TEORIA DAS ORBITAIS MOLECULARES

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Suzana Mangueira Galindo
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1 TORIA DAS ORBITAIS MOLCULARS Na teoria das orbitais moleculares (TOM), os eletrões ocupam precisamente orbitais definidas, chamadas orbitais moleculares (OM), que se estendem por toda a molécula. Na TOM, as orbitais moleculares são resultado da combinação de orbitais atómicas, sendo ou não ocupadas por eletrões. A combinação linear de duas orbitais atómicas (interferência) dá origem a dois tipos de orbitais moleculares: Uma interferência positiva (construtiva) favorece a ligação entre os átomos por conduzir a uma diminuição de energia relativamente ao sistema de orbitais atómicas independentes. sta interferência dá origem a uma orbital molecular ligante (OML). Conduz a um aumento da densidade eletrónica entre os átomos ligados, quando comparada com os átomos separados. Uma interferência negativa (destrutiva) desfavorece a ligação entre os átomos por conduzir a uma elevação da energia do sistema, originando uma orbital molecular antiligante (OMAL). Conduz a uma diminuição da densidade eletrónica entre os núcleos. ORDM D LIGAÇÃO A TOM permite calcular a ordem de ligação de uma molécula através da seguinte fórmula: OL N L N AL OL ordem de ligação N L Número de eletrões ligantes N AL Número de eletrões antiligantes

2 TOM APLICADA À MOLÉCULA D H De acordo com a TOM, esta molécula apresenta o seguinte diagrama de energia: H H H A configuração eletrónica da molécula de H é: * 0 1 s De acordo com o diagrama de energia, conclui-se que a molécula de H tem uma energia menor do que os dois átomos separados, logo trata-se de uma molécula estável, cuja ordem de ligação é: N OL L N AL Fórmula de estrutura: H H 0 OL OL 1 Ligação simples

3 TOM APLICADA À HIPOTÉTICA MOLÉCULA D «He» De acordo com a TOM, esta molécula apresenta o seguinte diagrama de energia: He He He Neste caso não há diminuição de energia com a formação da molécula, pelo que a molécula é instável (não existe). Configuração eletrónica: * 1 s Ordem de ligação: N OL L N AL OL OL 0

4 Diagrama de energia: TOM APLICADA À MOLÉCULA D Li Li Li Li Configuração eletrónica: * * 0 1 s Ordem de ligação: N OL L N AL Fórmula de estrutura: Li Li 4 OL OL 1

5 RSTANTS DIAGRAMAS D NRGIA PARA MOLÉCULAS DIATÓMICAS DO º PRÍODO Se os elementos constituintes destas moléculas tiverem um número atómico menor ou igual a sete, aplica-se o seguinte diagrama de energia: p p y p z p y z

6 Se os elementos constituintes destas moléculas tiverem um número atómico maior ou igual a oito, aplica-se o seguinte diagrama de energia: p p y y z z p p

7 TOM APLICADA A MOLÉCULAS COM MAIS D DOIS ÁTOMOS Neste caso é mais difícil descrever as moléculas através de diagramas de energia ou de configurações eletrónicas. Assim, pode usar-se um esquema simplificado para a descrição destas moléculas. Neste esquema só se consideram as orbitais atómicas e moleculares de valência. Atribuem-se, em primeiro lugar os eletrões de valência a orbitais moleculares ligantes e, só depois, às orbitais moleculares antiligantes. Finalmente, calcula-se a ordem de ligação, que determina a fórmula de estrutura da molécula. XMPLO: TOM APLICADA À MOLÉCULA D CH 4 Z(C) = 6 C(C) = p x 1 p y 1 Z(H) = 1 C(H) = 1 p z 0 CARBONO 4 OA de valência 4 eletrões de valência 4 átomos de HIDROGÉNIO 4 OA de valência (uma por átomo) 4 eletrões de valência Molécula de CH 4 8 OM de valência 4 OML 8 e - 8 eletrões de valência 4 OMAL 0 e - OL Fórmula de estrutura: H H C H H

