TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES -TOMzeus.qui.ufmg.br/~qgeral/downloads/aulas/aula 19 -...
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TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES -TOM
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TOM - Importância- Elucidar alguns aspectos da ligação não explicados pelasestruturas de Lewis, pela teoria da RPENV e pela hibridização.
- Exemplo:
Por que o O2 interage com um campo magnético?
N2 – 196 ° O2 – 183 °C
A estrutura de Lewis para a
molécula de O2 é (:Ö::Ö:).
Um dos primeiros triunfos
da TOM foi a sua
capacidade de mostrar que
a molécula de O2 é
paramagnética. (Sua
configuração eletrônica
mostra que ele tem dois
elétrons desemparelhados).
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TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES - TOM
Nas moléculas, os elétrons encontram-se nos orbitaismoleculares assim como nos átomos, os elétrons sãoencontrados nos orbitais atômicos.
Orbitais atômicos na molécula se combinam e se“espalham” por vários átomos ou até mesmo por toda amolécula.
“O número total de orbitais moleculares é sempre igualao número de orbitais atômicos que os compõem”.
Os cálculos da mecânica quântica para a combinaçãodos OAs originais consistem em:
1) uma adição das funções de onda dos OA;
2) uma subtração das funções de onda dos OA.
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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.
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Formação de OMs ligante antiligante pela
adição e subtração de OAs
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Combinação de 2 OAs 1s para formar 2 OMs
σs
OM formado pela
adição das
funções de onda
de dois orbitais s.
σs*
OM formado pela
subtração das
funções de onda.
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Representação dos 3 orbitais px, py e pz
A combinação de dois orbitais p pode produzir resultados
diferentes, dependendo de quais orbitais p são usados.
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Representação dos 5 orbitais d
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Combinação de 2 OAs px para formar 2 OMs
Dois OAs 2px se sobrepõem formando um OM ligante (σx) e
um OM antiligante (σx*). 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 px.
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Exemplos de superposição negativa e positiva
de OAs
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Formação de OMs
Quando dois OAs 2py (ou 2 OAs 2pz) se sobrepõem
através do eixo X, para formar 2 OMs, eles o fazem lado
a lado, formando OMs y e y* (z e z* ).
.
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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.
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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 H2.
Os dois elétrons 1s vão constituir um par (de spins
opostos) no orbital σs (ligante) da molécula. Este par
constitui uma ligação simples. A configuração
eletrônica da molécula de hidrogênio pode ser escrita
como (σs)2.
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Diagrama de níveis de energia de OMs da
molécula de H2
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Diagrama de níveis de energia de OMs da
molécula de He2
A molécula de He2
pode existir ???
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A molécula de He2 pode existir?
A configuração eletrônica no estado
fundamental na molécula de He2 deveria ser
(σs)2 (σs*)
2.
Devido ao fato de que σs* (antiligante) está
agora preenchido e seu efeito desestabilizador
cancela o efeito estabilizador do orbital σs, não
há força de atração entre os átomos de hélio
devido ao número igual de elétrons ligantes e
antiligantes e, assim, a molécula de He2 não
existe.
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Ordem de Ligação (OL) na TOM
Diagrama de níveis de energia do OM para H2 e de He2.
OL He2= 2 – 2 = 0
2
O valor da OL indica o n° de ligações feitas entre
dois átomos.
OL = n° de elétrons ligantes - n° de elétrons antiligantes2
OL H2= 2 – 0 = 1
2
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Moléculas diatômicas do segundo período
- Moléculas diatômicas homonucleares (Li2 e Be2).
- 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.
configuração de Li2 pode
ser escrita como: K K (σs)2
Preenchimento do diagrama de OM para Li2.
OL Li2= 4 – 2 = 1
2
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Moléculas diatômicas do segundo período
Be2 – 8 elétrons
Situação semelhante à do He2
OL = zero:
Be2 não existe
Preenchimento do diagrama de OM para Be2.
OL Be2= 4 – 4 = 0
2
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Demais moléculas diatômicas homonucleares
do segundo períodoSequência: B2, C2, N2, O2, F2, Ne2 .
OMs: orbitais σ e π (ligantes e antiligantes).
Dificuldade:
B2 ao N2: energia relativa dos orbitais πy e πz < σx.
O2 até Ne2: energia relativa dos orbitais πy e πz > σx .
Mudança na sequência de energias dos OMs entre N2 e O2:
πy e πz têm algum caráter s. O caráter s nesses orbitais
decresce à medida que a carga cresce no período. Por causa
disso a energia de σs fica abaixo da energia de πy e πz no O2.
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Energias dos OMs paraO2 F2 e Ne2
Energia orbitais πy e πz > σx
Energias dos OMs paraB2 C2 e N2
Energia orbitais πy e πz < σx