Forma de Moléculas com Pares Isolados

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

UFV
QUÍMICA 120
VESPER-TLV-TOM
PROF. MARCIO
Moléculas com pares de elétrons isolados
sobre o átomo central
	Pares isolados no átomo central de uma molécula também afetam sua forma. Para nos ajudar na previsão da forma das moléculas, uma fórmula “VSEPR” genérica, AXnEm, é empregada, onde A é o átomo central, X um átomo ligado e E um par de elétrons isolado.
	A molécula BF3, que contém três átomos de flúor ligados e nenhum par isolado em B, é um exemplo de uma espécie AX3. O íon sulfito, SO32- é um exemplo de espécie AX3E.
	O arranjo eletrônico de uma molécula é a geometria tridimensional de um arranjo de ligações e pares isolados ao redor de um átomo central. 
	Quando decidimos sobre o arranjo eletrônico em regiões com alta concentração de elétrons sobre o átomo central, não distinguimos entre pares ligantes e pares isolados, todas são regiões onde os elétrons estão concentrados.
	A figura abaixo mostra que as quatro regiões de alta densidade eletrônica no SO32- estarão bastante afastadas se adotarmos o arranjo tetraédrico.
	Todavia, a forma do íon é descrita pela localização dos átomos. Três das localizações tetraédricas estão ocupadas pelos átomos e uma é ocupada pelo par isolado. Se observarmos a figura abaixo, veremos que a forma do íon SO32- é de uma pirâmide trigonal. 
	Em resumo, todos os pares eletrônicos, sejam ligantes ou não, estão inclusos na descrição de um arranjo de elétrons. Todavia, somente a posição dos átomos são consideradas quando se descreve a forma de uma molécula.
	Também devemos ser capazes de trabalhar com os efeitos dos elétrons desemparelhados. Radicais como o NO2 têm um único elétron não ligante. Tal elétron está localizado em uma região com alta densidade eletrônica e é tratado como um par isolado na determinação da forma molecular.
Então, o NO2 tem um arranjo trigonal planar de suas regiões com alta concentração eletrônica (incuindo o elétron de N desemparelhado) e sua forma molecular é angular.
	Se uma molécula tem um par isolado ou um elétron desemparelhado no átomo central, os elétrons contribuem para o arranjo eletrônico que determina a forma da molécula, mas são ignorados na denominação de sua forma.
	Prevendo a forma de uma molécula com pares isolados:
	Preveja o arranjo eletrônico e a forma da molécula trifluoreto de nitrogênio, NF4.
	Desenhe a estrutura de Lewis e então decida como os pares ligantes e os pares isolados estão arranjados ao redor do átomo central (nitrogênio). Identifique a forma molecular a partir da aparência dos átomos com relação à Figura abaixo:
	A estrutura de Lewis do trifluoreto de nitrogênio é mostrada abaixo:
observamos que o átomo central de N tem quatro pares eletrônicos. De acordo com o modelo VSEPR, essas quatro regiões ricas em elétrons adotam um arranjo tetraédrico.
	Como um dos pares é isolado, espera-se que a molécula seja uma pirâmide trigonal. 
	Medidas espectroscópicas confirmam esta previsão.
	Até agora estamos tratando os pares isolados como equivalentes nas ligações, mas será que é realmente o caso?
	O íon SO32- apresenta a forma de pirâmide trigonal, devido à presença das quatro regiões com alta concentração eletrônica (as ligações e o par isolado), resultando em um arranjo tetraédrico ao redor do átomo S. Também podemos prever os ângulos OSO como sendo de 109,5o.
	No entanto, foi demonstrado de maneira experimental que seu ângulo de ligação é de 106o.
	De acordo com o modelo VSEPR, pares isolados devem ser tratados como tendo um efeito de repulsão maior que os pares ligantes. 
	Por que isto ocorre ainda é motivo de controvérsia. Uma possível explicação é que a nuvem eletrônica de um par ligante não poderia cobrir um volume tão grande, pois ela é atraída, simultaneamente, por dois átomos. 
