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Na teoria dos orbitais moleculares, os elétrons ocupam orbitais chamados orbitais 
moleculares, que se espalham por toda a molécula. Todos os elétrons de valência 
estão deslocalizados sobre toda a molécula, isto é, não pertence a nenhuma ligação 
em particular. 
Os orbitais moleculares são sempre construídos a partir da adição (sobreposição ou 
superposição) de orbitais atômicos que pertencem à camada de valência dos átomos 
da molécula. 
Qualquer orbital molecular formado a partir da superposição dos orbitais atômicos é 
chamado de combinação linear de orbitais atômicos, neste estágio não existem 
elétrons no orbital molecular, que é somente uma combinação, no caso a soma, de 
funções de onda. 
Os dois orbitais atômicos são como ondas centradas em núcleos. Entre os núcleos, 
as ondas interferem construtivamente uma com a outra, no sentido que a amplitude 
total da função de onda aumenta onde ocorre superposição. O aumento da amplitude 
na região internuclear indica que existe uma maior densidade de probabilidade entre 
os núcleos. Como um elétron que ocupa um orbital molecular é atraído por ambos 
os núcleos, ele tem energia menor do que quando está confinado ao orbital atômico 
de um átomo. 
Além disso, como o elétron pode ocupar um volume maior do que quando está 
confinado a um único átomo, ele também tem energia cinética mais baixa. 
O orbital resultante da combinação de orbitais atômicos que têm a menor energia 
total é chamado de orbital ligante. 
Quando „n‟ orbitais atômicos se superpõem, eles formam „n‟ orbitais moleculares. 
A combinação de orbitais atômicos que tem a maior energia total é chamada de 
orbital antiligante. 
Os orbitais moleculares são formados pela combinação de orbitais atômicos: quando os orbitais atômicos interferem construtivamente, formam-se orbitais ligantes, e quando interferem destrutivamente, formam orbitais antiligantes. ‘N’ orbitais atômicos combinam-se para dar ‘N’ orbitais moleculares.
Átomos que têm orbitais 2s e 2p nas camadas de valência têm os orbitais moleculares construídos por sobreposição desses orbitais atômicos. Existem, no total, oito orbitais atômicos (um orbital 2s e três orbitais 2p em cada átomo), isto é, podemos construir oito orbitais moleculares. Os dois orbitais 2s se superpõem para formar dois orbitais moleculares em formato de “salsicha”, um ligante (orbital σs) e outro antiligante (orbital σ*). Os três orbitais 2p de cada átomo podem se superpor de duas maneiras diferentes. Os dois orbitais 2p direcionados ao longo do eixo internuclear formam um orbital ligante σ (σp) e um orbital antiligante σ* (σp). Os dois orbitais 2p perpendiculares ao eixo internuclear se superpõem lateralmente para formar um orbital π ligante e um antiligante.
A estrutura de Lewis não explica o paramagnetismo da molécula, na estrutura de Lewis a molécula se comporta como diamagnética. Por isso a TOM explica o paramagnetismo da molécula. Coloquei tudo que você precisa saber na foto em comparação das duas teorias, com a O.L e o diagrama de energia.
N.A.
O ponto de ebulição mais alto do H2S indica que as forças intermoleculares são maiores nesta substância do que no HCl. Em ambos os casos, a força intermolecular predominante é do tipo dipolo  dipolo (forças de orientação de Keeson). A eletronegatividade do enxofre (2.4) é um pouco menor do que a do cloro (2.8), entretanto uma molécula do H2S permite a formação de quatro ligações de orientação enquanto que uma molécula do HCl permite a formação de apenas duas, dado o número de átomos de hidrogênio por molécula.
Compostos iônicos são formados por cátions e ânions ordenados em uma estrutura cristalina que mantém um balanço entre as forças de atração e repulsão entre íons. A natureza da ligação iônica é puramente eletrostática e não direcional. A força desta interação é alta, de forma que estes compostos se apresentam preferencialmente em estado sólido. Na fusão, quebra-se a estrutura cristalina e têm-se íons com mobilidade no material líquido. 
Nos compostos moleculares existem ligações covalentes que mantém os átomos agrupados formando moléculas. Estas ligações são em geral muito fortes, direcionais e requerem altas temperaturas para quebra. Entretanto, as interações entre moléculas são de natureza eletrostática e de baixa intensidade (forças de Van de Waals ou pontes de hidrogênio), sendo rompidas em temperaturas muito menores. Na fusão de um composto molecular, são quebradas as forças de Van de Waals que mantém moléculas juntas, caracterizando a mudança de fase sólido/líquido. Para a quebra das ligações covalentes (degradação da substância), a temperatura deve ser maior.
