Teoria da Ligacao de Valencia

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Teoria da Ligação de 
Valência (VB)
Professora Marcia kaezer
O que é a Teoria da ligação de valência (VB)
• Modelo de Lewis: as ligações covalentes e os pares eletrônicos estão 
localizados.
• Porém: o modelo atômico quântico considera a dualidade partícula-onda, ou 
seja, a posição do elétron não é dada de forma precisa.
O mesmo ocorre com os elétrons que estão dentro 
de uma molécula.
Teoria da ligação de valência
• Foi desenvolvida por Walter Heitler, Fritz London, John Slater e 
Linus Pauling no fim da década de 1920. 
• VB é um modelo quanto-mecânico que ultrapassa o modelo de 
Lewis e o modelo VSEPR.
• É um modelo que permite o cálculo dos ângulos e comprimentos 
de ligação.
• Modelo matemático.
Molécula de hidrogênio (H2)
• A curva de energia potencial
da molécula de H2, mostra a 
variação da energia de ligação, 
em função da separação dos 
átomos;
Molécula do hidrogênio (H2) – ligação σ
1) Os orbitais 1s de dois átomos de 
hidrogênio que se aproximam, se 
sobrepõem;
2) A sobreposição é direta, sobre o eixo da 
molécula;
3) A sobreposição dos orbitais 1s dos 
átomos de hidrogênio dá origem a um 
orbital σ (sigma);
4) O orbital σ tem a forma de uma salsicha e 
tem densidade eletrônica mais alta entre 
os dois átomos.
Ligação σ
• Também pode haver uma 
ligação σ entre um orbital s 
e um orbital p, como o que 
ocorre na molécula de HF 
(fluoreto de hidrogênio);
Toda ligação σ é uma ligação 
simples.
Molécula de Nitrogênio (N2) – ligação σ
1) Há três orbitais 2p semipreenchidos 
no átomo de nitrogênio;
2) Somente um deles pode se aproximar 
sobre o eixo da molécula para se 
sobrepor ao orbital 2p do outro 
átomo de nitrogênio;
Forma-se uma ligação σ.
• Os outros dois orbitais 2p do nitrogênio 
são perpendiculares ao primeiro orbital 
que se aproxima pelo eixo da molécula;
• A aproximação dos outros dois orbitais 
2p se dá de forma perpendicular ao eixo 
da molécula, paralelamente um ao outro, 
formando uma sobreposição lateral.
Molécula de Nitrogênio (N2) – ligação π
Formam-se duas ligações π.
Molécula de nitrogênio (N2)
“Sanduíche”
Uma ligação σ e duas π.
Resumo: Ligações múltiplas
• A ligação sigma (σ) corresponde a uma ligação direta entre dois 
átomos, ou seja, os orbitais cruzam a reta que une os núcleos 
atômicos. 
• A ligação pi (π) corresponde a uma ligação lateral entre os orbitais 
atômicos; os orbitais dessa ligação são perpendiculares à reta 
internuclear. Os orbitais pi são menos estáveis que os orbitais sigma.
• Uma ligação sigma corresponde a uma ligação simples;
• Uma ligação sigma e uma pi formam uma ligação dupla;
• Uma ligação sigma e duas pi formam uma ligação tripla;
• Exemplos: ligaçõesC–C; C=C; C≡C em etano,eteno(etileno)e etino
• (acetileno), respectivamente.
Moléculas poliatômicas • Moléculas como H2O, NH3 e 
CH4 têm geometrias 
moleculares que não são 
previstas pelo modelo 
simples utilizado 
anteriormente para 
descrever moléculas 
homonucleares – os orbitais 
2p têm ângulos de 90º 
entre si, enquanto que 
essas moléculas 
apresentam, 
respectivamente, ângulos de 
104,5º, 107,5º e 109,5º.
Hibridização ou hibridação – caso da molécula de CH4
• Há 4 elétrons de valência, mas somente 2 estão desemparelhados e permitem a 
formação de ligação, os outros dois estão emparelhados no orbital 2s. Isso só 
permitiria ao carbono formar duas ligações perpendiculares.
• Porém o carbono quase sempre faz 4 ligações com geometria tetraédrica (com 
ângulos de 109,5°)
• Para formar 4 ligações, um dos elétrons emparelhados no orbital 2s é promovido 
para o orbital 2p vazio. Isso ocorre porque a energia gasta para promover o 
elétron para o orbital vazio é menor que a energia para mantê-lo emparelhado no 
orbital 2s.