8 POLARIDAD DAS MOLÉCULAS A polaridade de uma molécula depende da geometria da molécula e da polaridade das ligações nessa molécula. LTRONGATIVIDAD Define-se eletronegatividade como uma medida da tendência de um átomo atrair os eletrões da ligação quando está ligado a outro átomo. Na Tabela Periódica, a eletronegatividade aumenta ao longo do período e diminui ao longo do grupo. LIGAÇÃO IÓNICA LIGAÇÃO COVALNT Quando a diferença de eletronegatividade entre dois átomos ligados é muito grande (superior a 1,7), a ligação é iónica. Caso contrário, a ligação é covalente. Na ligação iónica existem iões (positivos e negativos). Na ligação covalente polar existem pólos (positivos e negativos). A ligação covalente pode ser: Apolar, se os átomos ligados tiverem a mesma eletronegatividade. Polar, se os átomos ligados tiverem uma eletronegatividade diferente. AVALIAÇÃO QUALITATIVA DA POLARIDAD D UMA LIGAÇÃO A polaridade de uma ligação avalia-se quantitativamente, através de uma grandeza vetorial designada por momento dipolar,, que se passa a caracterizar: Direção: a mesma da ligação. Sentido: do pólo positivo para o pólo negativo. - Intensidade: produto do módulo da carga ( ou ) pela distância entre as cargas (r).

9 r r momento dipolar carga do pólo positivo carga do pólo negativo A unidade tradicional de momento dipolar é o Debye (D). Quanto maior for a diferença de eletronegatividade de dois átomos ligados, maior é a polaridade da ligação. POLARIDAD DAS MOLÉCULAS As moléculas diatómicas só tem uma ligação, pelo que são polares se a sua ligação por polar e apolares se a sua ligação for apolar. Para moléculas com três ou mais átomos é necessário somar o momento dipolar de cada uma das suas ligações, obtendo-se o momento dipolar resultante. R 1 R momento dipolar resultante(da 1 momento dipolar da ligação 1 momento dipolar da ligação molécula) De acordo com este valor de momento dipolar resultante, pode-se definir a molécula como polar ou apolar. Assim, se esse valor for nulo, a molécula é apolar. Caso contrário, a molécula é polar.

10 LIGAÇÕS INTRMOLCULARS stas ligações ocorrem nas substâncias moleculares. Dentro da mesma molécula existem ligações intramoleculares e entre moléculas vizinhas existem ligações intermoleculares. XMPLO: H F H F Ligação Intramolecular Ligação Intermolecular As ligações intermoleculares podem ser estabelecidas mediante: Forças de Dispersão de London. Forças dipolo permanente dipolo permanente. Forças dipolo permanente dipolo induzido Ligações de hidrogénio. As forças de dispersão de London são as de menor intensidade e são as únicas que ocorrem entre moléculas apolares. As forças dipolo permanente dipolo permanente são as forças predominantes entre moléculas polares. As forças dipolo permanente dipolo induzido ocorrem entre moléculas polares e moléculas apolares. stas forças têm uma intensidade intermédia relativamente às duas anteriores. As forças das Ligações de Hidrogénio são muito mais fortes do que as outras e são estabelecidas entre moléculas polares, em que o hidrogénio estabelece a ponte entre dois átomos muito eletronegativos (flúor, oxigénio ou azoto). As forças das ligações intermoleculares aumentam do estado gasoso para o estado líquido e do estado líquido para o estado sólido.

11 LIGAÇÕS NTR SUBSTÂNCIAS MOLCULARS POLARS SUBSTÂNCIAS IÓNICAS stas ligações designam-se por ião - dipolo permanente e são mais fortes do que as ligações entre moléculas. ste tipo de ligações ocorre, por exemplo, quando um composto iónico se dissolve num solvente polar. Cada ião rodeia-se de moléculas polares do solvente. sta interação ião-solvente chama-se solvatação. SOLUBILIDAD LIGAÇÕS INTRMOLCULARS A solubilidade de um soluto num solvente depende das seguintes forças: 1. Forças entre as partículas do soluto anteriores à dissolução forças soluto-soluto.. Forças entre as moléculas do solvente antes da dissolução forças solvente-solvente. 3. Forças estabelecidas entre as partículas do soluto e do solvente forças soluto-solvente. Quando se processa a dissolução, as forças 1 e são substituídas pelas forças 3. Uma generalização antiga, mas muito útil é a seguinte mnemónica: «semelhante dissolve semelhante». m geral, solventes polares tendem a dissolver bem solutos iónicos e polares, e solventes apolares tendem a dissolver solutos apolares.

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