TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES -TOM

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1 TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES -TOM

2 TOM - Importância - Elucidar alguns aspectos da ligação não explicados pelas estruturas de Lewis, pela teoria da RPENV e pela hibridização. - Exemplo: Por que o O 2 interage com um campo magnético? A estrutura de Lewis para a molécula de O 2 é (:Ö::Ö:). N O C Um dos primeiros triunfos da TOM foi a sua capacidade de mostrar que a molécula de O 2 é paramagnética. (Sua configuração eletrônica mostra que ele tem dois elétrons desemparelhados).

3 TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES - TOM Nas moléculas, os elétrons encontram-se nos orbitais moleculares assim como nos átomos, os elétrons são encontrados nos orbitais atômicos. Orbitais atômicos na molécula se combinam e se espalham por vários átomos ou até mesmo por toda a molécula. O número total de orbitais moleculares é sempre igual ao número de orbitais atômicos que os compõem. Os cálculos da mecânica quântica para a combinação dos OAs originais consistem em: 1) uma adição das funções de onda dos OA; 2) uma subtração das funções de onda dos OA.

4 CARACTERISTICAS DOS ORBITAIS MOLECULARES - OM - Podem ser construídos como uma combinação linear de OA (CLOA). - Energias definidas. - Princípio de exclusão de Pauli: cada OM pode ser ocupado por até dois elétrons. - Se dois elétrons estão presentes, então seus spins devem estar emparelhados ( ). - Quando dois OA equivalentes se combinam (Ex: 1s + 1s), eles sempre produzem um orbital ligante e um antiligante.

5 Formação de OMs ligante antiligante pela adição e subtração de OAs

6 Combinação de 2 OAs 1s para formar 2 OMs σ s * OM formado pela subtração das funções de onda. σ s OM formado pela adição das funções de onda de dois orbitais s.

7 Representação dos 3 orbitais p x, p y e p z A combinação de dois orbitais p pode produzir resultados diferentes, dependendo de quais orbitais p são usados.

8 Representação dos 5 orbitais d

9 Combinação de 2 OAs p x para formar 2 OMs Dois OAs 2p x se sobrepõem formando um OM ligante (σ x ) e um OM antiligante (σ x *). Esses orbitais também são classificados como σ porque são simétricos ao redor do eixo de ligação. O índice subscrito x é usado para indicar que eles originaram de orbitais p x.

10 Exemplos de superposição negativa e positiva de OAs

11 Formação de OMs Quando dois OAs 2p y (ou 2 OAs 2p z ) se sobrepõem através do eixo X, para formar 2 OMs, eles o fazem lado a lado, formando OMs y e y * ( z e z * ).

12 Energias relativas dos OMs x, y e z Molécula diatômica homonuclear A energia do orbital molecular antiligante é sempre maior do que a do orbital ligante.

13 Preenchimento dos orbitais moleculares Na distribuição eletrônica, os elétrons são adicionados a partir da base do diagrama para cima, para os orbitais de maior energia. A molécula mais simples é a de H 2. Os dois elétrons 1s vão constituir um par (de spins opostos) no orbital σ s (ligante) da molécula. Este par constitui uma ligação simples. A configuração eletrônica da molécula de hidrogênio pode ser escrita como (σ s ) 2.

14 Diagrama de níveis de energia de OMs da molécula de H 2

15 Diagrama de níveis de energia de OMs da molécula de He 2 A molécula de He 2 pode existir???

16 A molécula de He 2 pode existir? A configuração eletrônica no estado fundamental na molécula de He 2 deveria ser (σ s ) 2 (σ s *) 2. Devido ao fato de que σ s * (antiligante) está agora preenchido e seu efeito desestabilizador cancela o efeito estabilizador do orbital σ s, não há força de atração entre os átomos de hélio devido ao número igual de elétrons ligantes e antiligantes e, assim, a molécula de He 2 não existe.

17 Ordem de Ligação (OL) na TOM O valor da OL indica o n de ligações feitas entre dois átomos. OL = n de elétrons ligantes - n de elétrons antiligantes 2 OL H 2 = 2 0 = 1 2 OL He 2 = 2 2 = 0 2 Diagrama de níveis de energia do OM para H 2 e de He 2.

18 Preenchimento do diagrama de OM para Li 2. Moléculas diatômicas do segundo período - Moléculas diatômicas homonucleares (Li 2 e Be 2 ). - Após o preenchimento completo de 2 OMs s formados a partir dos orbitais 1s, passa-se para os 2 OMs formados a partir dos orbitais 2s. OL Li 2 = 4 2 = 1 2 configuração de Li 2 pode ser escrita como: K K (σ s ) 2

19 Moléculas diatômicas do segundo período Be 2 8 elétrons Situação semelhante à do He 2 OL Be 2 = 4 4 = 0 2 OL = zero: Be 2 não existe Preenchimento do diagrama de OM para Be 2.

20 Demais moléculas diatômicas homonucleares do segundo período Sequência: B 2, C 2, N 2, O 2, F 2, Ne 2. OMs: orbitais σ e π (ligantes e antiligantes). Dificuldade: B 2 ao N 2 : energia relativa dos orbitais π y e π z < σ x. O 2 até Ne 2 : energia relativa dos orbitais π y e π z > σ x. Mudança na sequência de energias dos OMs entre N 2 e O 2 : π y e π z têm algum caráter s. O caráter s nesses orbitais decresce à medida que a carga cresce no período. Por causa disso a energia de σ s fica abaixo da energia de π y e π z no O 2.

21 Energias dos OMs para B 2 C 2 e N 2 Energia orbitais π y e π z < σ x Energias dos OMs para O 2 F 2 e Ne 2 Energia orbitais π y e π z > σ x