TOM, TLV, TCC

LISTA DE FIGURAS

Figura 1 – Representação eletrônica de Lewis...........................................................6

Figura 2 – Representação estrutural...........................................................................6

Figura 3 – Superposição de orbitais 1s na molécula de hidrogênio............................9

Figura 4 – Ligação σ....................................................................................................9

Figura 5 – Hibridização na molécula BF3..................................................................10

Figura 6 – Hibridização na molécula PCl5.................................................................10

Figura 7 – Ligação π na molécula CO2......................................................................11

Figura 8 – Combinação de orbitais s e s...................................................................14

Figura 9 – Combinação de orbitais px e px...............................................................14

Figura 10 – Combinação de orbitais py e pz.............................................................15

Figura  11 – Paramagnetismo da molécula de O2.....................................................16

Figura 12 – Diagrama de nível de energia do orbital molecular para o CO..............18

Figura 13 – Cinco orbitais d no plano cartesiano......................................................19

Figura 14 – Desdobramento do campo para geometria octaédrica..........................20

LISTA DE TABELAS

Tabela 1 – Cores e suas cores complementares.......................................................21

1. A ligação covalente

A ligação covalente consiste no compartilhamento de um mais ou elétrons entre átomos. Isso ocorre, por exemplo, no gás oxigênio, ele se forma através do compartilhamento de dois dos seus elétrons. E é através desse compartilhamento, que ambos se mantém estáveis e unidos. A ligação covalente ocorre geralmente entre átomos de eletronegatividade similares e altas, esse é o fato que explica a ligação covalente ocorrer entre os ametais, ou ainda, um ametal e um hidrogênio. A ligação covalente pode ser demonstrada através da representação eletrônica de Lewis ou pela representação estrutural (observe Figuras 1 e 2).

[pic 1]

Figura 1 – Representação eletrônica de Lewis

Fonte: http://www.qieducacao.com/2011/04/ligacao-covalente-ligacao-covalente.html

[pic 2]

Figura 2 – Representação estrutural

Fonte: http://www.qieducacao.com/2011/04/ligacao-covalente-ligacao-covalente.html

Várias teorias podem explicar as estruturas eletrônicas e as formas das moléculas, assim como as tentativas de prever a forma de moléculas cujas estruturas ainda não são conhecidas. Todas as teorias têm suas vantagens e seus defeitos. Por esse fato, elas mudam à medida que novos conhecimentos vão sendo aprimorados. O valor de uma teoria reside mais na sua utilidade que na sua veracidade.

Os odores, sabores, a ação como fármacos das moléculas, tudo isso é determinado pela sua forma. As reações que ocorrem em nosso organismo, as propriedades dos materiais que nos rodeiam, a percepção, pensamento, aprendizado, tudo isso depende das formas das moléculas e como elas se alteram. As teorias descrevem a distribuição de elétrons e a participação de cada um na determinação da forma de uma molécula.

As cores brilhantes das flores e a variedade de tonalidades das folhas no outono sempre foram uma fonte de prazer, mas somente no século XX os químicos descobriram que as cores se devem à presença de compostos orgânicos com características estruturais comuns. Eles descobriram que pequenas diferenças na estrutura das moléculas destes compostos podem aumentar a fotossíntese, produzir uma vitamina importante e atrair as abelhas, que polinizam as flores. Eles descobriram também que o conhecimento das formas destas moléculas e dos orbitais ocupados por seus elétrons permite entender as propriedades dos compostos e até mesmo os processos que ocorrem em nossos olhos e que nos permitem ver as cores. (JONES, Loretta; ATKINS, Peter, 2006, p. 197).

1. Teoria da Ligação de Valência – TLV

Linus Pauling propôs essa teoria, que foi utilizada do período de 1940 a 1960, mas foi substituída por outras teorias. Atualmente, continua sendo utilizada pelos químicos orgânicos, além de fornecer a base para a descrição simplificada de moléculas inorgânicas pequenas.

Átomos com elétrons desemparelhados tendem a combinar-se com outros átomos que também tenham elétrons desemparelhados. Dessa maneira os elétrons desemparelhados se combinam em pares e todos os átomos envolvidos atingem uma estrutura eletrônica estável, geralmente resultando no preenchimento do nível eletrônico (isto é, uma configuração de gás nobre). Dois elétrons compartilhados por dois átomos formam uma ligação. Geralmente o número de ligações formadas por um átomo é igual ao número de elétrons desemparelhados existentes no estado fundamental, isto é, no estado de menor energia. Contudo, em muitos casos os átomos podem formar mais ligações que as previstas dessa maneira. Isso ocorre através da excitação do átomo (isto é, fornecendo-lhe energia), quando elétrons emparelhados no estado fundamental são desemparelhados e tornados em orbitais vazios adequados. Com isso aumenta o número de elétrons desemparelhados e, consequentemente, o número possível de ligações. (LEE, J. D., 1999, p. 43).

        

        Segundo Peter Atkins e Loretta Jones: “Esta teoria é um modelo quantomecânico da distribuição dos elétrons pelas ligações que ultrapassa a teoria de Lewis e o modelo VSEPR, e permite o cálculo numérico dos ângulos e dos comprimentos de ligação.”^[1]

                A força da ligação é proporcional à superposição dos orbitais atômicos. Em conseqüência os átomos na molécula tendem a ocupar uma posição em que haja um máximo de superposição entre os orbitais. Como, por exemplo, a molécula de hidrogênio (H2). Superposição de dois orbitais 1s (observe Figura 3 p. 9). De acordo com os princípios de Pauling, apenas os elétrons com spins emparelhados podem contribuir para uma ligação na TLV.