apostila de quimica organica Thiago Viana
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apostila de quimica organica Thiago Viana


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dois orbitais mo-
leculares. O número de orbitais moleculares deve ser sempre igual ao número de orbitais 
atômicos que são combinados.
nota
No preenchimento dos orbitais moleculares com os elétrons são usados os mes-
mos critérios que foram usados para os orbitais atômicos: 
1 Os primeiros orbitais moleculares a serem prenchidos com elétrons são os e 
menores energias;
2 Os orbitais moleculares degenerados deverão ser primeiro preenchidos par-
cialmente com elétrons de mesmo spin. Posteriormente esses orbitais deverão 
ser preenchidos, se assim houver necessidade, com elétrons de spin contrários;
3 Não mais do que dois elétrons com spins contrários poderão ocupar o mesmo 
orbital molecular.
O orbital molecular ligante é energeticamente mais favorecido do que os orbitais atômicos, 
enquanto que o orbital molecular antiligante é menos favorecido. Dois elétrons, um de cada 
átomo, são acomodados no orbital molecular ligante. Já o orbital molecular antiligante perma-
nece vazio no estado fundamental da molécula de hidrogênio. 
a b
D
EN
SI
D
A
D
E 
EL
ET
R
Ô
N
IC
A
P OSIÇÃO NO EIXO INTERNUCLEAR
\u3c8a (1s)
Ha
\u3c8a (1s) + \u3c8b (1s) \u3c8b (1s)
Hb
\u3c8a (1s) - \u3c8b (1s)
H-H
Orbital molecular antiligante
do hidrogênio
Orbital molecular ligante do
hidrogênio
Orbital atômico do
hidrogênio
Orbital atômico do
hidrogênioE
N
ER
G
IA
=
+
\u3c8b (1s)
=
\u3c8a (1s)
+
\u3c8b (1s)
\u3c8a (1s)
Orbital molecular ligante do
hidrogênio
Orbital molecular antiligante
do hidrogênio
Nódo
EN
ER
G
IA
17 
No exemplo anterior dois orbitais atômicos combinaram para produzir dois orbitais mo-
leculares. O número de orbitais moleculares deve ser sempre igual ao número de orbitais 
atômicos que são combinados.
nota
No preenchimento dos orbitais moleculares com os elétrons são usados os mes-
mos critérios que foram usados para os orbitais atômicos: 
1 Os primeiros orbitais moleculares a serem prenchidos com elétrons são os e 
menores energias;
2 Os orbitais moleculares degenerados deverão ser primeiro preenchidos par-
cialmente com elétrons de mesmo spin. Posteriormente esses orbitais deverão 
ser preenchidos, se assim houver necessidade, com elétrons de spin contrários;
3 Não mais do que dois elétrons com spins contrários poderão ocupar o mesmo 
orbital molecular.
O orbital molecular ligante é energeticamente mais favorecido do que os orbitais atômicos, 
enquanto que o orbital molecular antiligante é menos favorecido. Dois elétrons, um de cada 
átomo, são acomodados no orbital molecular ligante. Já o orbital molecular antiligante perma-
nece vazio no estado fundamental da molécula de hidrogênio. 
a b
D
EN
SI
D
A
D
E 
EL
ET
R
Ô
N
IC
A
P OSIÇÃO NO EIXO INTERNUCLEAR
\u3c8a (1s)
Ha
\u3c8a (1s) + \u3c8b (1s) \u3c8b (1s)
Hb
\u3c8a (1s) - \u3c8b (1s)
H-H
Orbital molecular antiligante
do hidrogênio
Orbital molecular ligante do
hidrogênio
Orbital atômico do
hidrogênio
Orbital atômico do
hidrogênioE
N
ER
G
IA
=
+
\u3c8b (1s)
=
\u3c8a (1s)
+
\u3c8b (1s)
\u3c8a (1s)
Orbital molecular ligante do
hidrogênio
Orbital molecular antiligante
do hidrogênio
Nódo
EN
ER
G
IA
Pela combinação linear de um orbital 2s de um átomo A com um orbital 2s do átomo B, 
obtemos aproximações dos orbitais moleculares \u3c32s, ligante e antiligante. O processo é com-
pletamente análogo ao empregado para os orbitais 1s dos átomos de hidrogênio, exceto pelo 
fato de os orbitais atômicos 2s possuirem um plano nodal cada.
Combinação favorável entre orbitais atômicos 1s de dois hidrogênios produz um orbital mo-
lecular ligante que é cilindricamente simétrico sobre o eixo internuclear. Elétrons atribuídos a 
tais orbitais moleculares possuem alta probabilidade de estarem localizados no volume entre os 
núcleos. A ligação formada quando os dois elétrons ocupam esse orbital molecular no eixo inter-
nuclear é a ligação sigma (\u3c3). O orbital antiligante associado a ele é denominado sigma estrela (\u3c3*).
