Universidade Federal do Tocantins

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1 Universidade Federal do Tocantins Ligação Covalente e Geometria Molecular: Teoria do Orbital Molecular (TOM) enicolau@uft.edu.br Blog: profedenilsonniculau.wordpress.com Prof. Dr. Edenilson dos Santos Niculau

2 2 Teoria do Orbital Molecular (TOM) Diagrama de níveis de energia do orbital molecular e configuração eletrônica de uma molécula diatômica simples (H 2 ) Passo 1: Os elétrons são acomodados inicialmente no orbital molecular de mais baixa energia e depois em níveis de energia maior; Energia Passo 2: Princípios de exclusão de Pauli Cada orbital acomoda dois elétrons. ΔE dese. Passo 3: Se mais de um orbital de mesma energia estiver disponível, os elétrons ocupam um a um adotando spins desemparelhados (Regra de Hund). ΔE est.

3 3 Teoria do Orbital Molecular (TOM) Configuração eletrônica de moléculas diatômicas (exercício) A molécula de He 2 existe?

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5 5 À medida que a ordem de ligação aumenta, o comprimento de ligação diminui. À medida que a ordem de ligação aumenta, a energia de ligação aumenta.

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7 Energia Teoria do Orbital Molecular (TOM) A molécula de He 2+ existe? s* 1s 1s 1s OA de He s 1s OM de He 2 + OA de He + ordem de ligação (O. L) He 2+ = 2-1/2 = 1/2 (existe) 7

8 A molécula de H 2+ existe? 8 O. L= 1/2(1-0) = 1/2 s H 2+ existe 1s OA de H s OM de H 2 + 1s OA of H + Configuração é: (s 1s ) 1

9 9 Teoria do Orbital Molecular (TOM) A molécula de H 2- existe? O. L= 1/2(2-1) = 1/2 s H 2- existe 1s 1s OA de H OA de H - s OM of H 2 - Configuração é: (s 1s ) 2 (s 2s ) 1

10 Energia Teoria do Orbital Molecular (TOM) s* 2s Orbitais moleculares para Li 2 e Be 2 s* 2s 2s 2s 2s 2s Li 2 Be 2 s 2s s 2s s* 1s s* 1s 1s 1s 1s 1s s 1s Li 2 O. L= 1 (é observado) s 1s Be 2 O. L = 0 (não observado) 10

11 11 Orbitais moleculares para Li 2 e Be 2 Cada orbital 1s se combina a outro orbital 1s para fornecer um orbital s 1s e um s * 1s, ambos dos quais estão ocupados (já que o Li e o Be têm configurações eletrônicas 1s 2 ). Cada orbital 2s se liga a outro orbital 2s, para fornecer um orbital s 2s e um orbital s * 2s. As energias dos orbitais 1s e 2s são suficientemente diferentes para que não haja mistura cruzada dos orbitais (i.e. não temos 1s + 2s).

12 12 Orbitais moleculares para Li 2 e Be 2 Existe um total de seis elétrons no Li 2 : 2 elétrons no s 1s 2 elétrons no s * 1s 2 elétrons no s 2s e 0 elétrons no s * 2s Uma vez que os AOs 1s estão completamente preenchidos, s 1s e s* 1s estão preenchidos. Geralmente ignoramos os elétrons mais internos nos diagramas de OM.

13 13 Orbitais moleculares para Li 2 e Be 2 Existe um total de 8 elétrons em Be 2 : 2 elétrons no s 1s ; 2 elétrons no s * 1s; 2 elétrons no s 2s ; e 2 elétrons no s * 2s. Uma vez que a ordem de ligação é zero, o Be 2 não existe.

14 14 Orbitais moleculares a partir De orbitais atômicos 2p Existem duas formas nas quais dois orbitais p se superpõem: frontalmente, de forma que o OM resultante tenha densidade eletrônica no eixo entre os núcleos (por ex., o orbital do tipo s); lateralmente, de forma que o OM resultante tenha densidade eletrônica acima e abaixo do eixo entre os nucleos (por ex., o orbital do tipo ).

15 15 Orbitais moleculares a patir de orbitais atômicos 2p Os seis orbitais p (dois conjuntos de 3) devem originar seis OMs: s, s *,, *, e * Conseqüentemente, há um máximo de 2 ligações que podem vir de orbitais p. As energias relativas desses seis orbitais podem mudar.

16 C 2p z 2p z 16

17 17 Configurações eletrônicas para B 2 até Ne 2 Os orbitais 2s têm menos energia do que os orbitais 2p, logo, os orbitais s 2s têm menos energia do que os orbitais s 2p. Há uma superposição maior entre orbitais 2p x (eles apontam diretamente na direção um, do outro) daí o OM s 2p tem menos energia do que os orbitais 2p. Similarmente, o OM s * 2p tem maior energia do que os orbitais * 2p. Os orbitais 2p e * 2p são duplamente degenerados.

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19 19 Configurações eletrônicas para B 2 até Ne 2 À medida que o número atômico aumenta, é mais provável que um orbital 2s em um átomo possa interagir com o orbital 2p no outro. Quando a interação 2s-2p aumenta, o OM s 2s diminui em energia e o orbital s 2p aumenta em energia. Para o B 2, o C 2 e o N 2 o orbital s 2p tem maior energia do que o 2p (interação 2s-2p grande) Para o O 2, o F 2 e o Ne 2 o orbital s 2p tem menor energia do que o 2p (interação 2s-2p pequena)

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21 Configurações eletrônicas para B 2 até Ne 2 Interação 2s-2p pequena interação 2s-2p grande Diagrama de enegia OM para O 2, F 2, e Ne 2 Diagrama de energia OM para B 2, C 2, e N 2 AO OM AO AO OM AO 21

22 Configurações eletrônicas para B 2 até Ne 2 À medida que a ordem de ligação aumenta, o comprimento de ligação diminui. À medida que a ordem de ligação aumenta, a energia de ligação aumenta. 22

23 23 Teoria do Orbital Molecular (TOM) Definição HOMO e LUMO LUMO: Orbital molecular desocupado mais baixo do inglês LUMO: Lowest Unoccupied Molecular Orbital HOMO: Orbital molecular ocupado mais alto, ou seja, ocupado por pelo menos 1 elétron do inglês HOMO: Highest Occupied Molecular Orbital

24 24 Configurações eletrônicas e propriedades moleculares Dois tipos de comportamento magnético: paramagnetismo (elétrons desemparelhados na molécula): forte atração entre o campo magnético e a molécula; COLORIDOS diamagnetismo (sem elétrons desemparelhados na molécula): fraca repulsão entre o campo magnético e a molécula. INCOLOR O comportamento magnético é detectado determinando-se a massa de uma amostra na presença e na ausência de campo magnético:

25 Referências sugeridas para o aluno BROWN, T. L.; LeMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química : A ciência central. Tradução de Robson Mendes Matos. 9. ed. São Paulo : Person Prentice Hall, ATKINS, P.; JONES, J. Princípios de Química. Tradução de Ricardo Bicca de Alencastro. 3. ed. Porto Alegre: BOOKMAN, p. 3. LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. 5 ed. São Paulo: Edgard Blucher, CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química, 11ª ed, MacGrall-Hill Education, RUSSEL, J.B. Química Geral, MacGrall-Hill Ltda. São Paulo.