Química básica - TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES (TOM)

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TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES (TOM)
A teoria dos orbitais moleculares, introduzida por Robert Mulliken, Friedrich Hund, John Slater e John Lennard-Jones no fim da década de 1920, provou ser a melhor teoria para a descrição da ligação química: ela resolve as deficiências da teoria de REPCV e é mais fácil de usar nos cálculos do que a teoria de ligação de valência (TLV).
1. ORBITAIS MOLECULARES
Na teoria dos orbitais moleculares (teoria TOM ou MO), os elétrons são descritos por funções de onda chamados de ORBITAIS MOLECULARES, que se espalham por toda matéria.
· Um orbital é um lugar do espaço onde é provável que o elétron seja encontrado.
Enquanto nos modelos da REPCV e TLV os elétrons estão localizados em átomos ou entrepares de átomos, na TOM todos os elétrons de valência estão deslocalizados sobre toda a molécula; não pertencem a algum ligação específica. 
Os orbitais moleculares são construídos a partir de orbitais atômicos (s, p, d e f) que pertencem à camada de valência dos átomos da molécula. 
Cálculo De Construção De Um Orbital Molecular
Ψ = ΨA1S + ΨB1S
Onde:
ΨA1S = é um orbital 1s centrado em um átomo (A);
ΨB1S = é um orbital 1s centrado em outro átomo (B).
O termo técnico usado para adicionar funções de onda (algumas vezes com coeficientes diferentes) é “formar uma combinação linear”, e o orbital molecular na equação é chamado de combinação linear de orbitais atômicos (LCAO: linear combination of atomic orbitals).
Combinação construtiva: A amplitude total da função de onda aumenta com a sobreposição dos orbitais, isto é, o orbital formado apresenta maior densidade de probabilidade entre os núcleos. Em poucas palavras, os dois núcleos atraem facilmente o elétron e assim, a energia potencial coulômbica do sistema é reduzida devido a nova redistribuição eletrônica, uma vez que o volume disponível para o elétron ocupar aumentou, reduzindo também a energia cinética (velocidade) do elétron.
A combinação de orbitais atômicos que leva à maior redução de energia total, é chamada de ORBITAL LIGANTE e contribuem para a formação da molécula visto que tendem a estabiliza-la. 
Combinação destrutiva: A amplitude total da função de onda é subtraída com a sobreposição dos orbitais, gerando um nó ou plano nodal entre os núcleos, onde a densidade de probabilidade de encontrar um elétron é zero. Como resultado, o plano nodal provoca.
Os orbitais de maior energia formados pela combinação destrutiva são chamados de ORBITAIS ANTILIGANTES, posto que não contribuem para a ligação da molécula pois tendem a desestabiliza-la. 
 
· Característica da TOM:
N orbitais atômicos podem formar N orbitais moleculares.
As energias relativas dos orbitais atômicos originais e dos orbitais moleculares ligante e antilgante são comumente representadas na forma de diagramas de níveis de energia dos orbitais moleculares. 
Formação do orbital molecular a partir da combinação de dois orbitais s. É possível observar que a formação do orbital ligante é resultante da fusão entre os dois orbitais atômicos, enquanto, não há a fusão na formação do orbital antiligante devido ao plano nodal formado. A representação positiva sempre estará associada à combinação construtiva, ao passo que a combinação negativa, estará relacionada à combinação destrutiva. Por fim, note que há um s subscrito indicando orbital atômico de origem.
 
 
É impotante ressaltar que:
1. O número de orbitais atômicos é igual ao número de orbitais moleculares que serão formados;
2. A formação de um orbital molecular sempre resulta na criação de um orbital ligante e de um orbital antiligante.
 
 
1.2 Moléculas Diatômicas Homonucleares
Moléculas diatômicas homonucleares são formadas por dois átomos iguais
· Como deduzir a configuração eletrônica das moléculas?
1.3 Moléculas Diatômicas Heteronucleares
Já as moléculas diatômicas heteronucleares são formadas por dois átomos diferentes e, desta forma, com eletronegatividades diferentes, promovendo a polaridade na molécula resultante. Isto interfere diretamente, pois, os elétrons são compartilhados desigualmente pelos dois átomos.
2. 
Para encontramos a configuração eletrônica, seguimos os mesmos passos descritos para as moléculas diatômicas homonucleares, modificando apenas os diagramas de níveis de energia, considerando a eletronegatividade dos átomos envolvidos.
Representação:
Vamos considerar A como a espécie mais eletronegativa e B, a menos. Observe que o diagrama deve ser desenhado de forma que a espécie mais eletronegativa (A) colabore mais para o orbital ligante, ao passo que a espécie menos eletronegativa (B), contribua mais para o orbital antiligante.
1.4 Modelos Poliatômicos
As moléculas poliatômicas são constituídas por mais de dois átomos. Para encontramos a configuração eletrônica para elas, seguimos os mesmos passos gerais descritos anteriormente, mas devemos considerar que os orbitais moleculares estão distribuídos por todos os átomos.
Além do orbital ligante e antiligante, temos a também os não ligantes. Esses fazem jus ao nome e não contribuem diretamente para a ligação, pois estão localizados completamente sobre um único átomo.
1.5 Ordem de Ligação
Para que a molécula exista, a energia desta deve ser menor do que a dos átomos separados. No TOM, assim como na TLV, um par de elétrons no orbital indica uma ligação formada. Contudo, não é necessário que haja um par de elétrons, apenas um único elétron é suficiente para manter uma ligação.
· O número de ligações no TOM é dado pela ordem de ligação, expressa pela seguinte fórmula:
Em que:
b: Ordem de ligação
𝑁e : Número de elétrons nos orbitais ligantes
𝑁e∗: Número de elétrons nos orbitais não-ligantes
Caso a ordem de ligação seja 0, temos um indicativo de que a molécula não existe. 
1.6 HOMO e HUMO
· HOMO (Highest occupied molecular orbital): É o orbital molecular ocupado de maior energia.
· LUMO (Lowest uncocupied molecular orbital): É o orbital molecular desocupado de menor energia.
Na imagem abaixo, é possível visualizar o HOMO e LUMO da molécula de O2.
ELÉTRONS
e- ⇅
EMPARELHADO
DIAMAGNÉTICAS
e- ↑ DESEMPARELHADO
PARAMAGNÉTICAS
COMBINAÇÃO LINEAR DOS ORBITAIS ATÔMICOS
ORBITAIS ANTILIGANTES
ESTABILIZA A MOLÉCULA
DESESTABILIZA A MOLÉCULA
ORBITAIS LIGANTES