TOM (Teoria das Orbitais Moleculares)

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1 TOM (Teoria das Orbitais Moleculares) Este texto pretende ilustrar a aplicação da Teoria das Orbitais moléculares, de forma simplificada, à molécula de O e a duas espécies iónicas: O - e O +. Por fim far-se-á o estudo da molécula de ozono (O 3 ). Oxigénio Molecular (O ) Em primeiro lugar vamos fazer o estudo acerca do número de orbitais moleculares, número de electrões ligantes e antiligantes, e ordem de ligação. O número atómico (Z) do átomo de oxigénio é 8 sendo a seguinte a sua configuração electrónica: 8O - 1s s p 4 Assim o número total de electrões de valência é 1 (x da orbital s e x4 das orbitais p). O número total de Orbitais Atómicas (OA) é 8 (x1 das orbital s e x3 das orbitais p) ao qual irão igualmente corresponder o mesmo número de Orbitais Moleculares (OM). Destas orbitais moleculares fazemos a distribuição em Ligantes (OML) e Antiligantes(OMAL). Consideramos então 4 OML e 4 OMAL. Dado que possuímos um total de 1 electrões temos de proceder à sua distribuição por estas orbitais moleculares, em que temos de considerar que cada orbital comporta apenas dois electrões no máximo. Desta forma teremos 8 dos 1 electrões nas Orbitais Moleculares Ligantes e os restantes 4 nas Orbitais Moleculares Antiligantes.

2 4 OMAL 4 electrões antiligantes 8 OM 4 OML 8 electrões ligantes Desta forma pode calcular-se, agora, a Ordem de Ligação (OL) nesta molécula. OL = nº. elect. Ligantes nº elect. Antiligantes 8 4 = = Este resultado indica que a ligação entre os átomos de oxigénio, na molécula de O, é dupla. No entanto como deverá ser a representação de Lewis para esta molécula? Dado que se têm, 8 electrões ligantes e 4 electrões antiligantes, pode-se calcular o número de electrões efectivamente ligantes. n º. elec. efect. lig. = nº. elec. lig. nº. elec. antilig. = 8 4 = 4 Deste cálculo resulta que são quatro os electrões que efectivamente estabelecem a ligação entre os átomos de oxigénio. Desta forma a representação de Lewis para a molécula de O será: Mas e se se pretender concluir acerca do paramagnetismo ou diamagnetismo desta molécula? Uma molécula diz-se diamagnética caso tenha todos os electrões emparelhados e paramagnética caso não tenha todos os electrões emparelhados. A análise dos dados acima não permite obter essa informação de forma segura, pelo que vamos recorrer ao uso de diagramas.

3 De cada lado deste diagrama representam-se os átomos de oxigénio e no centro a molécula O. O aumento energético é de baixo para cima, o que indica, por exemplo que as Orbitais Moleculares Antiligantes têm maior energia que as respectivas Orbiatis Moleculares Ligantes. Isto faz com que tenha de se obedecer ao princípio de energia mínima. A aplicação da regra de Hund (primeiro coloca-se um electrão em cada orbital com a mesma energia e só depois se procede ao emparelhamento) é fundamental, pois é a partir daqui que podemos determinar o diamagnetismo ou paramagnetismo da molécula em estudo. Veja-se então como resulta o diagrama para este caso:

4 O O O σ x * 0 π y * 1 π z * 1 p 4 π p 4 y π z E σ x σs * s s σs

5 A sequência das orbitais moleculares, obtida apenas a partir das orbitais atómicas de valência, é a seguinte: σs σs* σ x π y π z π y * 1 π z * 1 σ x * 0 Note-se então que as orbitais π antiligantes têm apenas um único electrão que, naturalmente se encontram desemparelhados. Desta forma esta molécula é paramagnética. espécie O - Neste caso devemos começar por considerar o número total de electrões de valência. No exemplo acima verificou-se que esse número era de 1. Agora, uma vez que se trata de uma espécie negativa, o número de electrões é 13. Este electrão extra irá ocupar uma orbital π antiligante de forma que se passará a ter a seguinte configuração: σs σs* σ x π y π z π y * π z * 1 σ x * 0 Novamente pode verificar-se que esta espécie iónica também é paramagnética uma vez que possui um electrão desemparelhado. A ordem de ligação é igual a 1.5, 8 5 OL = = 1.5 e o número de electrões efectivamente ligantes: n º. elec. efec. lig. = 8 5 = 3

6 A representação de Lewis para esta espécie resulta ligeiramente diferente da anterior: espécie O + Para esta espécie o número de electrões de valência é de 11 uma vez que tem um défite de um electrão relativamente à molécula de O. A configuração que se tem para esta espécie será: σs σs* σ x π y π z π y * 1 π z * 0 σ x * 0 Conclui-se novamente que esta espécie é, igualmente, paramagnética. Neste caso a ordem de ligação é igual a,5 e que o número de electrões efectivamente ligantes igual a 5, pelo que a representação de Lewis vem: Molécula de ozono (O 3 ) O número atómico (Z) do átomo de oxigénio é 8 sendo a seguinte a sua configuração electrónica: 8O - 1s s p 4

7 Assim o número total de electrões de valência é 18 (3x da orbital s e 3x4 das orbitais p). O número total de Orbitais Atómicas (OA) é 1 (3x1 das orbital s e 3x3 das orbitais p) ao qual irão igualmente corresponder o mesmo número de Orbitais Moleculares (OM). Destas orbitais moleculares fazemos a distribuição em Ligantes (OML) e Antiligantes(OMAL). Consideramos então 6 OML e 6 OMAL. Dado que possuímos um total de 18 electrões temos de proceder à sua distribuição por estas orbitais moleculares, em que temos de considerar que cada orbital comporta apenas dois electrões no máximo. Desta forma teremos 1 dos 18 electrões nas Orbitais Moleculares Ligantes e os restantes 6 nas Orbitais Moleculares Antiligantes. Dado que o número de electrões efectivamente ligantes é igual a 6, a estrutura de Lewis desta molécula será semelhante a: Texto composto por Fernando Caetano, assistente da Universidade Aberta