FORMA E ESTRUTURA DAS MOLÉCULAS: TEORIA
DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA
Disciplina: Química Geral
Professor Responsável: Romario Victor
Para que Estudar Este Assunto?
A
forma das moléculas determina todas as suas características: odores, sabores e
sua potencialidade como fármacos. Além de reger reações responsáveis pela manutenção
do organismo vivo. Todas as propriedades dos materiais que nos cercam, tais
como características de solubilidade; estados físicos, etc., também estão
relacionados com a forma das moléculas. O funcionamento cerebral, as percepções;
o pensamento; o aprendizado... Tudo isso depende da forma e da maneira como as
moléculas se comportam e se alteram. As teorias modernas empregadas para
explicar a estrutura eletrônica das moléculas podem ser empregadas para o
desenvolvimento de novos materiais metálicos, semicondutores, ligas e etc.,
todos aptos a transformarem a vida tal como conhecemos atualmente. Simplesmente por isso estudar o assunto em
questão que pode estar na raiz do desenvolvimento de novas tecnologias.
Introdução
A aula hoje abordará uma das teorias desenvolvidas
para explicar alguns fenômenos intrínsecos relacionados à formação de algumas
moléculas, mas precisamente sobre as ligações entre essas moléculas, as
ligações químicas. Quando nos referimos a ligações químicas lembramos imediatamente
dos três principais tipos de ligações:
Ligação Iônica
Um átomo perde elétrons e outro recebe até
que ambos atinjam a configuração de um gás nobre.
Ligação Covalente
Os átomos compartilham elétrons até
atingirem a configuração de um gás nobre- principio chamado por Lewis de
regra do octeto.
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No entanto, algumas teorias foram
desenvolvidas para ampliar os conceitos das estruturas de Lewis (principal caracteristica
das ligações químicas), entre essas podemos destacar: Teoria do Orbital Molecular
e a Teoria
da Ligação de Valência (TLV).
Na Teoria do Orbital molecular (que não é o tema da aula de hoje), os elétrons de
valência estão deslocalizados, espalhados pela molécula, ou seja, pertencem à
molécula como um todo, sendo responsáveis pela estabilidade da mesma.
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Ao contrario do que ocorre com a TOM,
na Teoria da ligação de valência (TLV),
as formulações abordadas por Linus
Pauling predizem que os elétrons de valência estão localizados, ou seja,
estão entre dois átomos, sendo portanto elétrons compartilhados.
Quando falamos em elétrons
localizados isso é apenas uma probabilidade, já que segundo a Dualidade
Onda Partícula do Elétron explicada por Enstein, a posição exata de um elétron não pode ser descrita precisamente,
apenas de maneira provável, ou seja, a probabilidade de encontra-lo
em algum lugar do espaço definido pelo orbital. Esse mesmo princípio pode ser aplicado aos elétrons na molécula,
exceto pelo fato de que o volume ocupado pelos elétrons na molécula é maior.
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A TLV surge como um aprimoramento da
Ligação Covalente ao levar em consideração os Orbitais Atômicos. De maneira geral, é descrita como o primeiro modelo quântico a distribuir os
elétrons através de ligações que não foi explicado nem pela ligação covalente
e nem pelo modelo VSEPR (Modelo de
Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência) que ampliou a teoria
da ligação química de Lewis para explicar a forma das moléculas e seus ângulos
de ligação.
A modelagem
descrita pela TLV ultrapassa as teorias
de Lewis e o modelo VSEPR e
para que ocorra esse tipo de ligação, os átomos precisam conter orbitais semipreenchidos >>
Orbitais semipreenchidos
se sobrepõem para formar as ligações.
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Como uma interpretação da teoria de Lewis
sob o ponto de vista da mecânica quântica, a TLV descreve a formação de pares de elétrons de valência
compartilhados através dos orbitais atômicos, sem que ocorra, no entanto perda das características de cada um deles.
Formação de Ligações Sigma pela
Sobreposição de Orbitais
Um dos principais parâmetros da
ligação química é a minimização de
repulsões. Os núcleos atômicos com
carga positiva se repelem mutuamente, imaginando uma molécula diatômica
como o hidrogênio, cada núcleo tem um
próton e um próton de um hidrogênio repelo o próton do outro hidrogênio,
assim, para que a ligação contribua para
a estabilização da molécula é preciso ter a nuvem eletrônica dos elétrons compartilhada
entre os núcleos. Observando o Gráfico de Energia Potencial em função da
Distância Internuclear é possível observar os fatores energéticos que aparecem
durante a formação de uma molécula diatômica como o hidrogênio.
Fonte: UFMG
(2014)
A partir do gráfico é possível observar
um átomo de origem e um infinitamente separado, à medida que eles se aproximam ocorre interação entre a eletrosfera dos
dois átomos, de tal maneira que os elétrons de um átomo são atraídos pelo
núcleo do outro átomo. A uma distancia em que a atração e máxima (distancia de
equilíbrio), caso os átomos se aproximem mais ainda ocorrem o surgimento de
formas repulsivas, geradas pelo núcleo dos átomos, levando a um aumento da
energia.
