Química Inorgânica 03 - Teoria dos Orbitais Moleculares - TOM

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Química
Inorgânica
Teoria dos Orbitais Moleculares
TOM
· Modelos atômicos eram criados para corrigir erros dos precedentes.
· A TOM surge para explicar dados experimentais falhos na teoria da hibridização.
1- Problemas com a Estutura de Lewis
1.1- Paramagnetismo da molécula de oxigênio (O2) 
· Moléculas paramagnéticas: espécies que possuem elétrons desemparelhados.
· Moléculas diamagnéticas: espécies onde todos os elétrons estão emparelhados.
· Moléculas que têm elétrons emparelhados (diamagnéticas) não são atraídas por ímãs, pois com o spin (um elétron roda para um lado e o outro elétron roda para o outro), o campo magnético é anulado.
· Moléculas paramagnéticas são atraídas por ímãs, pois não tem outro elétron anulando seu campo magnético.
· Segundo a estrutura de Lewis do gás oxigênio (O2), ele é uma molécula diamagnética, mas experimentalmente observa-se que ele é uma molécula paramagnética (é atraído pelo íma).
1.2- Molécula de Diborano (B2H6)
· É uma molécula muito estável usada na fabricação de vidros temperados.
· Não há estrutura de Lewis que explique esta molécula.
1.3- Estruturas de Ressonância
· O benzeno possui duas estruturas de ressonância, pois a localização das ligações duplas estão mudando constantemente.
· A ordem de ligação é 1,5 e na estrutura de Lewis não há representação para isso.
2- Teoria da Ligação de Valência
· A teoria da ligação de valência diz que os elétrons que compõem uma ligação química estão entre os átomos
· Orbitais atômicos semi-preenchidos sobrepõe-se para formar ligações.
2- Teoria do Orbital Molecular
· Surge como um modelo aprimorado de ligação química com a finalidade de explicar propriedades moleculares.
· Os elétrons de valência são deslocalizados e em orbitais (chamados orbitais moleculares) que se espalham pela molécula inteira.
· Os orbitais atômicos deixam de existir, se transformando em orbital molecular.
2.1- Diagrama de Nível de Energia
· Em uma molécula os orbitais atômicos se combinam gerando um número igual de orbitais moleculares.
· Orbitais moleculares com menor energia que os orbitais atômicos são chamados de orbitais ligantes. Os orbitais moleculares com maior energia que os orbitais atômicos são chamados orbitais antiligantes.
· CLOA: Combinação linear de orbitais atômicos
· O orbital ligante é resultado da soma dos orbitais atômicos, com essa soma e a reorganização da densidade eletrônica, é possível que haja elétrons entre os núcleos, isso estabiliza o orbital e faz com que ele tenha energia baixa.
· O orbital anti-ligante é resultado da subtração dos orbitais atômicos e quando são subtraídos, se cancelam em um plano situado entre os núcleos fazendo com que não haja elétrons entre os núcleos (nó), por isso ele possui energia alta (instável) e prejudica a ligação química.
· Ordem de Ligação: número de elétrons ligantes – números de elétrons anti-ligantes / 2. Quando a ordem de ligação é 0, a molécula não existe.
· Quanto mais estável for o orbital molecular ligante, menos estável será o correspondente anti-ligante. (se um estabiliza 50kcal, o outro desestabiliza 50kcal)
· O diagrama nos orbitais P com a organização simétrica é verdadeiro para elementos químico da família do oxigênio, flúor e neônio (não inclui o hélio). Para as famílias do boro, carbono e nitrogênio, se inverte a ordem no orbital p: pi 2p -> sigma 2p -> pi* 2p -> sigma* 2p. Com isso os orbitais sigma 2p ficam de maior energia. Isso acontece porque para boro, carbono e nitrogênio, o orbital sigma 2s é muito próximo em energia do orbital 2p, com isso ele repele o orbital sigma 2p, fazendo com que sua energia aumente. O orbital pi 2p não altera sua energia. Para oxigênio, flúor e neônio a diferença de energia é maior e portanto não há essa repulsão.
· Quando fazer o diagrama com átomos diferentes não se deve colocá-los no mesmo nível, porque são átomos diferentes, cada um terá sua energia.
· Os orbitais do flúor são mais estáveis, por isso têm energia mais baixa do que do hidrogênio.
· Orbitais conseguem interagir
- Quando têm energias similares.
- Quando possuem geometria favorável. (1 orbital s interage com apenas um dos orbitais p)
· LUMO: Orbital não ocupado de mais baixa energia.
· HOMO: Orbital ocupado de mais alta energia.
· O homo e o lumo estão centrados nos elementos que tem maior similaridade energética.
· Quando uma molécula doa elétrons doa pelo orbital HOMO. O átomo que tem maior similaridade energética com o homo é a que vai doar os elétrons.
· Quando uma molécula recebe elétrons recebe pelo orbital LUMO. O átomo que tem maior similaridade energética com o lumo é a que vai doar os elétrons.