Distribuições eletrônicas dos átomos centrais: 
N(z=7): 1s2 2s2 2p3 
P(z=15): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
As(z=33): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 
Os três elementos têm um subnível p com três elétrons na camada de valência. Os orbitais px, py e pz, por estarem incompletos, podem fazer três ligações covalentes. A princípio, as três ligações seguiriam os eixos ortogonais x, y e z, tendo ângulos de 90º entre elas. Nas moléculas PH3 e AsH3, o ângulo de ligação é próximo do valor esperado de 90º. O aumento no ângulo de ligação deve estar relacionado à repulsão entre os três orbitais moleculares s-p das ligações com átomos hidrogênio. Como a camada 4 do átomo do arsênio é maior do que a camada 3 do átomo do fósforo, os orbitais s-p no AsH3 estão mais afastados; portanto, o aumento no ângulo é menor do que no caso do átomo do fósforo na molécula do PH3. O ângulo de 107º molécula NH3 sugere que o átomo central esteja em estado hidridizado, ou seja, as três ligações N–H devem ter se originados a partir de orbitais híbridos e não a partir dos orbitais px, py e pz do nitrogênio. O valor de 107º é bastante próximo do ângulo tetraédrico de 109,5º, o que indica uma hibridização sp3. É provável que a molécula NH3 com nitrogênio hibridizado tenha uma estabilidade maior do que a molécula com nitrogênio não hibridizado já que, como a camada 2 do nitrogênio é pequena, os orbitais s-p estariam muito próximos e sofreriam, repulsão mútua.
Para o átomo de carbono estar ligado a quatro outros átomos, ele deve ter uma hibridização sp3, ou seja, o orbital 2s se combinou com os três orbitais do subnível 2p para formar quatro orbitais híbridos sp3. Estes orbitais estão distribuídos simetricamente em arranjo tetraédrico com ângulos de 109,5º entre eles. Portanto, os ângulos de ligação para os dois carbonos da molécula do etano são de 109, 5º. É possível ter rotação no eixo da ligação C–C na molécula do etano. Para o carbono estar ligado a três outros átomos, ele deve ter uma hibridização sp2 que se originou da sobreposição dos orbitais 2s, 2px e 2py. Esta sobreposição dá origem a três orbitais híbridos em arranjo trigonal planar com ângulos de 120º. O carbono sp2 pode fazer três ligações sigma e ainda uma ligação pi usando o orbital 2pz. Na molécula do eteno, os ângulos de ligação são todos de 120º. Graças à ligação pi, não é possível ter rotação no eixo da ligação C–C, de forma que a molécula do eteno é planar. Para o carbono estar ligado linearmente a dois outros átomos, ele deve ter uma hibridização sp que se originou da sobreposição dos orbitais 2s e 2px. Esta sobreposição dá origem a dois orbitais híbridos em arranjo linear e ângulo de 180º. O carbono sp pode fazer duas ligações sigma usando os orbitais híbridos e duas ligação pi usando os orbitais 2px e 2py, como ocorre nos átomos de carbono do etino e no átomo central do propadieno.
a) Polarizabilidade é a facilidade com a qual a distribuição de cargas de uma molécula pode ser distorcida para produzir um dipolo temporário.
b) O Te é o mais polarizável pois seus elétrons de valência estão mais afastados do núcleo e mantidos menos fortemente.
c) Em ordem crescente de polarizabilidade: CH4 < SiCl4 < GeCl4 < GeBr4 
d) A ordem de grandeza das forças de dispersão de London e os pontos de ebulição das moléculas aumentam à medida que a polarizabilidade aumenta, ou seja, a ordem crescente dos pontosde ebulição é a ordem crescente de sua polarizabilidade: CH4 < SiCl4 < GeCl4 < GeBr4
Em anexo as moléculas de:
* Butano
* 2- metil propano
-> Tanto as moléculas de butano na forma de tubos como nas moléculas esféricas de 2-metil propano sofrem forças de dispersão de London. A maior superfície de contato entre as moléculas de butano produz maior ponto de ebulição.
Temos que analisar as forças intermoleculares entre as substâncias.
A) HF apresenta ligação de hidrogênio (H + F, O, N) por isso tem ponto de ebulição maior do que o HCl (que tem força dipolo permanente). A atração intermolecular é maior e faz com que tenhamos mais calor para separar as moléculas;
B) as duas moléculas são polares e apresentam força dipolo permanente... só que o CHBr3 tem massa molar maior do que o CHCl3. Dessa forma, quanto mais pesado é a substância, maior será o ponto de ebulição se comparado com outro de mesma interação intermolecular