Orbitais atômicos, ligações
sigma () e pi (), hibridização
de orbitais
Prof. Emiliano Chemello – www.quimica.net/emiliano
Distribuição eletrônica
Tarefa: faça a distribuição
eletrônica dos elementos
abaixo, no seu estado
fundamental.
a) 1H
b) 7N
c) 8O
d) 17Cl
2
2 elétrons
com spins
opostos
nível
São encontrados com
em uma região de
probabilidade
denominada
orbital
Um ou mais orbitais
formam um
Um ou mais subníveis
formam um
subnível
3
Representação esquemática de
um orbital
Representação esquemática de
um par de elétrons com spins
opostos
Subnível s (1 orbital = 2 elétrons)
Subnível p (3 orbitais = 6 elétrons)
Subnível d (5 orbitais = 10 elétrons)
Subnível f (7 orbitais = 14 elétrons)
4
O hidrogênio faz uma
ligação, pois possui 1
orbital semi-preenchido
1H
1s1
7N
1s2
2s2
O nitrogênio faz três
ligações, pois possui 3
orbitais semi-preenchidos
2p3
Tarefa: fazer a representação
esquemática do oxigênio e
deduzir quantas ligações ele
necessita fazer.
5
8O
1s2
2s2
2p4
O oxigênio faz duas
ligações, pois possui 2
orbitais semi-preenchidos
6
17Cl
1s1
3s2
2s2
2p6
3p5
O cloro faz uma ligação,
pois possui 1 orbital
semi-preenchido
7
Conclusão:
O número de orbitais semi-preenchidos
corresponde ao número de ligações
químicas que o elemento precisa fazer
com os demais elementos.
8
Química Quântica
http://web.ccead.pucrio.br/condigital/video/e%20tempo%20de%20quimica/estruturaAtomica/quimicaQuanti
ca/video%20para%20web/video.html
9
Princípio da incerteza de Heisenberg:
“É impossível determinar simultaneamente a posição e a
velocidade de um elétron num dado instante”. Em outras
palavras, um elétron é caracterizado não pela sua posição ou
pela sua velocidade, mas, sim, pela sua energia.
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde a
probabilidade de se encontrar um elétron é alta.
10
Formato do subnível ‘s’ (esférico)
y
x
z
11
Formato do subnível ‘p’ (halteres)
y
x
z
12
Tipos de interação entre orbitais em ligações
covalentes:
 (sigma): ocorre quando há interação frontal de
orbitais
 (pi): ocorre quando há interação em paralelo de
orbitais
Exemplo: H2
H
H
1 ligação  (s-s)
14
Exemplo: HCl
H
Cl
1 ligação  (s-p)
15
Exemplo: Cl2
Cl
Cl
1 ligação  (p-p)
16
Exemplo: O2
O
O
1 ligação  (p-p)
1 ligação  (p-p)
17
Exemplo: N2
N
N
1 ligação  (p-p)
2 ligações  (p-p)
18
Exemplo: H2O
H
H
O
2 ligações  (s-p)
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Resumindo
Tipo de ligação
entre átomos
Simples
X Y
Dupla
X =Y
Tripla
X Y
Classificação
1 ligação 
1 ligação 
1 ligação 
1 ligação 
2 ligação 
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Exercício
Determine o tipo de ligação ( ou ) e quais
os orbitais envolvidos (s-s, s-p, p-p) nas
substâncias abaixo:
a) NH3
b) Br2
c) PH3
e) HI
f) H2O2
g) N2H4
d) PCl3
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LIVRO, 4A, aula 8: hibridação de orbitais
6C
1s2
2s2
2p2
Pela teoria dos orbitais semi-preenchidos, o
carbono faria só duas ligações. Porém,
experimentalmente sabe-se que o carbono
faz quatro ligações. Como explicar?
Hibridação de orbitais! sp³, sp² e sp
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Hibridização sp3
Ex: a) Metano – CH4
4 ligações sp³s ()
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Hibridização sp3
Ex: b) Etano – C2H6
6 ligações sp³ s ()
1 ligação sp³sp³ ()
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Hibridização sp2
Ex: Eteno – C2H4
4 ligações sp2 s ()
1 ligação sp2sp2 ()
1 ligação pp ()
-------------------------5 ligações 
1 ligação 
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Hibridização sp
Ex: Etino – C2H2
2 ligações sps ()
1 ligação spsp ()
2 ligação pp ()
-------------------------3 ligações 
2 ligação 
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Resumindo
Tipo de
Ângulo entre Geometria
Hibridização as ligações
molecular
sp3
Tetraédrica
109 28’
sp2
Trigonal plana
120 
sp
Linear
180 
Tipos de
ligação
4
3e1
2  e 2
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