O documento discute os diferentes tipos de ligação química e geometria molecular, incluindo ligação iônica, covalente, metálica e interações moleculares. Também explica a teoria da hibridização dos orbitais e como ela determina a geometria molecular de acordo com a combinação de orbitais atômicos.

1. Ligações Químicas:
Hibridização de Orbitais,
Geometria Molecular e
Interações Moleculares

2. 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.

3. Ligação Iônica
Uma ligação iônica se forma quando um ou
mais elétrons de valência são transferidos de um
átomo para o outro, dando origem a íons positivos
e negativos.

4. 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.

5. 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).

6. No entanto, a posição do par de elétrons que
participam da ligação química difere de maneira
significativa .

7. 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

8. 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.

9. Hibridização dos Orbitais e
Geometria Molecular
Segundo a teoria da ligação de valência
(TLV) a ligação química ocorre quando há a
superposição dos orbitais atômicos, mas essa
teoria não consegue descrever moléculas com
grande número de átomos.

10. 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.

11. 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.

12. Para a molécula de metano a geometria esperada é tetraédrica
para se obter a geometria adequada são necessários quatro orbitais
orientados na direção dos quatro vértices de um tetraedro. Misturando os
quatro orbitais da camada de valência do carbono, o orbital 2s e os três
orbitais 2p, cria-se um novo conjunto de quatro orbitais híbridos que por
sua vez tem a geometria tetraédrica.
Geometria Tetraédrica

13. Cada um dos orbitais híbridos dessa união é denominado
sp3, que indica a combinação de um orbital s e três orbitais p. Os
quatro orbitais sp3 tem a mesma forma e o ângulo é de 109,5º o
ângulo de um tetraedro.

14. Um fato interessante na hibridização é que os quatro
orbitais sp3 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.

15. A estrutura de Lewis para a amônia mostra que existem quatro
pares de elétrons na camada de valência do nitrogênio: três pares de
ligação e um par isolado (par não-ligante). Baseado na geometria de
pares de elétrons do NH3 prevê uma hibridização sp3 para o átomo de N.
O par de elétrons isolado é distribuído num dos orbitais híbridos e cada
um dos outros três orbitais híbridos está ocupado por um único elétron.
Geometria da Amônia

16. 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 sp2. O trifluoreto de boro
tem uma geometria plana triangular, cada ligação boro-flúor,
resulta da superposição de um orbital sp2 do boro, com um
orbital p do flúor.
A Geometria Trigonal Plana

18. Para uma molécula no qual o átomo central tem uma
geometria de pares de elétrons linear, é necessário dois orbitais
híbridos, com um ângulo de 180º entre eles. Um orbital s e um
orbital p podem se hibridizar para formar dois orbitais híbridos
sp.
A combinação dos orbitais 2s e 2px do berílio formam
dois orbitais híbridos sp, que se localizam ao longo do eixo x.
Cada ligação Be–Cl surge pela superposição de um orbital
híbrido sp do berílio e um orbital 3p do cloro.
A Geometria Linear

20. Moléculas com mais de quatro
pares de ligações
Para moléculas com mais ligações como o PCl5 e SF6 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.

21. Geometria Bipiramidal Triangular
A coordenação cinco e a geometria bipirâmide triangular
correspondem à hibridização dsp3. Neste caso, os cinco orbitais
híbridos, são formados pela combinação de um orbital atômico s,
três orbitais atômicos p, e um orbital atômico d.

22. Geometria Octaédrica
Para acomodar seis pares de elétrons na camada de valência
de um elemento, devem ser formados seis orbitais híbridos d2sp3 a
partir de um orbital atômico s, três orbitais atômicos p, e dois
orbitais atômicos d. Os seis orbitais híbridos estão dispostos nos
três eixos possíveis, deste modo a sua orientação permite que eles
acomodem os pares de elétrons provenientes de um composto que
tem uma geometria de pares de elétrons octaédrica.