	Qualquer que seja a explicação, o modelo VSEPR fornece os melhores resultados se considerarmos as forças de repulsão na seguinte ordem:
Par isolado-par isolado > par isolado-par ligante > par ligante-par ligante
	É melhor que um par isolado (Lone Pair – LP) ocupe uma posição mais afastada possível de outro. Também é melhor para os átomos que estão ligados ao átomo central estarem afastados dos pares isolados ainda que isto os aproxime de outros átomos.
	Assim, para explicar o ângulo de ligação do íon sulfito, AX3E. Os pares de elétrons adotam um arranjo tetraédrico, ao redor do átomo de S. No entanto, o par isolado exerce uma forte repulsão nos elétrons ligantes, forçando-os a juntarem-se um pouco. Como resultado, o ângulo OSO é reduzido do tetraedro regular, 109,5o para os 106o observados experimentalmente.
Teste 01: Preveja o arranjo eletrônico e a forma de uma molécula de NH3 e descreve a sua fórmula VSEPR (AXnEm).
	O arranjo eletrônico em uma molécula ou íon AX4E, como o IF4-, é de bipirâmide trigonal, incluindo um par isolado. Existem duas diferentes localizações possíveis para o par isolado. 
	Um par isolado axial encontra-se no eixo da molécula. Um par isolado equatorial encontra-se no equador da molécula. 
	Um par isolado axial repele fortemente três pares de elétrons, mas um par isolado equatorial repele fortemente somente dois pares. Desta forma, é melhor para um par isolado ser equatorial.
	Uma molécula AX4E2, que tem um arranjo octaédrico dos pares eletrônicos, dois dos quais são pares isolados. Os dois pares estarão o mais afastado possível um do outro, quando se encontrarem em posições opostas. Desta forma, os átomos ligados aos pares remanescentes se encontrarão em um plano apontando para os cantos de um quadrado, resultando em uma molécula planar.
Teoria da ligação de valência
	O modelo de Lewis para ligações químicas assume que cada par de elétrons ligantes está localizado entre dois átomos ligados. 
	No entanto sabemos, a partir da dualidade onda-partícula do elétron, que a localização de um elétron em um átomo não pode ser descrita em termos de uma posição precisa, mas sim em termos da probabilidade de o encontrarmos em algum lugar do espaço, definido pelo seu orbital.
	O mesmo princípio se aplica aos elétrons nas moléculas.
	A primeira descrição da ligação covalente desenvolvida em termos de orbitais atômicos é chamada teoria da ligação de valência, um modelo mecânico-quântico da distribuição dos elétrons em uma ligação que vai além da teoria de Lewis e do modelo VSEPR, fornecendo uma maneira de calcular numericamente os ângulos e comprimentos de ligações. 
As ligações sigma e pi
	Vamos começar com o H2 a molécula mais simples de todas. Imaginemos os dois átomos de hidrogênio que formam a molécula. Um único átomo de hidrogênio em seu estado fundamental consiste de um elétron no orbital 1s ao redor do núcleo. 
	Na teoria da ligação de valência supomos que, como dois átomos de hidrogênio se acercam, o par de elétrons 1s (descritos como (( conforme já vimos) e os orbitais atômicos se fundem em uma coisa só. A distribuição eletrônica resultante, em formato de salsicha, é denominada orbital molecular (. 
	Uma molécula de hidrogênio é mantida por uma ligação (. A fusão de dois orbitais atômicos é chamada sobreposição de orbitais. Um ponto que deve ficar sempre presente neste estudo é que, quanto maior for a sobreposição entre os orbitais, mais forte é a ligação.
	Ligações do tipo ( ocorrem nos haletos de hidrogênio. Por exemplo, as configurações eletrônicas do hidrogênio e do flúor são apresentadas abaixo. 
	Um elétron desemparelhado do átomo de flúor ocupa um orbital 2p e o do hidrogênio ocupa o orbital 1s.
	Esses dois elétrons se emparelharão quando os orbitais por eles ocupados se sobrepuserem, fundindo-se numa nuvem que se espalha sobre os dois átomos.
	Todas as ligações covalentes simples são ligações (.
