QUI205 Aula Teoria do Orbital Molecular_Molculas diatmicas

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Universidade Federal de Minas Gerais 
Instituto de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
Teoria do Orbital Molecular – 
Moléculas Diatômicas 
Prof. Gilson de Freitas Silva 
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Teoria do Orbital Molecular 
 A TOM foi desenvolvida por Robert S. Mulliken (1932). 
 A TOM é uma alternativa à TLV, segundo ela, 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 
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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 OAs 
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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 OAs 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) 3dz2 + 3dz2 (segundo o eixo z) 
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Formação de Orbitais Moleculares  para orbitais d 
dx2-y2 + dx2-y2 (segundo o eixo z) 
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Elemento E.I.O.V (2s) E.I.O.V (2p) E.I.O.V 
B 14,0 8,3 5,7 
C 19,4 10,6 8,8 
N 25,6 13,2 12,4 
O 32,3 15,8 16,5 
F 40,2 18,6 21,6 
 Energia de Ionização dos Orbitais de Valência (em eV) para elementos do 
bloco p do segundo período. 
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Diagramas de Energia para Moléculas Diatômicas Homonucleares: 
Energia dos Orbitais Atômicos de Valência 
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 25,3 13,7 
Ar 29,2 15,8 
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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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CORRESPONDÊNCIA ENTRE AS DIFERENTES NOTAÇÕES 
PARA ORBITAIS MOLECULARES DE MOLÉCULAS DIATÔMICAS HOMONUCLEARES. 
1s 1g s 1g 
*1s u1s 1u 
2s g2s 2g 
*2s u2s 2u 
2px u 2px 1u 
2py u 2py 1u 
2pz g 2pz 3g 
*2px g 2px 1g 
*2py g2py 1g 
S*2pz u2pz 3u 
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TOM: Moléculas Diatômicas Heteronucleares 
 Função de onda: AB = cAA  cBB 
 Os orbitais moleculares se diferenciam por terem contribuições desiguais 
de cada orbital atômico. 
 O elemento mais eletronegativo tem maior contribuição para os orbitais 
moleculares ligantes. 
 O elemento menos eletronegativo tem maior contribuição para os orbitais 
moleculares antiligantes. 
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Diagramas de Energia para Moléculas Diatômicas Heteronucleares: 
Energia dos Orbitais Atômicos de Valência 
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 25,3 13,7 
Ar 29,2 15,8 
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Diagrama de Energia para os Orbitais Moleculares do CO 
* 
 
 
* 
 
* 
1 
2* 
1 
3 
2* LUMO 
HOMO 
Átomo de 
Carbono Átomo 
Oxigênio Monóxido de Carbono 
CO 
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TOM Aplicada a Moléculas Poliatômicas 
 Moléculas de geometria Trigonal (CO3
2‒) 
 = pz(C) + pz(O) + pz(O) + pz(O) 
* = ‒ pz(C) + pz(O) + pz(O) + pz(O) 
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Diagrama de Energia para os Orbitais Moleculares do CO2 
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Diagrama de Energia para os Orbitais Moleculares da H2O 
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Diagrama de Energia para os Orbitais Moleculares do CH4 
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Diagrama de Energia para os Orbitais Moleculares do C2H4