24. HIBRIDAÇÃO ELEMENTO ÂNGULO GEOMETRIA
sp³ Carbono
(Ligação Simples)
109º28’ Tetraédrica
sp² Carbono
(Ligação Dupla)
120º Trigonal Plana
sp Carbono
(Ligação Tripla/ Duas
duplas)
180º Linear
sp³ Nitrogênio 107º Trigonal Plana
sp³ Oxigênio 105º Angular
sp² Boro 120º Trigonal Plana
sp Berílio 180º Linear
sp³d Fósforo 90º e 120º Bipirâmide
Trigonal
sp³d2 Enxofre 90º Octaédrica

25. Interações Moleculares
Existem diversos tipos de forças intermoleculares, elas
envolvem interações entre íons e moléculas polares, entre
moléculas polares e entre moléculas apolares com dipolos elétricos
induzidos. Todos esses tipos de forças surgem devido a atrações
eletrostáticas, isto é, interações entre cargas positivas e negativas.
A ordem de grandeza das forças intermoleculares não é tão
forte quanto as forças de ligação intramolecular. De modo geral,
podemos considerar que as forças intermoleculares são 15%
menores que as energias de ligação.

26. Interações entre íons e moléculas
com Dipolo permanente
A distribuição dos elétrons de ligação numa molécula
freqüentemente resulta num momento de dipolo permanente. As
moléculas que apresentam dipolo têm terminações positivas e
negativas.
A atração íon-dipolo depende de alguns fatores:
•Da distância entre o íon e o dipolo: quanto mais próximos
estiverem, maior a atração;
•Da carga do íon: quanto maior a carga do íon, maior a atração;
•Da intensidade do dipolo: quanto maior a grandeza do dipolo,
mais forte a atração.

27. A formação de íons hidratados em solução aquosa é
um dos exemplos mais importantes deste tipo de interação. A
água é uma molécula polar, quando um composto iônico se
dissolve em água, os íons positivos e negativos são
circundados por moléculas de água. As forças de atração entre
os íons e as terminações positiva e negativa do dipolo são
fortes, essa energia é chamada de energia de solvatação.

28. Interações entre moléculas com
Dipolos Permanentes
Quando uma molécula polar encontra outra molécula polar,
pode haver a interação entre elas: a extremidade positiva de uma
delas é atraída pela extremidade negativa da outra. Como muitas
moléculas têm dipolos, a interação dipolo-dipolo pode ter efeitos
importantes nas propriedades das substâncias.

29. Ligação de Hidrogênio
As ligações O–H e N–H têm propriedades excepcionais, podem
formar as chamadas ligações de hidrogênio, um tipo especial de
interação dipolo-dipolo envolvendo ligações polares. O dipolo de uma
ligação surge devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos
que participam da ligação. A grande diferença de eletronegatividade
significa que as ligações O–H e N–H são muito polares.

30. Interações entre Moléculas Polares e
Apolares
Moléculas polares têm a capacidade de induzirem ou criarem
dipolos em moléculas apolares. O processo de indução de um dipolo
é chamado de polarização e o grau em que a nuvem eletrônica de um
átomo ou molécula pode se deformar e constituir um dipolo induzido
depende da polarizabilidade do átomo ou molécula.

31. Interações entre Moléculas Apolares
Os elétrons dos átomos e das moléculas estão em constante
movimentação, em média a nuvem eletrônica de um átomo é esférica.
Quando dois átomos ou duas moléculas apolares se aproximam as atrações
ou repulsões entre os respectivos elétrons e núcleos pode levar a distorções
das nuvens eletrônicas. Deste modo, a força de atração intermolecular em
líquidos ou sólidos apolares é uma força dipolo induzido-dipolo induzido,
também conhecidas como dispersões de London.

32. Bibliografia
Kotz e Treichel, Química e Reações Químicas,
Volume 1, Editora LTC, 1999.