.
Dois tipos diferentes de orbitais atômicos podem também combinar para produzir o orbital 
molecular de uma ligação sigma. A combinação de um orbital atômico 1s com um orbital atô-
mico 2p forma um orbital molecular ligante normalmente com forma diferente daquela obtida 
por dois orbitais atômicos 1s ou 2p, porém, a maior probabilidade de encontrar o elétron é ain-
da simetricamente orientada em torno do eixo internuclear. O orbital molecular sigma ligan-
te ordinariamente acomoda elétrons atribuídos às ligações simples nas moléculas orgânicas. 
Núcleo
Nódo
ORBITAL ATÔMICO 2S
\u3c8a (1s)
+
\u3c8b (1s) \u3c8a (1s) \u3c8b (1s)+
ORBITAIS ATÔMICOS 1S DO
HIDROGÊNIO
SOBREPOSIÇÃO DO PAR DE
ORBITAIS 1S
Orbital molecular ligante da
molécula de hidrogênio
\u3c8a (1s)
+ x
x
x
ORBITAL 2PX Orbital molecular ligante da
ligação sigma
SOBREPOSIÇÃO DO ORBITAL 1S
COM O ORBITAL 2PX
18
A combinação de dois orbitais p pode produzir resultados diferentes dependendo de quais 
orbitais p são usados. Se o eixo x é o eixo de ligação, então dois orbitais 2px podem se sobre-
por apropriadamente se eles se aproximarem segundo um único eixo. Os orbitais moleculares 
resultantes constituem, como antes, um orbital ligante (\u3c3x) com carga eletrônica acumulada 
entre os núcleos e um orbital molecular antiligante (\u3c3*x) com decréscimo de carga entre os nú-
cleos. Esses orbitais são também classificados como \u3c3, porque são simétricos ao redor do eixo 
de ligação. Eles são designados \u3c3x e \u3c3*x para indicar que derivaram de orbitais atômicos px.
Outro importante tipo de ligação nas moléculas orgânicas é a ligação pi (\u3c0). Ligações pi 
resultam da interação de orbitais atômicos p paralelos localizados em átomos adjacentes. A 
sobreposição lado a lado em fase desses orbitais levam a formação do orbital molecular pi 
ligante (\u3c0). Já a sobreposição fora de fase formará o orbital molecular pi antiligante (\u3c0*). Os 
elétrons atribuídos ao orbital molecular \u3c0 tem grande probabilidade de serem encontrados nas 
regiões acima e abaixo do eixo internuclear.
nota
Os orbitais moleculares \u3c0 são associados às ligações múltiplas nos compostos 
orgânicos. As duplas ligações carbono-carbono e carbono-oxigênio são exem-
plos importantes. Quatro elétrons ocupam os orbitais ligantes dessas ligações 
duplas. Dois elétrons são atribuídos na ligação \u3c3 localizados ao longo da 
linha interatômica e dois elétrons completam o orbital molecular ligante \u3c0, 
acima e abaixo do plano molecular.
x
+
\u3c3x
-
\u3c3\u2217x
ORBITAL 2PX ORBITAL 2PX
ORBITAL
ORBITAL
PLANO NODAL
EN
ER
G
IA
pi
pi\u2217
Orbital 2py
Orbital 2py Orbital 2py
Orbital 2py Orbital molecular
Orbital molecular
Plano nodal
EN
ER
G
IA
19 
Para a construção dos orbitais moleculares, considera-se primeiro que os orbitais atômicos 
estejam vazios. Faz-se a combinação destes formando os orbitais moleculares ligantes e an-
tiligantes. Os elétrons são então distribuídos nos orbitais moleculares seguindo as regras de 
Hund e Pauli. Na figura a seguir aparece o diagrama de orbitais moleculares para moléculas 
diatômicas homonucleares formadas com átomos do primeiro ou segundo período. Após a 
distribuição de todos os elétrons, pode-se calcular a ordem de ligação para a molécula. Para 
tal, basta diminuir do número total de elétrons que ocupam os orbitais ligantes da quan-
tidade de elétrons que ocupam os orbitais antiligantes e dividir por dois. O número obtido 
representa a quantidade de ligações entre os dois átomos. 
Considere-se, por exemplo, a formação da molécula do oxigênio. Cada átomo possui oito 
elétrons, totalizando dezesseis. Estes elétrons devem ser distribuídos no diagrama conforme