Teoria dos Orbitais Moleculares_Amauri_1_2014

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 Teoria dos orbitais moleculares (T.O.M.)
Amauri Geraldo de Souza
Disciplina: Química Inorgânica
Março de 2014
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	A Teoria dos Orbitais Moleculares surgiu como um modelo aprimorado de ligação química, dentro do contínuo esforço para explicar de forma adequada certas propriedades moleculares (p.e., paramagnetismo do O2).
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• Teoria de Ligação pela Valência - Linus Pauling
• Os elétrons de valência estão localizados entre os átomos (ou são pares isolados);
• Orbitais atômicos semi-preenchidos sobrepõem-se para formar ligações. 
• Teoria dos Orbitais Moleculares - Robert Mulliken
• Os elétrons de valência são deslocalizados;
• Os elétrons de valência estão em orbitais (chamados de orbitais moleculares) que se espalham pela molécula inteira.
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Natureza dual do elétron
De Broglie: elétrons podem se comportar como partículas ou como ondas. 
O comprimento de onda característico do elétron ou qualquer partícula depente da sua massa, m, e de sua velocidade, :
O produto m por  é chamado de momento (p).
Wener Heisenberg : Princípio da Incerteza
“É impossível prever, simultaneamente, o momento e a velocidade do elétron”.
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Mecânica quântica e os orbitais atômicos
Erwin Schrodinger: propôs equação, conhecida como equação de onda de Schrodinger e que incorpora tanto o comportamento ondulatório como o de partícula do elétron.
Equação de Shrodinger:
A solução da equação de Schrodinger para o átomo de hidrogênio resulta em um conjunto de funções de onda e energias correspondentes. Essas funções de onda são denominadas ORBITAL.
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Mecânica quântica e os orbitais atômicos
Os números quânticos:
1- Número quântico principal (n)
Assume valores inteiros e positivos: 1,2, 3, 4, ….
A medida que n aumenta, o orbital torna-se maior e o elétron fica mais distante do núcleo. O elétron tem maior energia e por isso está mais fracamente ligado ao núcleo.
2- Número quântico secundário (l)
Asume valores inteiros de (0 a n-1) para cada valor de n.
Define o formato do orbital.
	Quando n =2 os valores permitidos para l são 0, 1
	Quando n =5 os valores permitidos para l são 0, 1, 2, 3 e 4
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Mecânica quântica e os orbitais atômicos
3- Número quântico magnético (ml)
Assume valores de –l a +l 
Descreve a orientação do orbital no espaço. 
4- Número quântico de Spin (ms)
Assume valores: +1/2 ou -1/2
Descreve a orientação do campo magnético produzida por este spin.
Um orbital atômico é descrito por n, l e m l. Cada orbital atômico acomoda no máximo 2 elétrons (cada um deles com um valor de ms).
FONTE: BROWN, Chemistry – the central science, 11TH edition (2009).
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Formas dos orbitais atômicos: orbitais s
FONTE: BROWN, Chemistry – the central science, 11TH edition (2009).
Probabilidade de encontrar o elétron em orbitais s em função da distância nuclear
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Formas dos orbitais atômicos: orbitais s
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Formas dos orbitais atômicos: orbitais p
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Formas dos orbitais atômicos: orbitais d
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Formas dos orbitais atômicos: orbitais f
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Ligação covalente: superposição dos orbitais atômicos
Ligação covalente A é formada quando os orbitais externos de um átomo se superpõem, de modo a concentrar a densidade eletrônica entre os núcleos.
