Ligações Químicas, Notas de aula de Química

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Ligações Químicas:

Hibridização de Orbitais,

Geometria Molecular e

Interações Moleculares

Ligações Químicas

Quando uma reação química ocorre entre

dois átomos, os seus elétrons de valência são

rearranjados de tal forma que uma força resultante

atrativa – a ligação química – passa a existir entre

esses átomos. A ligação química pode ser dividida

em dois grandes grupos genéricos: a iônica e a

covalente.

Ligação Covalente

A ligação covalente ao contrário da ligação

iônica se caracteriza pelo compartilhamento dos

elétrons de valência entre os átomos que participam

da ligação, nesse tipo de ligação química não há a

formação de íons.

Tanto na formação da ligação iônica quanto

na formação da ligação covalente os elétrons que

estavam desemparelhados nos reagentes, tornam-

se emparelhados. E nos dois processos o produto

resultante se encontra rodeado por oito elétrons

(octeto).

Ligação Metálica

Nos metais os orbitais moleculares espalham-se sobre muitos átomos e fundem-se em uma banda de orbitais moleculares, cujas energias apresentam um espaçamento muito próximo dentro de um intervalo de energias. A banda é composta por um número de orbitais igual ao número de orbitais atômicos contribuintes. A idéia de que os orbitais moleculares de banda estão espalhados, ou deslocalizados, sobre todos os átomos em um pedaço de metal explica a ligação de sólidos metálicos. Essa teoria da ligação metálica é chamada de teoria de bandas

Nos metais a banda de energia é apenas parcialmente preenchida; não há elétrons suficientes para ocupar todos os orbitais, onde os elétrons preenchem os orbitais moleculares de energia mais baixa.

Foi então que Linus Pauling propôs a Teoria

da Hibridização dos Orbitais, a teoria dizia que os

orbitais atômicos s, p e/ou d de um determinado

átomo podem se misturar para formar um novo

conjunto de orbitais denominado orbital híbrido.

Sendo assim com o conjunto certo de orbitais

poderíamos criar um orbital híbrido com diferentes

orientações que darão a geometria final da molécula.

Sendo que o número de orbitais híbridos é igual ao

número de orbitais que lhe deu origem.

Cada um dos orbitais híbridos dessa união é denominado sp 3 , que indica a combinação de um orbital s e três orbitais p. Os quatro orbitais sp 3 tem a mesma forma e o ângulo é de 109,5º o ângulo de um tetraedro.

Um fato interessante na hibridização é que os quatro orbitais sp 3 tem uma energia equivalente a média ponderada das energias dos orbitais s e p originais. Como os orbitais têm a mesma energia, a distribuição dos elétrons segue a regra de Hund.

A geometria de pares de elétrons plana triangular necessita de um átomo central com três orbitais híbridos num plano, com um ângulo entre eles de 120º. Três orbitais híbridos significa que três orbitais atômicos devem ser combinados. Nesse caso a combinação apropriada é de um orbital s com dois orbitais p, denominada de sp 2

. O trifluoreto de boro tem uma geometria plana triangular, cada ligação boro-flúor, resulta da superposição de um orbital sp 2 do boro, com um orbital p do flúor.

A Geometria Trigonal Plana

Moléculas com mais de quatro

pares de ligações

Para moléculas com mais ligações como o PCl 5 e SF 6 que tem cinco e seis ligações é necessário que o átomo central tenha cinco ou seis orbitais híbridos, que devem ser formados por cinco ou seis orbitais atômicos. Isto é possível se os orbitais atômicos adicionais provenientes da subcamada d forem utilizados na formação dos orbitais híbridos. Para os elementos do grupo principal no terceiro período e períodos mais elevados, os orbitais d são os orbitais de valência.