	Um tipo diferente de ligação é encontrado na estrutura de uma molécula de nitrogênio, N2. Supondo o mesmo procedimento
anterior, vamos escrever as configurações atômicas, como mostrado abaixo:
	Existe um único elétron em cada um dos três orbitais 2p de cada átomo. 
	O problema de sobrepô-los encontra-se na distribuição espacial dos três orbitais p:
	Apenas um dos três orbitais (px, py, pz) pode se sobrepor como os orbitais s, formando uma ligação sigma. Os outros dois ficam em posição perpendicular e só podem se sobrepor lado a lado. Esta sobreposição resulta em uma ligação (, uma ligação onde os dois elétrons se encontram nos dois lóbulos, um de cada lado do eixo internuclear.
	Embora uma ligação ( apresente densidade eletrônica em cada lado do eixo internuclear, há somente uma ligação, com a nuvem de elétrons se apresentando em forma de dois lóbulos. 
	Em uma molécula com duas ligações (, como o N2, as densidades eletrônicas se fundem e os dois átomos aparecem rodeados por um cilindro de densidade eletrônica.
	Podemos generalizar a partir destes exemplos a descrição de uma espécie de ligação múltipla de acordo com a teoria de ligação de valência. 
	Uma ligação simples é uma ligação (
	Uma ligação dupla é uma ligação ( e uma (
	Uma ligação tripla é uma ligação ( e duas (.
A hibridização dos orbitais
	A teoria da ligação de valência não pode interpretar ligações de moléculas poliatômicas como metano, CH4, nem predizer os ângulos de suas ligações.
	Por exemplo, se tentarmos aplicar a teoria ao metano, iremos notar que o átomo de carbono tem quatro elétrons de valência. 
	No entanto, dois elétrons já se encontram emparelhados. Só dois orbitais 2p incompletos do átomo de carbono se encontram disponíveis para a ligação.
	A impressão que se tem é que o carbono pode só formar duas ligações e deve, necessariamente, ter valência 2. 
	Como sabemos que o carbono sempre tem valência 4, precisamos rever nossa descrição sobre a teoria da ligação de valência para podermos explicar este comportamento.
	O átomo de carbono poderá ter quatro elétrons desemparelhados se promovermos um elétron, isto é, se adicionarmos energia suficiente para excitar o elétron para um orbital de energia mais alta.
	Quando promovemos um elétron 2s para um orbital 2p vazio, obtemos a configuração:
	Sem a promoção, o carbono pode formar apenas duas ligações; após a promoção, poderá formar quatro. 
	A característica tetravalente do carbono é devida à pequena quantidade de energia utilizada na promoção de um átomo de carbono.
	A energia utilizada é pequena porque um elétron 2s é transferido de um orbital já ocupado para um orbital vazio, onde ele experimenta menor energia de repulsão com relação aos outros elétrons. 
	Esta energia é mais do que recuperada pela capacidade dos átomos de formarem quatro ligações. O nitrogênio, vizinho do carbono, não pode utilizar a promoção para elevar o número de ligações porque esta promoção não aumentaria o número de elétrons desemparelhados.
	Ainda não explicamos a forma tetraédrica do metano e suas quatro ligações idênticas. 
	Neste ponto, aceitamos como verdadeiro o fato de a promoção do elétron poder resultar em dois tipos de ligação, uma resultante da sobreposição entre um orbital 1s do hidrogênio e um orbital 2s do carbono e três ligações a mais, resultantes da sobreposição dos orbitais 1s do hidrogênio com cada um dos três orbitais 2p do carbono. A sobreposição com os orbitais 2p deveria resultar em três ligações ( ortogonais (a 90o) entre si. 
	Para melhorar ainda mais nosso modelo, devemos visualizar os orbitais s e p como ondas de densidades eletrônicas centradas no núcleo do átomo. Como ondas na água, os quatro orbitais interferem entre si, produzindo novos arranjos nos pontos de intersecção. Estes novos arranjos são chamados orbitais híbridos. 
	Os quatro orbitais híbridos são idênticos entre si, exceto que eles estão apontados para os quatro vértices de um tetraedro, como mostrado abaixo.
	Cada orbital tem um nó perto do núcleo e um pequeno rabo do outro lado onde os orbtais s e p não se cancelam completamente. 
