Teoria_Dos_Orbitais_Moleculares__Tom

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Prof. Élcio
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Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM)
Prof. Sérgio Murilo Tahan
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Prof. Élcio
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Teoria do Orbital Molecular
Maneira mais complexa e atual de se considerar os orbitais nas moléculas.
Suponha que orbitais atômicos puros dos átomos na molécula combinam-se para produzir orbitais que são espalhados ou deslocalizados sobre diversos átomos ou mesmo sobre uma molécula inteira. Esses novos orbitais são os orbitais moleculares.
Um exemplo de aplicação é a previsão dos orbitais moleculares que dão a estrutura eletrônica da molécula de O2, que não segue a suposição de emparelhamento de elétrons da abordagem de Lewis (paramagnetismo do O2).
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Princípios da Teoria do Orbital Molecular
O número total de orbitais moleculares é sempre igual ao número total de orbitais atômicos fornecidos pelos átomos que combinaram.
O orbital molecular ligante tem menor energia do que os orbitais atômicos originais, e os orbitais anti-ligantes são de maior energia.
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Princípios da Teoria do Orbital Molecular
Os elétrons da molécula são atribuídos aos orbitais em ordem crescente de energia, de acordo com o principio da exclusão de Pauli e o princípio da maior multiplicidade de Hund.
Os orbitais atômicos combinam-se para formar orbitais moleculares de forma mais eficaz, quando os orbitais atômicos possuem energias semelhantes.
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Orbitais moleculares para H2
Os orbitais dos dois átomos do H2 se sobrepõem formando assim 2 orbitais moleculares
Orbital molecular resultante da adição: O.M. ligante
Orbital molecular resultante da subtração: O.M. anti-ligante
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Teoria do Orbital Molecular
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Teoria do Orbital Molecular
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Número líquido de pares de elétrons de ligação unindo um par de átomos.
Ordem de ligação: OL = ½ (nº de e- em O.M. ligantes – nº de e- em O.M. anti-ligantes).
A estabilidade da ligação está relacionada à ordem de ligação. Quanto maior a ordem de ligação mais estável a ligação.
Ordem de ligação menor ou igual a zero a ligação não existe entre os pares de átomos.
Ordem de ligação maior que zero indica a existência de ligação entre os pares de átomos.
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Orbital Molecular de Li2
Os elétrons ơ1s e ơ1s* se anulam em relação a estabilizar a ligação.
A ligação deve-se ao par de elétrons atribuídos ao orbital ơ2s .
Ordem de ligação (OL) = 1
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Teoria do Orbital Molecular
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Orbital Molecular de Be2
Provavelmente não existe, pois todos os elétrons se cancelam para estabilizar a ligação, assim não há ligação líquida.
OL = 0
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Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p
Quando os orbitais 2p se sobrepõem, seis orbitais moleculares resultam da combinação:
Um orbital ơ e um ơ*, resultante da interação de dois orbitais de cada átomo.
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Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p
Dois orbitais π e dois orbitais π*, resultantes da interação de dois orbitais de cada átomo.
Quando ocorrem interações entre os orbitais “s” e “p” do mesmo nível, a ordem de energia dos orbitais moleculares pode se alterar (Li2; Be2; B2; C2; N2).
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Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p ( O2; F2; Ne2)
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Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p
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Configurações eletrônicas e propriedades moleculares
Quanto ao comportamento das moléculas em um campo magnético, elas podem apresentar:
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Configurações eletrônicas e propriedades moleculares
Paramagnetismo: possuem elétrons não emparelhados, sendo assim fortemente atraídas pelo campo magnético.
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Configurações Eletrônicas e Propriedades Moleculares
Diamagnetismo: não possuem elétrons desemparelhados, sendo assim fracamente repelidas pelo campo magnético.
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Configurações eletrônicas e propriedades moleculares
À medida que a distância de ligação diminui, a ordem de ligação e a energia de dissociação da ligação aumentam.
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Orbitais Moleculares dos orbitais atômicos 2p
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Configurações eletrônicas e propriedades moleculares
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Referência bibliográfica
Livro Química a Ciência Central (Brown)
Livro Princípios de Química Questionando a vida moderna e o meio ambiente (Atkins).