Princípios da Mecânica ondulatória. Funções de onda atômicas são somadas para obter funções de onda moleculares

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1 Princípios da Mecânica ondulatória Funções de onda atômicas são somadas para obter funções de onda moleculares Se as funções de onda resultantes se reforçam mutuamente, é formado um tipo de orbital chamado de ligante. Se as funções de onda resultantes se cancelam mutuamente, é formado um outro tipo de orbital chamado de antiligante.

2 Há a formação de uma região de alta densidade eletrônica entre os dois núcleos. Amplitudes of wave functions subtracted. Há a formação de um nó entre os dois núcleos.

3 Ligações covalentes Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) Exemplo: A formação dos OM do H 2.

4 Ligações covalentes Tipos de OM

5 Ligações covalentes Representação das energias dos OM Diagramas de níveis de energia do H 2 e He 2 (molécula hipotética).

6 Ligações covalentes Ordem de Ligação (OL) de OM Para moléculas simples, a OL informa a quantidade de ligações efetuadas entre dois átomos. OL=1/2 (número de e- ligantes número de e- antiligantes) Assim, OL = 1 (ligação simples) ; OL = 2 (ligação dupla) ; OL = 3 (ligação tripla) Para moléculas com número ímpar de e-, OL iguais a ½; 3/2 ou 5/2 são possíveis. A OL do H 2 é 1 e do He 2 é zero, confirmando ser o He 2 uma molécula hipotética, do ponto de vista da TOM.

7 Ligações covalentes Orbitais Moleculares Moléculas diatômicas homonucleares do segundo período Os átomos do segundo período têm orbitais de valência 2s e 2p; precisamos considerar como eles interagem para formar OMs, segundo as regras seguintes: 1. O número de OMs formado é igual ao número de AO combinados; 2. Cada OM formado pode acomodar, no máximo, dois e-, com seus spins emparelhados (Princípio da Exclusão de Pauli); 3. Quando os OMs de mesma energia são ocupados, um e- entra em cada orbital (com o mesmo spin) antes de ocorrer o emparelhamento (regra de Hund).

8 Ligações covalentes Orbitais Moleculares Moléculas diatômicas homonucleares do segundo período OM do Li 2 e Be 2 OL (Li 2 ) = ½ (4-2) = 1 (Ligação simples entre os dois Li) OL (Be 2 ) = ½ (4-4) = 0 (O Be 2 não existe, pela TOM)

9 Ligações covalentes Orbitais Moleculares Moléculas diatômicas homonucleares do segundo período OM a partir de OA 2p Os orbitais π 2p e π 2p * são duplamente degenerados. Diagrama que pode ser aplicado a O 2, F 2 e Ne 2.

10 Ligações covalentes Orbitais Moleculares Moléculas diatômicas homonucleares do segundo período Comparações energéticas

11 Interação 2s 2p aumenta Interação 2s 2p diminui

12 Níveis de energia dos orbitais moleculares do 2º período

13 Ligações covalentes Orbitais Moleculares Moléculas diatômicas homonucleares do segundo período Comparações energéticas Nota-se a grande estabilidade química do N 2, dada por sua alta entalpia de ligação.

14 BAIXA REPULSÃO 2s-2p ALTA REPULSÃO 2s-2p O 2, F 2 e Ne 2 B 2, C 2 e N 2

15 Quando se remove um e- do N 2, há a formação de um íon com energia menor e comprimento de ligação maior em relação ao N 2. No entanto, para o O 2 ocorre o oposto. N 2 N 2 + O 2 O 2 + Bond energy (kj/mol) Bond length (pm)

16 N 2 N 2 + O 2 O 2 + bonding e - lost s 2p 2p s 2p 2p antibonding e - lost s 2p 2p 2p s 2p s 2s s 2s s 2s s 2s 1/2(8-2)=3 1/2(7-2)=2.5 1/2(8-4)=2

17 Ligações covalentes Orbitais Moleculares Moléculas diatômicas homonucleares Características magnéticas

18 Ligações covalentes Orbitais Moleculares Moléculas diatômicas homonucleares do segundo período Características magnéticas

19 Ligações covalentes Orbitais Moleculares Moléculas diatômicas heteronucleares Qual a OL e as características magnéticas do NO?

20 Ligações covalentes Orbitais Moleculares Moléculas diatômicas heteronucleares Presença de OM não ligantes s* 2p 1s OM não ligantes H s 2p 2p F A molécula do HF, evidenciando a presença de OM ligantes, antiligantes e não ligantes. O.L. = ½ (2-0) = 1 (ligação simples entre H e F)

21 Ligações covalentes especiais Ligações covalentes tricentradas Em algumas condições especiais, alguns átomos deficientes de e- podem apresentar hibridizações especiais, como o B, na molécula do B 2 H 6 : B = 1s 2s 2p = 4 sp3 Assim, teremos a formação de 4 orbitais sp 3, 3 deles contendo e- e um deles vazio.

22 Ligações covalentes especiais Ligações covalentes tricentradas H H H B B B2H6 H H H Algumas denominações: Ligação 3 Centros-2 elétrons (3C-2e) Ponte de hidrogênio

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