Teoria da Ligação de Valência

Teoria Completa

Olhando além da teoria de Lewis...

Pra quê vamos estudar uma nova teoria?

Bem, até então a gente estava estudando a ligação do ponto de vista de Lewis. Mas nem tudo pode ser explicado a partir das estruturas dele.

Por exemplo, qual das estruturas abaixo representa melhor a molécula de água?

Não conseguimos decidir isso apenas com a teoria de Lewis.

E se o elétron é onda, por que ao fazer ligações voltamos a tratar ele como uma “bolinha”?

Para resolver essas e outras perguntas, outras teorias de ligação foram surgindo.

Entre essas teorias, não existe uma mais certa do que a outra. Existe, apenas, a mais adequada para explicar determinados dados.

A própria teoria de Lewis, que é bastante simples e limitada, tem nos explicado várias coisas nos capítulos anteriores. E a simplicidade dela é uma das suas grandes vantagens.

No entanto, é hora da gente se aprofundar.

A Teoria da Ligação de Valência

Você ainda lembra do formato dos orbitais?

Os mais importantes pra gente entender a TLV serão os orbitais do tipo s e p. Olha eles aí:

Os orbitais s são esféricos e os orbitais p são essas duas “esferas alongadas”.

Segundo a TLV, uma ligação surge do entrosamento dos orbitais dos átomos.

Esse entrosamento pode ser frontal:

Ou lateral:

Quando uma ligação é feita a partir de um entrosamento frontal dos orbitais, a ligação é do tipo sigma ( σ ). Quando os orbitais estão paralelos, o entrosamento é lateral e a ligação é do tipo pi ( π ).

E como o próprio nome da teoria indica, pra fazer essas ligações a gente vai levar em consideração os elétrons de valência (aqueles da última camada) e seus orbitais.

Vamos ver como isso funciona.

A gente sempre começa pelo simples, né? Então, vamos ver a molécula de H 2 . Olha a configuração eletrônica do hidrogênio:

H : 1 s 1 1  

Cada hidrogênio só tem 1 elétron, num orbital do tipo s.

Se a gente desenhar os orbitais de valência como no diagrama das caixas, vai ficar assim:

Mas agora a gente não vai mais desenhar caixinha, só uma linha/um traço já vai bastar. E a ligação vai ser fruto da interação desses orbitais:

Quando dois orbitais s se encontram, o entrosamento é sempre frontal. Porque uma esfera não tem “frente” e “lado”. Ela é toda simétrica!

Por isso essa ligação aí de cima é do tipo sigma!

Hibridação dos Orbitais Atômicos

O H 2 foi legal, mas vamos seguir avançando.

Pensa aí na molécula de C H 4 . Ela é formada por 1 carbono e 4 hidrogênios, com as configurações eletrônicas:

C : 1 s 2   2 s 2   2 p 2                           H : 1 s 1 1   6  

Se a gente desenhar os elétrons de valência nos orbitais:

Pensando lááá na estrutura de Lewis, a gente sabe que o carbono vai fazer uma ligação com cada hidrogênio. Então ele precisa de 4 orbitais pra fazer essas ligações. Pra isso, um dos elétrons do 2s do carbono, vai ter que ser excitado para aquele 2p vazio:

Agora o carbono tem 4 orbitais disponíveis pra fazer as ligações com os 4 orbitais dos hidrogênios.

Mas, se as ligações ocorrerem assim, a gente vai ter uma ligação entre o 2 s do carbono e o 1 s de um dos hidrogênios e três ligações entre os 2 p do carbono e os 1 s dos hidrogênios:

O que significa que a gente teria três ligações iguais e uma diferente, na molécula do C H 4 .

Isso não acontece!!!

Todas as medidas experimentais (força de ligação, comprimento de ligação, etc.) são iguais para as 4 ligações. Então a gente vai precisar de um novo conceito: a hibridação dos orbitais.

Tem gente que chama de hibridização. Mas o importante não é chamar, é saber o que significa.

Isso é o que acontece na hibridação de um cavalo com uma zebra:

E isso é o que acontece na hibridação de um orbital s com 3 orbitais p :

Ou seja, com a hibridação dos orbitais do carbono no metano ( C H 4 ) ao invés de ter um orbital 2 s e 3 orbitais 2 p para ligar com os hidrogênios, o carbono fica com 4 orbitais 2 s p 3 , equivalentes entre si em relação à energia, volume, etc. E a gente fala s p 3 pra dizer que foi 1 orbital s que se combinou com 3 orbitais p .

E assim a TLV consegue explicar porque as 4 ligações do C H 4 são iguais.

Show!

Mas nem só de s p 3 vivem as moléculas.

E as ligações π ?

Lembra que a gente comentou que ligações π acontecem quando os orbitais estão paralelos? Interagindo pelo lado?

Pois é... Isso só acontece com orbitais p   p u r o s (não hibridizados). Afinal o orbital s não tem lado! Por isso, sempre que a molécula tiver uma ligação do tipo π , a gente deixa um orbital p de fora da hibridação (reservado pra ligação π ).

