Teoria do Orbital Molecular (TOM)

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Teoria do Orbital Molecular (TOM)
- As teorias de Lewis, VSPER e TLV não explicam tudo como o aspecto eletrônico, por quê, por exemplo, O2 é paramagnético, como algumas moléculas podem existir/serem estáveis.
- TOM é a teoria mais moderna e usada para aspectos qualitativos e quantitativos.
- Combinação linear de orbitais atômicos (CLOA) dos átomos que formam a ligação. Isso gerará a formação de orbitais moleculares
Combinação Linear dos Orbitais Atômicos s
Teremos combinação matemática das funções de onda dos átomos que farão a ligação química, gerando orbitais moleculares da molécula.
- Existem duas possibilidades:
· Interferência Construtiva: soma na região de sobreposição das funções de onda quando forma a ligação química. A densidade eletrônica na região de sobreposição aumenta devido a soma das funções. O orbital molecular gerado pela interferência construtiva das funções de onda é denominado orbital molecular ligante. 
· Interferência Destrutiva: subtração na função de onda. Pelo fato de termos uma sobreposição e termos uma subtração na região de sobreposição, será criado um nó no orbital molecular resultante (esse chamado de orbital molecular anti-ligante).
Diagrama de Energia para os Orbitais Moleculares S
- OM ligante sigma tem uma energia menor que orbitais atômicos. É mais favorável para acomodar elétrons; OM anti-ligante tem energia mais elevada que dos átomos que geraram a molécula.
- Ordem de Ligação (OL): Nº de pares de elétrons entre átomos
Exemplos:
OBS: existem duas explicações na imagem justificando a formação do íon.
- Quanto maior OL, maior a energia de ligação e menor o comprimento da ligação.
- Quando OL = zero significa que a molécula não existe, pois não ocorre a ligação química. 
- A quantidade de energia de estabilização do par de elétrons no orbital molecular ligante em relação aos átomos irei perder na posição antiligante. Não é inteligente para os átomos fazer ligação.
Orbitais Homo – Lumo
Homo: Highest Occupied Molecular Orbital (orbital molecular ocupado de maior energia);
Lumo: Lowest Unoccupied Molecular Orbital (orbital molecular desocupado de menor energia)
Combinação Linear dos Orbitais Atômicos p
- Também teremos interferência construtiva e interferência destrutiva, assim como nos orbitais atômicos s. 
- Interferência construtiva: ocorre a sobreposição acima e abaixo do plano somando os orbitais. Teremos aumentando a densidade eletrônica nos dois planos.
- Interferência destrutiva: subtração das funções de onda acima e abaixo do plano.
 Diagrama de Energia para os Orbitais Moleculares P
O primeiro átomo que vai ter elétrons p será Boro, depois carbono e nitrogênio. Assim, o diagrama para esses três átomos será:
A partir do oxigênio, será:
A sequência de energia muda dos orbitais mudam. Isso ocorre devido ao processo denominado Mixing s-p. Tenho uma mistura dos orbitais sigma 2s e sigma 2p.
Atenção!
- A ordem de energia dos orbitais anti-ligantes sigma e pi não se altera nos casos de Mixing s-p.
Exemplos:
A molécula pode até existir, mas seria estável, pois é formada por duas ligações pi; ademais, os carbonos não estão completando os seus octetos. 
- A presença de dois elétrons nos orbitais anti-ligantes cancela em um orbital ligante. Ou seja, o pi*y e pi*z cancela piy ou piz.
Moléculas Diatômicas Heteronucleadas
- Átomos diferentes. Antes, tínhamos vistos apenas mononucleadas.
- Devemos considerar agora a eletronegatividade dos átomos.
- Os orbitais terão energias diferentes. Os átomos que apresentam maior eletronegatividade irão apresentar orbitais com menores energias. 
Orbitais s
- O comprimento de ligação é diferente por causa da sobreposição do orbital do LiH é menos acentuada que no H2.
Caráter Iônico
Orbitais p
Heteronucleares com combinação de orbitais s e p
- Flúor é bem mais eletronegativo que o hidrogênio; o orbital 1s do hidrogênio será mais energético que qualquer orbital do flúor.