	Estes quatro orbitais híbridos são chamados híbridos sp3 porque são formados a partir de um orbital s e três p.
	Em um diagrama de energia de orbitais, representamos a hibridização como a formação de quatro orbitais de igual energia, intermediária entre as energias dos orbitais s e p.
	Agora temos condições de explicar as ligações que ocorrem em uma molécula de metano. Um elétron desemparelhado ocupa cada orbital híbrido sp3 do carbono. Cada um destes quatro elétrons pode se ligar a um elétron do orbital 1s do hidrogênio. As sobreposições entre os orbitais formam quatro ligações (. 
	Como os orbitais híbridos apontam para os cantos de um quadrado, as ligações ( que eles formam também apontam na direção dos cantos de um tetraedro. Todas as quatro ligações são idênticas pois são formadas pela mistura dos mesmos orbitais atômicos. 
A hibridização
nas moléculas mais complexas
	Podemos utilizar a hibridização na descrição de ligações em moléculas onde não há apenas um átomo central, estudando um átomo de cada vez. 
	Por exemplo, no etano tem dois átomos centrais. De acordo com o modelo VSEPR, os quatro pares de elétrons, ao redor de cada átomo de carbono, assumem um arranjo tetraédrico. Este arranjo sugere uma hibridização sp3 dos átomos de carbono, como mostrado anteriormente.
	Cada átomo de C tem um elétron desemparelhado em cada um de seus quatro orbitais híbridos sp3, podendo então formar quatro ligações ( dirigidas aos cantos de um tetraedro regular. 
	A ligação C-C é formada pelo emparelhamento dos spins dos elétrons, um de cada orbital híbrido sp3 de cada átomo de C. Chamamos esta ligação de ((C2sp3, C2sp3) para representar a sua composição.
	Cada ligação C-H é formada pelo emparelhamento de spins de um elétron em um orbital híbrido sp3 remanescente com um elétron presente no orbital 1s de um átomo de H (representado com H1s). Estas ligações são representadas como ((C2sp3H1s).
	Algumas moléculas, como amônia, têm um par isolado de elétrons no átomo central. De acordo com o modelo VSEPR, os quatro pares de elétrons presentes na molécula de NH3 assumem um arranjo tetraédrico. Então descrevemos o átomo de nitrogênio em termos de quatro orbitais híbridos sp3. Como o nitrogênio tem cinco elétrons de valência, um destes orbitais híbridos estará duplamente ocupado.
	Os elétrons 1s dos três átomos de hidrogênio se emparelham com os três desemparelhados nos orbitais híbridos sp3 remanescentes. Estes emparelhamentos e sobreposições resultam na formação de três ligações ( N-H.
	Utilizamos diferentes hibridizações para descrever diferentes arranjos de pares de elétrons. Por exemplo, para explicar um arranjo trigonal planar, misturamos um orbital s com dois orbitais p e então produzimos três orbitais híbridos sp2. Eles apontam na direção dos cantos de um triangulo eqüilátero. 
	Um arranjo linear requer dois orbitais híbridos, então misturamos um orbital s com um orbital p para obtermos dois orbitais híbridos sp. 
	A tabela abaixo apresenta resumidamente a relação entre o arranjo de elétrons e o tipo de hibridização. Não importa quantos orbitais atômicos são misturados, o número de orbitais híbridos é sempre o mesmo que o número de orbitais atômicos iniciais. Então, N orbitais atômicos produzem N orbitais híbridos.
	Alguns dos esquemas de hibridização da Tabela acima fazem uso de um orbital 1d. Utilizamos orbitais d quando um átomo central tem que acomodar cinco ou mais pares de elétrons, tal como no PCl5. Para explicar um arranjo de bipiramide trigonal de cinco pares de elétrons, podemos utilizar tanto um orbital d como os orbitais s e p do átomo. Os cinco orbitais resultantes são chamados orbitais híbridos sp3d. 
	São necessários seis orbitais para acomodar os seis pares de elétrons ao redor do átomo em um arranjo octaédrico, como no SF6
e XeF4. Conforme a tabela, são utilizados dois orbitais d em adição aos orbitais s e p, originando seis orbitais híbridos sp3d2.
