Quais são os 3 modelos que descrevem as ligações químicas? Explique brevemente cada um.

Passo 1

O que o enunciado pede: listar os três modelos que descrevem as ligações químicas e explicar, de forma breve, cada um.
Informações dadas: nenhuma além da pergunta em si.
O que vou entregar: uma explicação passo a passo, didática e sem pular etapas, de cada um dos três modelos pedidos.

Passo 2

Modelo 1 — Estruturas de Lewis (modelo de elétrons de valência).
O que é: um modelo pictórico que representa átomos como símbolos e os elétrons de valência como pontos ao redor do símbolo. A ideia central é que átomos tendem a preencher a camada de valência (regra do octeto para muitos elementos) formando pares de elétrons compartilhados (ligações covalentes) ou transferindo elétrons (ligações iônicas).
Como usar na prática (passo a passo simples): identificar o número total de elétrons de valência; colocar o átomo menos eletronegativo no centro; ligar átomos por pares de elétrons e completar octetos; ajustar usando ligações múltiplas ou cargas formais se necessário.
Exemplo rápido: para \mathrm{H_2O}, O tem 6 elétrons de valência, cada H tem 1 → faz-se duas ligações O–H e O fica com dois pares livres, desenhando os pontos.
O que ensina bem: representação de ligações, carga formal, ressonância (por meio de diferentes estruturas de Lewis), regras simples para contar elétrons.
Limitações: não explica energia de ligação detalhadamente, propriedades magnéticas nem a distribuição real das orbitais; é um modelo de “conta de elétrons”, não uma teoria da forma das orbitais.

Passo 3

Modelo 2 — Teoria da Ligação de Valência (TLV) / Valence Bond (VB).
O que é: uma teoria quântica qualitativa onde a ligação é vista como sobreposição de orbitais atômicos com pareamento de spins. Ou seja, cada ligação covalente surge quando um orbital de um átomo sobrepõe-se a um orbital de outro átomo e os dois elétrons emparelham.
Conceitos-chave: sobreposição orbital (quanto maior, mais forte a ligação), pareamento de spins (dois elétrons ligados têm spins opostos), e hibridização (mix de orbitais atômicos para explicar a geometria: \mathrm{sp}, \mathrm{sp^2}, \mathrm{sp^3}, etc.).
Como usar na prova (receita prática): identificar o arranjo geométrico esperado, escolher a hibridização que gera essa geometria (por exemplo, tetraédrica → \mathrm{sp^3}), e explicar ligações como sobreposição de orbitais híbridos com orbitais dos outros átomos.
Exemplo: em \mathrm{CH_4} o carbono faz \mathrm{sp^3} e cada \mathrm{sp^3} sobrepõe-se a um 1s do H formando quatro ligações equivalentes.
Pontos fortes e fracos: explica geometria molecular e ligações “localizadas”; porém tem dificuldade para tratar elétrons delocalizados em sistemas conjugados e certos fenômenos como o caráter paramagnético do \mathrm{O_2} (aí a MO é melhor).

Passo 4

Modelo 3 — Teoria do Orbital Molecular (TOM) / Molecular Orbital (MO).
O que é: uma abordagem quântica em que os orbitais não pertencem a átomos isolados, mas a toda a molécula. Orbitais atômicos combinam linearmente para formar orbitais moleculares que podem ser ligantes ou antiligantes e se estendem por toda a molécula.
Regras e uso prático: preenche-se os orbitais moleculares com elétrons obedecendo ao princípio de Aufbau, ao princípio de exclusão de Pauli e à regra de Hund. A ordem e ocupação dos orbitais determinam estabilidade e propriedades. O bond order é dado por \text{bond order} = \dfrac{n_\text{ligantes} - n_\text{antiligantes}}{2}.
Exemplo curto: em \mathrm{H_2} os dois 1s formam um orbital ligante \sigma (ocupado) e um antiligante \sigma^* (vazio) → ligação estável. Em \mathrm{O_2} há elétrons desemparelhados em orbitais \pi^*, o que explica o comportamento paramagnético observado experimentalmente.
Vantagens: descreve delocalização, propriedades magnéticas e energéticas com maior precisão; é a base para métodos computacionais modernos. Desvantagem: é mais abstrata e matematicamente pesada que Lewis ou VB.

Passo 5

Comparação prática e dica para prova (curta e amigável).
Quando usar o que: Lewis para montar rapidamente estruturas, contas de elétrons, cargas formais e ressonância; TLV/VB (com hibridização) para explicar formas e ângulos de ligação de moléculas (por exemplo, geometria tetraédrica, trigonal plana, linear); MO quando a pergunta envolver propriedades eletrônicas mais sutis (magnetismo, ordem de ligação em diatômicos, delocalização/extensão de orbitais).
Dica de estudo: pratique desenhar estruturas de Lewis, identificar hibridizações e justificar geometria com TLV, e faça alguns exercícios simples de MO (calcular bond order e identificar elétrons desemparelhados) — esses três passos cobrem a maioria das questões de prova. Estou contigo: comece treinando 5 exemplos (H2, He2, O2, CO2, CH4) seguindo cada modelo.

Resposta

Estruturas de Lewis — representação por pontos dos elétrons de valência; útil para contar elétrons, cargas formais e ressonância.
Teoria da Ligação de Valência (Valence Bond) — ligações como sobreposição de orbitais atômicos com pareamento de spins; explica hibridização ( \mathrm{sp}, \mathrm{sp^2}, \mathrm{sp^3}) e geometria molecular.
Teoria do Orbital Molecular (Molecular Orbital) — formação de orbitais moleculares ligantes e antiligantes a partir de orbitais atômicos, uso do princípio de Aufbau/Hund/Pauli; permite calcular ordem de ligação \left(\dfrac{n_\text{ligantes}-n_\text{antiligantes}}{2}\right), explicar magnetismo e delocalização.

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