Química Geral: Aula 12 (Teoria do Orbital Molecular) - Prof. Gilson de Freitas Silva

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Universidade Federal de Minas Gerais 
Instituto de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
Ligação Química: 
Teoria do Orbital Molecular 
Prof. Gilson de Freitas Silva 
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Teoria do Orbital Molecular – TOM 
 A TOM foi desenvolvida por Robert S. Mulliken (1932). 
 A TOM é uma alternativa à TLV. 
 Segundo a TOM, os orbitais atômicos deixam de existir 
quando os átomos se unem para formar moléculas. Orbitais 
moleculares passam a existir, com novas energias e constituem 
uma propriedade da molécula como um todo. 
 Ela é importante pois explica alguns fatos experimentais que 
a TLV ou a Teoria de Lewis não são capazes de explicar. 
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superposição de ondas em fase interferência construtiva 
superposição de ondas fora de fase interferência destrutiva 
 Uma propriedade importante das ondas: interferência 
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 Considerando a formação da molécula de hidrogênio (H2) 
 Função de onda: AB = cAA  cBB 
 Significado: a onda representada pelo termo cAA interfere 
construtivamente com a onda representada por cBB, 
ocorrendo um aumento da amplitude da função de onda na 
região internuclear. 
Combinação linear de orbitais atômicos 
(CLOA) 
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 Representação da formação da ligação  para o H2 
 A força da ligação é proporcional à superposição dos orbitais atômicos. 
Em consequência, os átomos na molécula tendem a ocupar uma posição 
em que haja um máximo de superposição entre os orbitais. 
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Combinação Linear dos Orbitais Atômicos 1s 
+
2 = 2 = N2 [1sa
2 + 1sb
2 + 2(1sa)(1sb)]
 
1sa
2 - a densidade de probabilidade do 
elétron estar confinado no orbital atômico 
de A. 
1sb
2 - a densidade de probabilidade do 
elétron estar confinado no orbital atômico 
de B. 
2(1sa)(1sb) – maior densidade de 
probabilidade no eixo internuclear . 
A B 
A 
B 
OM Orbital Ligante 
Energia Menor que os OA 
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Combinação Linear dos Orbitais Atômicos 1s 
-
2 = 2 = N2 [1sa
2 + 1sb
2 - 2(1sa)(1sb)]
 
1sa
2 - a densidade de probabilidade do 
elétron estar confinado no orbital atômico 
de A. 
1sb
2 - a densidade de probabilidade do 
elétron estar confinado no orbital atômico 
de B. 
2(1sa)(1sb) - baixa densidade de 
probabilidade no eixo internuclear – plano 
nodal 
Orbital Molecular Anti-ligante 
Energia Maior que os OA A 
A 
B 
B 
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Orbitais Ligantes 
Orbitais Anti-ligantes 
região de 
Interferência 
destrutiva 
região de 
interferência 
construtiva 
orbital  
(sigma) 
 = 1sa + 1sb 
 = 1sa – 1sb 
orbital * 
(sigma) 
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Orbital : cilindricamente simétrico em relação ao 
eixo internuclear 
“g”: (“gerade”) não muda de sinal sob inversão 
 em relação ao ponto médio entre os dois núcleos 
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Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) – A molécula de H2 
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Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) – A molécula de Li2 
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Formação de Orbitais Moleculares  e  para orbitais p 
a) 2pz – 2pz (segundo o eixo z) 
b) 2pz + 2pz (segundo o eixo z) 
c) 2px + 2px (segundo o eixo z) 
d) 2px – 2px (segundo o eixo z) 
e) 3dxz – 3dxz (segundo o eixo z) 
f) 3dxz + 3dxz (segundo o eixo z) 
g) 2px – 3dxz (segundo o eixo z) 
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Diagramas de Energia para Moléculas Diatômicas Homonucleares: 
Energia dos Orbitais Atômicos de Valência (em eV) 
Átomo 
Subníveis 
1s 2s 2p 3s 3p 
H 13,6 
He 24,6 
Li 5,4 
Be 9,3 
B 14,0 8,3 
C 19,4 10,6 
N 25,6 13,2 
O 32,3 15,8 
F 40,2 18,6 
Ne 48,5 21,6 
Na 5,1 
Mg 7,6 
Al 11,3 5,9 
Si 14,9 7,7 
P 18,8 10,1 
S 20,7 11,6 
Cl 13,7 
Ar 29,2 15,8 
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Elemento E.I.O.V (2s) E.I.O.V (2p) 
B 14,0 8,3 
C 19,4 10,6 
N 25,6 13,2 
O 32,3 15,8 
F 40,2 18,6 
Mistura de Orbitais s e p 
 Energia de Ionização dos Orbitais de Valência (em eV) para elementos do 
bloco p do segundo período. 
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Mistura de Orbitais s e p 
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Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) – B2, C2 e N2 
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Mudanças nos níveis de energia dos orbitais moleculares e a configuração eletrônica no 
estado fundamental dos orbitais de valência de moléculas diatômicas homonuclaeres 
envolvendo os elementos do segundo período 
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Moléculas Diatômicas do Segundo Período 
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