Ligações dos hidrocarbonetos
	Existem muito mais compostos de carbono do que todos os outros elementos juntos. Embora o carbono não seja o único elemento a formar ligações múltiplas, ele é único no sentido das múltiplas formas com que pode se ligar a ele mesmo, formando cadeias e anéis de átomos de carbono, que se constituem na espinha dorsal dos compostos orgânicos.
	A teoria de valência explica as ligações dos hidrocarbonetos metano e etano. O mesmo padrão se aplica às ligações ( que ocorrem nos alcanos e nos hidrocarbonetos poliméricos como o polietileno. Os ângulos de ligações dos alcanos são próximos do ângulo tetraédrico 109,5o, que corresponde à hibridização sp3.
	Como as ligações ( são formadas pela sobreposição final-final, dois átomos ligados por uma ligação (, junto com seus grupos a eles unidos, podem rodar um em relação ao outro, com os gupos metila (-CH3) rodando como hélices.
	Para descrever as ligações duplas carbono-carbono dos alcenos, utilizamos o modelo fornecido para o eteno, CH2=CH2. Sabe-se que todos os seis átomos do eteno estão localizados em um mesmo plano, com ângulos de ligação de 120o para as ligações H-C-H e C-C-H. Este ângulo sugere um arranjo trigonal planar e hibridização sp2 para cada átomo de C.
	Um elétron em cada um dos orbitais híbrido do átomo de C está disponível para ligação; o quarto elétron de valência de cada átomo de C ocupa o orbital 2p não hibridizado, posicionando-se perpendicularmente ao plano formado pelos híbridos. 
	Os dois átomos de carbono formam uma ligação ( por sobreposição entre um orbital híbrido sp2 de cada átomo. Os átomos de H formam ligações ( com os lóbulos remanescentes dos híbridos sp2. Este arranjo dos orbitais deixa os elétrons dos dois orbitais 2p não hibridizados livres para se ligar e formar uma ligação ( por sobreposição lateral. É importante notar que a densidade de elétrons da ligação ( encontra-se acima e abaixo do eixo C-C da ligação (.
	Na molécula de benzeno, os átomos de C e os átomos de H a eles ligados, estão todos posicionados no mesmo plano. Para descrever as ligações da estrutura da molécula, necessitamos orbitais híbridos que formem ângulos de ligação de 120o entre si, no anel hexagonal. Portanto, consideramos cada átomo sp2 hibridizado, como no eteno.
	Existe um elétron em cada um dos três orbitais híbridos e um elétron em um orbital 2p não hibridizado, perpendicular ao plano dos híbridos.
	O anel formado pela sobreposição dos orbitais híbridos Csp2 resulta em orbitais 2p de carbono não hibridizados próximos entre si. 
	Se somente uma das estruturas de Kekulé estivesse correta, o orbital 2p em cada átomo de C se sobreporia lateralmente com um dos seus vizinhos para formar uma ligação ( com este átomo, com somente uma ligação ( com o outro átomo de carbono vizinho.
	No entanto, a estrutura real da molécula de benzeno é um híbrido de ressonância dos dois padrões alternativos de ligações nas duas estruturas de Kekulé. As seis ligações C-C que compõem o anel são idênticas e os elétrons das ligações ( estão espalhados por todo o anel.
	Agora consideremos os alcinos, hidrocarbonetos com ligações triplas. A estrutura de Lewis da molécula linear etino (acetileno) é
H-C(C-H.
	Para descrever as ligações em uma molécula linear é preciso o esquema de hibridizações que produza dois orbitais equivalentes de 180o entre si; esta hibridização é a sp. 
	Cada átomo de C tem um elétron em cada um de seus dois orbitais híbridos sp e um elétron em cada um de seus dois orbitais perpendiculares 2p não hibridizados.
	Os elétrons de um orbital híbrido sp de cada C se emparelham e formam uma ligação ( carbono-carbono. Os elétrons remanescentes dos orbitais híbridos sp se ligam aos elétrons 1s do hidrogênio para formar duas ligações ( carbono-hidrogenio. 