Caso da molécula de CH4
• Resolvida a questão do número de ligações, resta ainda o 
problema do ângulo entre os orbitais p que é de 90° e do orbital 
s, que é esférico.
• O que ocorre é uma combinação das funções de ondas desses 
orbitais para a formação de orbitais híbridos.
• Cada um desses orbitais híbridos é formado a partir da 
combinação linear dos quatro orbitais atômicos, hi:
• Esses orbitais híbridos são chamados orbitais sp3, porque são 
formados por 1 orbital s e 3 orbitais p. Sâo idênticos e apontam 
para os vértices de um tetraedro com ângulos de 109,5°.
Orbital sp3
A molécula de ch4
• Os orbitais sp3 têm dois 
lóbulos, porém um lado é 
menor que o outro. O 
lado maior é usado para 
fazer a ligação como 
mostrado na figura ao 
lado.
Resumindo: hibridização
• Hibridização é o processo pelo qual se combinam 
orbitais atômicos durante a aproximação dos
átomos ligantes. O número de orbitais híbridos é 
igual ao número de orbitais atômicos que se 
misturam. Os orbitais híbridos têm regiões maiores 
do que os orbitais que o formaram.
Orbitais híbridos sp3 e sp2
• Os orbitais sp2 são coplanares e afastados 120º. São 
responsáveis pela geometria trigonal plana.
• Os orbitais sp3 apontam em direção aos vértices de um 
tetraedro, com ângulo de 109,5°.
Boro
Carbono
Hibridização Sp2
• Moléculas: BCl3
 (tricloreto de boro), 
B(OH)3 (ácido bórico)
Hibridização sp
• São orbitais formados pela 
mistura de um orbital s e 
um orbital p, sendo que 
ambos os orbitais devem 
conter elétrons
desemparelhados.
• Exemplo: Berílio (BeCl2)
Hibridização com orbitais d
• É possível para os átomos do 3º período ou períodos
subsequentes, e segue a mesma lógica mostrada para os outros
orbitais híbridos sp, sp2 e sp3, mas apontam para as seguintes
geometrias:
• sp3d – bipirâmide trigonal
• sp3d2 – octaédrica
Orbitais híbridos sp3d e sp3d2
Molécula do etano (c2H6) – hibridização sp3
• Geometria tetraédrica em 
cada carbono: 
hibridização sp3
• Ângulos de ligação (H-C-H)
e (H-C-C): 109,5º
• Todas as ligações são σ.
Molécula do etileno (eteno – C2H4) – hibridização sp2
Molécula do acetileno (etino – C2H2) – hibridização sp
• Geometria dos átomos de 
carbono: linear
• Ângulo de ligação: 180º
• Ligação C-C simples/ 
interna: 
• Ligação CC tripla/ lateral: 
	Slide 1: Teoria da Ligação de Valência (VB)
	Slide 2: O que é a Teoria da ligação de valência (VB)
	Slide 3: Teoria da ligação de valência
	Slide 4: Molécula de hidrogênio (H2)
	Slide 5: Molécula do hidrogênio (H2) – ligação σ
	Slide 6: Ligação σ
	Slide 7: Molécula de Nitrogênio (N2) – ligação σ
	Slide 8: Molécula de Nitrogênio (N2) – ligação π
	Slide 9: Molécula de nitrogênio (N2)
	Slide 10: Resumo: Ligações múltiplas
	Slide 11: Moléculas poliatômicas
	Slide 12: Hibridização ou hibridação – caso da molécula de CH4
	Slide 13: Caso da molécula de CH4
	Slide 14: A molécula de ch4
	Slide 15: Resumindo: hibridização
	Slide 16: Orbitais híbridos sp3 e sp2
	Slide 17: Hibridização Sp2
	Slide 18: Hibridização sp
	Slide 19: Hibridização com orbitais d
	Slide 20: Orbitais híbridos sp3d e sp3d2
	Slide 21: Molécula do etano (c2H6) – hibridização sp3
	Slide 22: Molécula do etileno (eteno – C2H4) – hibridização sp2
	Slide 23: Molécula do acetileno (etino – C2H2) – hibridização sp