Formação de
Ligações Sigma
Tomemos como exemplo a formação da molécula de hidrogênio pela
sobreposição de dois orbitais 1s semipreenchidos de dois átomos de hidrogênio.
Esses dois orbitais são esféricos e se sobrepõem ou se interpenetram e formam
uma molécula de hidrogênio. É gerada então uma região entre os núcleos onde a
probabilidade de se encontrar os elétrons é muito alta já que os dois elétrons passam
a ocupar de maneira simultâneaos dois orbitais atômicos. Análise semelhante
também ocorre durante a formação das moléculas de HCl e Cloro.
Ligação sigma porque a sobreposição
ocorre sobre o eixo que passa entre os dois núcleos dos átomos que participam
da ligação. Nesse tipo de ligação tem-se acumulo da densida eletrônica ao
redor do núcleo
Hibridização de Orbitais
Mistura de orbitais atômicos com o objetivo de gerar novos orbitais com o arranjo eletrônico característico da forma molecular.
OS ORBITAIS HÍBRIDOS
Apresentarão energia
intermediária entre os níveis a partir dos quais foram formados
Podem ser gerados a partir
da combinação de dois ou mais orbitais atômicos equivalentes.
O numero de orbitais
híbridos será igual ao numero de orbitais envolvidos na hibridização.
Como ocorre com os
orbitais originários, os orbitais híbridos somente podem comportar dois
Spins
Mesmo os elétrons não
ligantes continuaram atuando como pares isolados mesmo após a hibridização
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Orbitais Híbridos sp
Tomando
como exemplo a molécula BeF2. A configuração eletrônica para o B e:
É possível observar que nessa
molécula não existem elétrons desemparelhados para formar ligações, dessa
maneira como essa molécula pode então ser descrita?
Para que a ligação ocorra e sucessivamente seja formada a
molécula, dois elétrons do Be serão compartilhados com os elétrons desemparelhados
dos átomos de F, para isso:
Um orbital 2s e um
orbital 2p irão se misturar e levar à formação de dois orbitais híbridos sp.
Após hibridização, conforme
estabelece o modelo VSEPR o ângulo de ligação Fe-Be-Fe para molécula será de 180°
Orbitais Híbridos sp2
Como explicar a formação do ângulo de
120° para a molécula de BF3. Em termos de
configuração, o Boro apresenta-se da seguinte forma:
No estado fundamental o BF3
apresenta dois elétrons no orbital 2s e um elétron no orbital semiprenchido 2p.
De maneira geral, três elétrons do B serão compartilhados com os elétrons desemparelhados
dos átomos de F, para isso:
Ocorre a hibridização, a mistura de
um orbital s com dois orbitais p para formar 3 orbitais híbridos sp2 cada um
com um elétron semipreenchido, permitindo observar também um orbital p puro que
não foi hibridizado. Graças a esses três orbitais sp2 a 120º entre si e
possível explicar a formação da molécula BF3
De maneira geral, a maior parte as moléculas
que apresentam arranjo trigonal plano apresentam orbitais híbridos sp2 no átomo
central.
Conclusão
Os conceitos estabelecidos em junção
com as análises prévias dos conceitos envolvendo ligações químicas permitem
predizer, em primeiro lugar, que as repulsões entre pares de elétrons são
responsáveis pela forma das moléculas, seguidamente é possível destacar que as ligações
químicas podem e devem ser discutidas a partir de teorias da mecânica quântica
que descrevem a distribuição dos elétrons nas moléculas. Dessa forma, para que os
conceitos e os termos mais imprescindíveis envolvendo ligações químicas sejam
analisados de maneira conjunta sem fragmentação, uma vez que as teorias se
completam para explicar o todo. Assim como ocorre com toda a química, não
existe uma maneira isolada para a compreensão dos conceitos, existe a análise individual que parte do núcleo até
atingir toda a molécula: do interior para o exterior, do átomo para o universo.
Referencias Bibliográficas
ATKINS, P.; JONES, L. Principios de Química. Questionando a
Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006
UFMG. Universidade Federal de Minas Gerais- Departamento da
Área de Química. Teoria da Ligação de
Valência. Disponível em: <>. Acesso em 12 de Jun. 2014
UNICAMP. Universidade de Campinas- Instituto de Química. Ligação química e estrutura.Teoria da
Ligação de Valência. Disponível em: < http://www.labec.iqm.unicamp.br/cursos/QG101/aula6_4x.pdf>.
Acesso em 12 de Jun. 2014
UFRJ. Universidade Federal do Rio de Janeiro- Instituto de
Física. Teoria da Ligação de Valência
(TLV). Disponível em: <http://www.if.ufrj.br/~micha/ensino/Disciplinas/QG/Textos/TLV_TOM.pdf>.
Acesso em 12 Jun. 2014
USP. Universidade de São Paulo- Instituto de Química. Ligação Covalente: Teoria daLigação de Valência (TLV).
Disponível em: <http://www2.iq.usp.br/docente/gcazzell/6_LigacaoCovalente_TLV.pdf>.
Acesso em 12 Jun. 2014