	Os elétrons nos orbitais perpendiculares 2p sd emparelham com uma sobreposição lateral, formando duas ligações ( a 90o. Como na molécula do N2, a densidade eletrônica nas ligações ( formam um cilindro ao redor do eixo de ligação C-C. 
	Ligações múltiplas são formadas quando um átomo forma uma ligação ( com o uso de um orbital híbrido e uma ou mais ligações ( com o emprego de orbitais não hibridizados
Teoria do Orbital Molecular
	A teoria da ligação de valência não pode explicar as propriedades de algumas moléculas. 
	Por exemplo, a descrição de Lewis para o O2 é O=O, com todos os elétrons emparelhados. No entanto, o O2 é uma substância paramagnética e o paramagnetismo é uma propriedade dos elétrons desemparelhados. 
	Desta forma, o magnetismo do O2 contradiz as duas descrições da molécula, tanto a de Lewis quanto a da ligação de valência.
	O enfoque de Lewis também falha na descrição do composto diborano, B2H6, um gás incolor que, em contato com o ar, se inflama. 
	O problema é que o diborano tem somente 12 elétrons de valência (3 em cada átomo de boro e 1 de cada átomo de hidrogênio), mas para uma estrutura de Lewis seriam necessárias 7 ligações, ou seja, 14 elétrons, para ligar os 8 átomos. 
	O diborano é um exemplo de um composto deficiente em elétrons.
	O desenvolvimento da teoria do orbital molecular, no final dos anos 20, permitiu que todas estas dificuldades fossem superadas. 
	Ela explica porque o par de elétrons é tão importante e prevê que o oxigênio é paramagnético. Ela também explica compostos deficientes em elétrons, tais como os hidretos de boro.
Os orbitais moleculares
	A principal diferença entre a teoria de ligação de valência e a teoria do orbital molecular é que a primeira assume, como proposta de Lewis, que os elétrons, em uma ligação, estão localizados entre os dois átomos ligados, enquanto a teoria do orbital molecular assume que os elétrons pertencem à molécula como um todo. 
	Pela teoria do orbital molecular, os elétrons ocupam orbitais chamados orbitais moleculares, que se espalham por toda a molécula.
	Orbitais moleculares são construídos a partir da adição conjunta – o termo técnico é superposição – de orbitais atômicos pertencentes à camada de valência dos átomos presentes na molécula. Por exemplo, um orbital molecular para H2 é:
(= (A1s + (B1s
onde (A1s é um orbital 1s centrado em um átomo (A) e (B1s é um orbital 1s centrado no outro átomo (B). Este orbital molecular é chamado de combinação linear de orbitais atômicos (LCAO – linear combination of atomic orbitals). Qualquer orbital molecular formado a partir da superposição dos orbitais atômicos é chamado um LCAO-MO.
	O LCAO-MO da equação acima tem energia menor do que qualquer um dos orbitais atômicos empregados em sua construção. Os dois orbitais atômicos são como ondas centradas em núcleos diferentes. Entre os núcleos, as ondas interferem positivamente entre si, no sentido que a amplitude total da função de onda aumenta no local onde ocorre a sobreposição. 
	O aumento da amplitude na região internuclear indica que existe uma grande probabilidade de encontrarmos o elétron no orbital em regiões onde possa interagir com os dois núcleos.
	Como um elétron que ocupa um orbital molecular é atraído por ambos os núcleos, possui uma energia menor do que quando está confinado ao orbital atômico de um átomo.
	A combinação de orbitais atômicos que resulta em uma diminuição da energia total é chamada orbital ligante.
	Quando N orbitais atômicos se sobrepõem, formam N orbitais moleculares. Para o hidrogênio molecular, onde os orbitais moleculares são construídos a partir da combinação linear de dois orbitais atômicos, são esperados dois orbitais moleculares. No segundo orbital molecular, os dois orbitais atômicos interferem de maneira destrutiva no local onde se sobrepõem. Este orbital tem a forma:
( = (A1s - (B1s
O sinal negativo indica que a amplitude
(B1s é subtraída da amplitude (A1s na região onde ocorre a sobreposição.