INTERFERÊNCIA 
Sobreposição em fase
Sobreposição fora de fase
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Ligação covalente: superposição dos orbitais atômicos
Sobreposição entre orbitais s e p
Orbitais atômicos
Orbitais moleculares
Sobreposição fora de fase
Sobreposição em fase
Plano nodal
(Anti-ligante)
(Ligante)
+
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Ligação covalente: superposição dos orbitais atômicos
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Ligação covalente: superposição dos orbitais atômicos
(Anti-ligante)
(Ligante)
Orbital Atômico
Orbital Atômico
Orbitais Moleculares
Energia
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Ligação covalente: superposição dos orbitais atômicos
Sobreposição frontal de orbitais px
Combinação de dois orbitais atômicos para formar ligações simples ( - sigma)
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Ligação covalente: superposição dos orbitais atômicos
Sobreposição lateral de dois orbitais (py ou pz)
Combinação de dois orbitais atômicos para formar ligações duplas ( - pi)
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Ligação covalente: superposição dos orbitais atômicos
REGRAS:
O número de orbitais moleculares (OM) formados é igual ao número de orbitais atômicos que foram combinados.
A combinação de dois orbitais atômicos resulta em um orbital de energia mais baixa (orbital molecular ligante) e outro orbital de energia mais elevada (orbital molecular anti-ligante).
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Diagramas de níveis de energia 
Moléculas: O2, F2 and Ne2
Moléculas: H2, He2, Li2, Be2, B2, C2 e N2.
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Diagramas de níveis de energia- Moléculas diatômicas 
Moléculas homonucleares: móleculas constituídas por átomos do mesmo elemento.
Moléculas diatômicas: moléculas constituídas por dois átomos.
Nas moléculas diatômicas , os 2 orbitais (2py e 2pz) possuem energias menores que o orbital 2px. 
Entretanto cálculos de orbitais molecurares indicam que para moléculas O2, F2 e Ne2 (hipotética), a energia do orbital 2px é menor que dos 2 orbitais (2p y e 2pz)
Os diagramas de níveis de energia são utilizados para descrever a ligação em uma molécula em termos da teoria dos orbitais moleculares (TOM).
Os elétrons devem ocupar os orbitais moleculares seguindo regras similares as dos orbitais atômicos (Princípio de Aufbau, Princípio de exclusão de Pauling e Regra de Hund)
 
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Diagramas de níveis de energia- Moléculas diatômicas 
Desenhe o diagrama apropriado de nível de energia do orbital molecular. 
 Determine o número total de elétrons na molécula
(elétrons internos e da camada de valência)
3. Adicione esses elétrons no diagrama de níveis de energia colocando cada elétron nos níveis de energia mais baixos.
Máximo de dois elétrons podem ocupar um dado orbital molecular (com spins opostos)
Elétrons devem ocupar todos os orbitais de mesma energia isoladamente antes de serem emparelhados.
Os elétrons não emparelhados devem ter spins paralelos (regra de Hund).
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Ordem de ligação e estabilidade de ligação
Ordem de ligação (OL)
Em geral, a ordem de ligação corresponde ao número de ligações previsto na teoria de ligação de valência.
Moléculas que possuem números ímpares de elétrons, como no caso de NO (15 elétrons), O2- (17 elétrons) terão ordem de ligação fracionária.
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Ordem de ligação e estabilidade de ligação
Comparação entre as moléculas de H2 e de He2
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Ordem de ligação e estabilidade de ligação
Molécula de N2
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Configurações eletrônicas e propriedades moleculares
A forma como as moléculas se comportam frente a um campo magnético traz informações importantes sobre o arranjo dos seus elétrons.
MOLÉCULAS PARAMAGNÉTICAS
Moléculas que são atraídas por um campo magnético. Para isso, devem possuir um ou mais elétrons desemparelhados. Quanto maior o número de elétrons desemparelhados maior será a atraçao do campo magnético.
MOLÉCULAS DIAMAGNÉTICAS
Moléculas que são fracamente repelidas por um campo magnético. Portanto NÃO possuem elétrons desemparelhados. 
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Configurações eletrônicas e propriedades moleculares
A molécula de O2 exibe comportamento paramagnético, ou seja, é atraída por um campo magnético.
Forneça o diagrama de níveis de energia para a molécual de O2.
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