1) A Teoria da Ligação de Valência explica a formação de ligações químicas através da sobreposição de orbitais atômicos dos átomos. 2) O carbono pode formar compostos tetravalentes através da promoção de elétrons do orbital 2s para o 2p, compensando as forças de repulsão. 3) Ligações químicas podem ser do tipo σ ou π, dependendo da sobreposição lateral ou não dos orbitais atômicos.

1. Teoria da Ligação deTeoria da Ligação de
Valência (TLV)Valência (TLV)
• Teoria de Lewis – não prevê a geometria das moléculas,
limitação a moléculas que respeitem a regra do octeto.
• A idéia central da TLV vem do entrosamento dos orbitais
de cada átomo para formar ligações químicas.

2. Carbono – [He] 2s2
, 2p2
Como explicar a tendência do carbono em formar compostos tetravalentes?
PROMOÇÃO DE ELÉTRONS

3. • O elétron é promovido de um orbital 2s para o orbital vazio 2p.
• Gasto de energia para promoção do elétron para um orbital mais energético é
compensado com a diminuição das forças de repulsão que antes ele sofria por
ocupar um orbital semipreenchido.

4. Nitrogênio – neste caso a promoção de um elétron, não é compensada pela
diminuição das forças de repulsão.

5. Molécula de hidrogênio (H2) – H 1s1
Ligação σ - simetria cilíndrica e não tem plano nodal
• Ocorre a superposição dos
orbitais 1s de cada
hidrogênio.
• Quanto maior a
superposição dos orbitais de
uma ligação, mais forte é
esta ligação.
HIBRIDAÇÃO DE ORBITAIS

6. Molécula de fluoreto de hidrogênio (HF) – H 1s1
e F ( He) 2s2
2p5
TODA LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLES É UMA LIGAÇÃO σ

7. Molécula N2 – uma ligação σ e duas ligações π

8. Ligação π
Sobreposição dos orbitais ocorre
lateralmente. Possui um plano nodal.

9. Nitrogênio – N2

10. Uma ligação simples é uma ligação σ.
Uma ligação dupla é uma ligação σ e mais uma ligação π.
Uma ligação tripla é uma ligação σ e mais duas ligações π
Na teoria da ligação de valência, supomos que as ligações
formam quando elétrons desemparelhados de orbitais
atômicos da camada de valência formam pares. Os orbitais
atômicos que eles ocupam se sobrepõem para formar
ligações σ ou π.

11. Ligação sigma (σ) - Hibridação sp3

17. Ligações π - hibridação sp2
e sp
Orbitais precisam estar paralelos, logo não podem ser híbridos.

21. Expansão do octeto
Tanto o PCl5 como o SF6 são exemplos de compostos onde
o átomo central
ultrapassa o número de ligações esperadas pela regra do
octeto.
A partir do 3º. período, o subnível d começa, estando
disponível para hibridizar
com os orbitais 3s e 3p do fósforo. ÁTOMOS QUE TENHAM
ORBITAIS d VAZIOS
EM SUAS CAMADAS DE VALÊNCIA PODEM USÁ-LOS
PARA FAZER UM NÚMERO MAIOR DE LIGAÇÕES.

23. Hibridação sp3
d – geometria bipiramidal triangular

24. SF6

25. Hibridação sp2
d2
– geometria tetraédrica