	A superfície nodal surge onde os orbitais atômicos se cancelam completamente.
	A probabilidade de um elétron se encontrar na superfície nodal é 0. Assim, o elétron, nesta região, deve possuir energia mais alta que a dos orbitais atômicos sozinhos. A combinação de orbitais atômicos que resulta em um aumento de energia total é chamado de orbital antiligante.
	A energia relativa entre o orbital atômico original e os orbitais moleculares ligante e antiligante são representados na forma de diagramas de níveis de energia do orbital molecular, como representado abaixo.
As configurações eletrônicas
de moléculas diatômicas
	No H2, dois orbitais atômicos 1s (um em cada átomo) se fundem para formar dois orbitais moleculares. Nó os denominamos orbital ligante 1s( e orbital antiligante 1s(*. 
	Dois elétrons, um proveniente de cada átomo de H estão disponíveis. Ambos ocupam o orbital ligante (de menor energia), resultando na configuração 1s(2. 
	Agora fica evidente o papel do par de elétrons na formação das ligações. É o mesmo que na ocupação dos orbitais atômicos (regra de Hund).
	Vamos estender estes conceitos para os integrantes do Período 2 da Tabela Periódica. 
	O primeiro passo é construir o diagrama de energia dos orbitais moleculares a partir dos orbitais atômicos da camada de valência fornecidos pelos átomos. 
	Como os átomos do Período 2 têm orbitais 2s e 2p em suas camadas de valência, construímos os orbitais moleculares a partir da sobreposição desses orbitais. 
	Existe um total de oito orbitais atômicos (um s e três p para cada átomos), então, podemos esperar construir oito orbitais moleculares. 
	Os dois orbitais s se sobrepõem para formar dois orbitais moleculares em forma de salsicha, um ligante (orbital 2s() e outro antiligante (orbital 2s(*), análogos aos do hidrogênio.
	Os três orbitais 2p de cada átomo vizinho podem sobrepor-se de duas maneiras distintas. Os dois orbitais 2p que estão diretamente direcionados ao longo do eixo internuclear formam um orbital ligante ( (2p() e um orbital antiligante (* (2p(*) onde se sobrepõem. 
	Os dois orbitais 2p que são perpendiculares ao eixo internuclear se sobrepõem lado-a-lado de maneira a formar orbitais ( ligante e antiligante. 
	Como existem dois orbitais perpendiculares 2p em cada átomo, dois orbitais ligantes 2p( e dois antiligantes 2p(* são formados a partir de suas sobreposições. 
	Uma vez conhecidos quais orbitais moleculares estão disponíveis, poderemos construir a configuração do estado fundamental das moléculas usando o princípio de construção. 
	Por exemplo, consideremos o N2. Como ele pertence ao Grupo 15, cada átomo fornece cinco elétrons de valência. Um total de 10 elétrons deve ser colocado nos orbitais moleculares da Figura acima.
	Dois elétrons preencherão o orbital 2s(. Os próximos dois preencherão o 2s(*. Na seqüência de ocupação, estão os dois orbitais 2p(, que podem acomodar um total de quatro elétrons. Os dois últimos elétrons ocupam, então, o orbital 2p(.
	A configuração do estado fundamental então é a seguinte:
N2: (2s()2(2s(*)2(2p(x)2(2p(y)2(2p(z)2
	Esta descrição do orbital molecular N2 parece diferente do descrito por Lewis (N(N). No entanto, apresentam uma relação muito próxima. Isto pode ser observado a partir da definição de ordem de ligação na teoria dos orbitais moleculares como o numero liquido de ligações, obtidas a partir do cancelamento que ocorre entre ligantes e antiligantes.
Ordem de ligação = ½(B-A)
Onde B é o número de elétrons presentes nos orbitais moleculares ligantes e A nos orbitais antiligantes. 
	Para o N2, existem oito elétrons nos orbitais ligantes e dois nos antiligantes. Então, a ordem de ligação é ½(8-2) = 3. Devido à ordem ser 3, o N2 tem, efetivamente, três ligações entre os átomos de nitrogênio, como sugerido pela estrutura de Lewis.
�PAGE �
�PAGE �10