O documento descreve a Teoria da Ligaçao de Valência (TLV) proposta por Linus Pauling para explicar a formação de ligações químicas. A TLV envolve a sobreposição de orbitais atômicos semi-preenchidos dos átomos ligados, localizando os elétrons de valência entre os núcleos. O conceito de hibridização é introduzido para explicar a geometria de moléculas com mais de um centro reativo, como a formação de orbitais híbridos sp, sp2 e sp3.

1. LIGAÇÃO COVALENTE: TEORIA DA
LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV)

2. LIGAÇÃO QUÍMICA
Principais Tipos de Ligação Química
Iônica
Covalente
Metálica

3. E. Eletropositivo + E. Eletronegativo
E. Eletronegativo + E. Eletronegativo
E. Eletropositivo + E. Eletropositivo
Iônica
Covalente
Metálica

4. Ligação Covalente

5. SOBREPOSIÇÃO ORBITAIS ATÔMICOS

7. Ligação Covalente
HA + HB
HA
HB
Atração recíproca dos dois núcleos
pelos elétrons

8. TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV)
Linus Pauling
Prêmio Nobel:
Química e da Paz
The Nature of the
Chemical Bond

9. TLV
Sobreposição de Orbitais Atômicos
Semi-Preenchidos
Elétrons de Valência Localizados
Entre os Núcleos

10. Exemplos H2
HF
Ligação Sigma
F2

11. Formação de Ligações Sigma

12. Ligação π
Exemplo para N2

13. Moléculas Multicêntricas
Como explicar: BF3, CH4, H2O, NH3, etc
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Linus Pauling: Hibridização
Mistura dos orbitais atômicos do
átomo central (funções de onda)

14. Linus Pauling: Hibridização
Mistura dos orbitais atômicos do átomo
central (funções de onda)
Novo conjunto de orbitais (híbridos)
Nova orientação/Nova Energia
Maior região de sobreposição orbital

15. Hibridização sp
Molécula BeH2
180º
H
Be: 1s2 2s2
Be
H

16. Be:
sp
2s + 2p
sp
Orbitais: pex; 2py e 2pz inalterados
1s2
2s2
2p
Rearranjo
eletrônico

17. Combinação de 1 orbital s com 1 orbital p
2 Orbitais híbridos sp

18. Linear
BeH2
Hibridização sp
Formação de dois orbitais SEMI-PREENCHIDOS sp

19. • •• •
•F•
B
•••
F
•••
Boron configuration
↑↓
•••
F• 1s
••
↑↓
2s
↑
2p
Triangular Planar
ângulo: 120º

20. Hibridização sp2
B:
sp2
2s + 2px + 2py
sp2
sp2
Orbital: pex; 2pz inalterado
1s2
2s2
2p
Rearranjo
eletrônico

21. Combinação de 1 orbital s com 2 orbitais p
3 Orbitais híbridos sp2

22. Hibridização sp2
Formação de três orbitais SEMI-PREENCHIDOS sp2

23. Hibridização sp3
o
109o
109
1s2
2s2
2p
Configuração do C

24. Hibridização sp3
C:
sp3
2s + 2px + 2py + 2pz
sp3
sp3
sp3
1s2
2s2
2p
Rearranjo
eletrônico

25. Combinação de 1
orbital s com 3
orbitais p
3 Orbitais híbridos sp3

26. Hibridização sp3
109o
109o
Formação de quatro orbitais SEMI-PREENCHIDOS sp3

28. Hibridização sp3
NH3
Posição dos Átomos:
Geometria Piramidal
Par de elétrons
lone pair of electrons
livres na posição
in tetrahedral positio
tetraédrica
N
H
H
H

29. Configuração do N
1s2
2s2
2p
Rearranjo
eletrônico
Gera orbital híbrido com
par de elétrons

30. Formação de moléculas com dois ou
mais centros “hibridizados”
Implicações estruturais
Exemplos:
C2H6
C2H4
C2H2

31. Hibridização e Formação de Ligações
Múltiplas (π)
C2H4
H
H
120Þ
C
H
sp
C
H
2

32. Cada átomo de carbono hibridização sp2
1s2
2s2
2p
Rearranjo
eletrônico
3 orbitais híbridos sp2,
disponíveis para formar
ligações sigma
Orbital inalterado
para formação da
ligação Pi

33. C1-H
C1-H
=C
=H
C1-C2
C2-H
C1-C2
C2-H

34. Ligações Múltiplas: Ausência de
livre rotação

35. Restrição Energética da Rotação

36. Mecanismo da Visão
Rodopsina
H
N
(Cis-retinal)
Proteína
hν
H
N
Proteína
Meta-Rodopsina
(Trans-retinal)

37. Large Structural Rearrangement
hν
N
N
hν /Δ
Z
E
ISOMER
N N
o
DISTANCE (Α)
DIPOLE MOMENT (D)
E
9,0
ZERO
Z
5,5
3,0

38. hν1
hν2
hν1
hν2

39. Photoactive Dendrimers as Hosts
hν
H
H
H
=
CO2-
H
Br
Br
-
O
O
O
Br
Br
Eosin Y
J. Am. Chem. Soc. 120, 12187 (1998) A. Archut, F. Vögtle, L. De Cola, G.C. Azzellini and V. Balzani

40. Photoswitch Systems
O
N
N
NO2
O
N
N
N
Si
N
N
N
O2N
N
N
λ = 410 nm
N
O
N
Δ (slow conversion) or
λ = 675 nm (fast conversion)
1-E
N
N
NO2
N
N
N
Si
N
N
N
N
N
N
O
1-Z
N
NO2

42. C2H2:Cada átomo de carbono hibridização sp
1s2
2s2
2p
Rearranjo
eletrônico
2 orbitais híbridos sp,
disponíveis para formar
ligações sigma
Orbitais inalterados
para formação da
ligação Pi

43. Formação de Ligações σ e π no C2H2