E como a gente sabe se a molécula tem ligação π ?

  • Sempre que houver ligações duplas, uma vai ser do tipo sigma ( σ ) e a outra do tipo pi ( π ) .
  • Sempre que houver ligações triplas, uma vai ser do tipo sigma ( σ ) e as outras duas serão pi ( π ) .

Vamos ver com exemplos.

A molécula de C 2 H 4 , também conhecida como eteno, tem a seguinte estrutura de Lewis:

Então, entre os carbonos a gente vai ter uma ligação σ e uma ligação π .

Como a gente precisa reservar um orbital p   p u r o do carbono pra ligação π , a hibridação dos orbitais de carbono vai ser assim:

Se você prestar atenção, vai ver que a gente tá desenhando os orbitais 2 p um pouco acima dos 2 s , pra dizer que eles são mais energéticos. Os orbitais híbridos vão ter o nível energético entre o 2 p e o 2 s , mas o orbital p   p u r o , vai continuar com o nível energético do 2 p .

A notação s p 2 indica, então, que a gente vai ter 1 orbital do tipo s hibridizado com 2 orbitais do tipo p .

Agora, numa molécula como o C O 2 , com a seguinte estrutura de Lewis (sem os pares não ligantes):

Cada ligação dupla aí em cima é formada por uma ligação σ e uma ligação π . Então o carbono tá fazendo duas ligações π e precisa de dois orbitais p   p u r o s .

E a notação s p indica que 1 orbital do tipo s e um orbital do tipo p participaram da hibridação.

Duas observações:

  • O número de orbitais após a hibridização é sempre igual ao número de orbitais antes da hibridização.
  • As ligações σ são mais fortes que as ligações π , pois as interações frontais são mais intensas, mais efetivas.

Hibridação e Arranjos Espaciais

A hibridação vai definir como a molécula se organiza no espaço.

Para a hibridação s p 3 , os 4 orbitais formados vão se distribuir no espaço de modo a gerar a maior distância possível entre eles (diminuir repulsão). Com isso, no C H 4 , as 4 ligações C – H vão formar um tetraedro. No caso, o carbono fica no centro do tetraedro e os hidrogênios nos vértices. O ângulo entre as ligações é de 109,47°.

Aí a gente representou o carbono em amarelo e os hidrogênios em rosa. E a gente foi girando a molécula no espaço pra você tentar entender ela em 3D. No meio é pra você ver o tetraedro, com 4 faces triangulares iguais. E por último, destacando o ângulo entre as ligações.

Uma forma bem comum de representar as geometrias em 3D são com as linhas cheias (que representam uma ligação pra frente do plano “do papel”), as linhas tracejadas (pra trás/dentro do papel) e linhas normais (no mesmo plano do papel):

Na hibridação s p 2 , a gente vai ter três ligações σ . Essas três ligações vão formar ângulos de 120° entre si e ficar no mesmo plano, que vai ter o formato de um triângulo. Pra molécula de C 2 H 4 que a gente usou como exemplo:

Tudo no mesmo plano!

Agora olha o orbital p   p u r o   de cada carbono aí:

É a interação lateral desses orbitais p aí que vai formar a ligação dupla! No final, toda a molécula tá no mesmo plano!

E por último mas não menos importante, o s p . Lembra lá do nosso C O 2 ? O carbono tá fazendo duas ligações σ . Ao hibridizar um orbital s com um orbital p , os orbitais s p formados ficam a 180° um do outro.

E vamos tentar enxergar os orbitais que vão fazer as ligações π :

Estão aí os orbitais p   p u r o s   responsáveis pelas ligações π .

Como todos os átomos da molécula estão na mesma linha, a gente diz que a o C O 2 é linear.

Expansão do Octeto e mais Hibridações

Lembra que pra fazer as estruturas de Lewis a gente podia pegar um cara do 3° período da tabela periódica em diante e fazer mais de 4 ligações?

Esses caras tinham orbitais d disponíveis no mesmo nível ( n ) da eletrosfera dos elétrons de valência!

Aqui vai ser igual, mas diferente!

Os átomos também vão usar os orbitais d , caso precisem fazer mais ligações. Mas eles vão hibridizar esses orbitais com os s e os p do mesmo nível.

Vamos ver como funcionam as hibridações do tipo s p ³ d   e s p ³ d ²

Pra molécula de P C l 5 . Como a gente não se preocupava com o arranjo espacial da molécula, a estrutura de Lewis (sem os pares não ligantes) ficava mais ou menos assim:

E pra fazer essas 5 ligações, o fósforo (P) vai usar o orbital s , os 3 orbitais p e mais um orbital d . Todos hibridizados, uma vez que, experimentalmente, as 5 ligações aí de cima são iguais.

E essa hibridação leva a orbitais com o arranjo espacial bipiramidal triangular. Nesse arranjo algumas ligações tem ângulo de 90° e outras de 120° entre si.

