRIDAÇÃO sp 3 d SF 2 Cl 2 S: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 S: EF 3s 3p 3d EH Elétron do F e Cl sp 3 d 3d gangorra
[ICl 2 ] - I:.5s 2 5p 5 HIBRIDAÇÃO sp 3 d I: EF 5s 5p 5d EH sp 3 d 5d Elétron do Cl e carga negativa linlinear
ICl 3 I:.5s 2 5p 5 HIBRIDAÇÃO sp 3 d I: EF 5s 5p 5d EH sp 3 d 5d Elétron do Cl em T
HIBRIDAÇÃO sp 3 d 2 SF 6 S: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 S: EF 3s 3p 3d EH Elétron do F sp 3 d 2 3d
HIBRIDAÇÃO sp 3 d 2 Geometria: octaédrica Exemplos: SF 6, ClF 5, XeF 4, PF 6 -
IF 5 I:.5s 2 5p 5 HIBRIDAÇÃO sp 3 d 2 I: EF 5s 5p 5d EH sp 3 d 2 5d Elétron do F Pirâmide tetragonal
XeF 4 Xe:.5s 2 5p 6 HIBRIDAÇÃO sp 3 d 2 Xe: EF 5s 5p 5d EH sp 3 d 2 5d Elétron do F Quadrado Planar
BIBLIOGRAFIA Barros, H. L.C. Química Inorgânica Uma Introdução, Editora UFMG, 1992. Brown, T. L.; LeMay Jr., H. E.; Bursten, B. E.; Burdge, J. R. Química A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson Education Inc. 2003. Russell, J.D. Química Geral, 2ª ed. Editora McGraw Hill Ltda. Vol 1 e 2, 1994.