Olha aí essa molécula em várias representações diferentes:

E pra hibridação s p 3 d 2   a gente vai usar como exemplo o S F 6 , que por Lewis (sem os elétrons não ligantes) ficava assim:

A hibridação do enxofre, pra fazer 6 ligações, pode ser entendida da seguinte forma:

Os orbitais assim hibridizados se organizam no espaço formando um octaedro. O octaedro também é formado por duas pirâmides, mas a base das pirâmides é quadrada. Todos os ângulos são de 90°. Dá uma olhada:

Muita coisa né? O importante nesse capítulo é você entender que, pela Teoria da Ligação de Valência, as moléculas se formam a partir dos orbitais dos átomos que se sobrepõem e formam as ligações! Esses orbitais (que muitas vezes sofreram hibridação) são os responsáveis pela geometria da molécula! 😊

Eaí, vamos praticar?

Expandir

Exercício Resolvido #1

USP – Lista de Exercícios de Química Tecnológica Geral 2015. Questão 14. Modificada.

Qual é a designação para os orbitais híbridos formados a partir de:

a) Um orbital s e dois orbitais p

b) Um orbital s e três orbitais p

c) Um orbital s, três orbitais p e um orbital d

d) Um orbital s e um orbital p

e) Um orbital s, três orbitais p e dois orbitais d

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Passo 1

Não tem pegadinha!

É só você lembrar a designação dos orbitais mesmo. Pra você se ligar que a gente indica o número de orbitais que se combinaram por um número sobrescrito.

Passo 2

a) sp²

Hibridação com um orbital s e dois orbitais p.

Passo 3

b) sp³

Hibridação com um orbital s e três orbitais p.

Passo 4

c) sp³d

Hibridação com um orbital s, três orbitais p e um orbital d.

Passo 5

d) sp

Hibridação com um orbital s e um orbital p.

Passo 6

c) sp³d²

Hibridação com um orbital s, três orbitais p e dois orbitais d.

Resposta

a) sp²

b) sp³

c) sp³d

d) sp

e) sp³d²

Exercício Resolvido #2

USP – Lista de Exercícios de Química Geral PQI – Ligações Químicas. Questão 4.1.

Explique o tipo de hibridização apresentado pelo carbono no etano ( C 2 H 6 ), eteno ( C 2 H 4 ), etino ( C 2 H 2 ) e 1,2-propanodieno ( C 3 H 4 ). Desenhe as moléculas destes hidrocarbonetos indicando os ângulos esperados de ligação, o tipo de cada orbital molecular e os orbitais de origem de cada orbital molecular.

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Passo 1

Pra desenhar as moléculas desses caras, você precisa estar ligado em algumas regrinhas de nomenclatura da química orgnânica.

Tá vendo que o nome das moléculas começam com et-, et-, et- e prop-?

Isso nos indica o número de carbono. Et- significa que a estrutura tem 2 carbonos, e prop- que a estrutura tem 3. Mas isso o enunciado já dizia.

Depois do prefixo que indica o número de carbono a gente tem -an-, -en-, -in- e -dien-.

Isso nos diz se a estrutura tem apenas ligações simples (-an-), uma ligação dupla (-en-), ligação tripla (-in-) ou duas ligações duplas (-dien-), cujas posições são indicadas pelas números 1,2 na frente do nome.

Passo 2

As estruturas ficam assim:

Olha aí como no etano a gente tem dois carbonos e apenas ligações simples; no eteno, dois carbonos e uma ligação dupla; no etino dois carbonos e uma ligação tripla; e no prapanodieno três carbonos e 2 ligações duplas.

Passo 3

Pra definir os ângulos esperados nas ligações, a gente precisa definir a hibridação dos carbonos.

No etano cada carbono faz 4 ligações sigma. Eles vão usar 4 orbitais hibridizados, então precisam fazer hibridação s p 3 . Na hibridação s p 3 os ângulos entre as ligações são de, aproximadamente, 109,5°.

No eteno, os carbonos precisam reservar um orbital p puro pra ligação pi. Portanto, só vão hibridizar 3 orbitais, formando orbitais do tipo s p 2 . Nessa hibridação as ligações formam ângulos de, aproximadamente, 120° entre si.

No etino, os carbonos precisam reservar dois orbitais p puros pras ligações pi. Portanto, só vão hibridizar 1 orbital s e um orbital p, formando dois orbitais do tipo s p . Nessa hibridação as ligações formam ângulos aproximados de 180° entre si.

No propanodieno, cada carbono “dos cantos” está fazendo três ligações sigma e uma pi. Portanto, eles vão ter hibridação s p 2 e suas ligações vão ficar cerca de 120° umas das outras. Pro carbono central, com duas ligações sigma e duas ligações pi, a hibridação vai ser do tipo s p , formando dois orbitais s p distantes por 180°.

Passo 4

Então, pro etano:

As ligações C - H são feitas entre um orbital s do H e um orbital s p ³ do carbono. Ligações σ s - s p 3 .

A ligação C - C é feita entre dois orbitais s p ³ . σ s p 3 .

A representação 3D dessa molécula pode ser feita assim:

Passo 5

Pro eteno:

As ligações C - H