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Orbitais híbridos

             Hibridização envolvendo orbitais d
• Uma vez que existem apenas três orbitais p, os arranjos octaédricos
  e de bipirâmide trigonal devem envolver os orbitais d.
• Os arranjos de bipirâmide trigonais necessitam de hibridização
  sp3d.
• Os arranjos octaédricos requerem hibridização sp3d2.
• Observe que o arranjo da teoria de RPENV determina a
  hibridização.




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Orbitais híbridos

                              Resumo
1. Desenhe a estrutura de Lewis para a molécula ou íon.
2. Determine o arranjo usando o modelo RPENV.
3. Especifique os orbitais híbridos necessários para acomodar os
   pares de elétrons com base em seu arranjo geométrico.




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© 2005 by Pearson Education   Capítulo 09
© 2005 by Pearson Education   Capítulo 09
Ligações múltiplas


•   Ligações σ: a densidade eletrônica encontra-se no eixo entre os
    núcleos.
•   Todas as ligações simples são ligações σ.
•   Ligações π: a densidade eletrônica encontra-se acima e abaixo do
    plano dos núcleos.
•   Uma ligação dupla consiste de uma ligação σ e de uma ligação π.
•   Uma ligação tripla tem uma ligação σ e duas ligações π.
•   Normalmente, os orbitais p envolvidos nas ligações π vêm de
    orbitais não-hibridizados.



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Ligações múltiplas




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Ligações múltiplas


O etileno, C2H4, tem:
    •   uma ligação σ e uma ligação π;
    •   ambos os átomos de C estão hibridizados sp2;
    •   ambos os átomos de C possuem arranjos e geometrias
        moleculares trigonais planos.




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Ligações múltiplas




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Ligações múltiplas




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Ligações múltiplas


Considere o acetileno, C2H2
    •   o arranjo de cada C é linear;
    •   conseqüentemente, os átomos de C são hibridizados sp;
    •   os orbitais híbridos sp formam as ligações σ C-C e C-H;
    •   há dois orbitais p não-hibridizadas;
    •   ambos os orbitais p não-hibridizados formam as duas ligações
        π;
    •   uma ligação π está acima e abaixo do plano dos núcleos;
    •   uma ligação π está à frente e atrás do plano dos núcleos.

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Ligações múltiplas


•   Quando são formadas ligações triplas (por exemplo, no N2), uma
    ligação π está sempre acima e abaixo e a outra está à frente e atrás
    do plano dos núcleos.




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Ligações múltiplas




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Ligações múltiplas




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Ligações múltiplas

                    Ligações π deslocalizadas
•   Até agora, todas as ligações encontradas estão localizadas entre os
    dois núcleos.
•   No caso do benzeno:
    • existem 6 ligações σ C-C, 6 ligações σ C-H,
    • cada átomo de C é hibridizado sp2
    • e existem 6 orbitais p não-hibridizados em cada átomo de C.




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Ligações múltiplas

                    Ligações π deslocalizadas




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Ligações múltiplas

                    Ligações π deslocalizadas
•   No benzeno há duas opções para as três ligações π:
    • localizadas entre os átomos de C ou
    • deslocalizadas acima de todo o anel (neste caso, os elétrons π
        são compartilhados por todos os seis átomos de C).
•   Experimentalmente, todas as ligações C-C têm o mesmo
    comprimento no benzeno.
•   Conseqüentemente, todas as ligações C-C são do mesmo tipo
    (lembre-se de que as ligações simples são mais longas do que as
    ligações duplas).



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Ligações múltiplas

                          Conclusões gerais
•   Cada dois átomos compartilham no mínimo 2 elétrons.
•   Dois elétrons entre átomos no mesmo eixo dos núcleos são
    ligações σ.
•   As ligações σ são sempre localizadas.
•   Se dois átomos compartilham mais do que um par de elétrons, o
    segundo e o terceiro pares formam ligações π.
•   Quando as estruturas de ressonância são possíveis, a
    deslocalização também é possível.



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Orbitais moleculares


•   Alguns aspectos da ligação não são explicados pelas estruturas de
    Lewis, pela teoria da RPENV e pela hibridização. (Por exemplo,
    por que o O2 interage com um campo magnético?; por que
    algumas moléculas são coloridas?)
•   Para estas moléculas, usamos a teoria do orbital molecular
    (OM).
•   Do mesmo modo que nos átomos, os elétrons são encontrados em
    orbitais atômicos, nas moléculas, os elétrons são encontrados nos
    orbitais moleculares.



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Orbitais moleculares


•   Orbitais moleculares:
    • cada um contém um máximo de dois elétrons;
    • têm energias definidas;
    • podem ser visualizados com diagramas de contorno;
    • estão associados com uma molécula como um todo.


                    A molécula de hidrogênio
•   Quando dois OAs se superpõem, formam-se dois OMs.


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Orbitais moleculares

                    A molécula de hidrogênio
•   Conseqüentemente, 1s (H) + 1s (H) deve resultar em dois OMs
    para o H2:
    • um tem densidade eletrônica entre os núcleos (OM ligante);
    • um tem pouca densidade eletrônica entre os núcleos (OM
        antiligante).
•   Os OMs resultantes de orbitais s são orbitais OMs σ.
•   O OM σ (ligante) tem energia mais baixa do que OM σ*
    (antiligante).




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Orbitais moleculares

                    A molécula de hidrogênio




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Orbitais moleculares

                    A molécula de hidrogênio
•   O diagrama de nível de energia ou o diagrama de OM mostra as
    energias e os elétrons em um orbital.
•   O número total de elétrons em todos os átomos são colocados nos
    OMs começando pela energia mais baixa (σ1s) e terminando
    quando se acabam os elétrons.
    • Observe que os elétrons nos OMs têm spins contrários.
•   O H2 tem dois elétrons ligantes.
•   O He2 tem dois elétrons ligantes e dois elétrons antiligantes.




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Orbitais moleculares

                    A molécula de hidrogênio




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Orbitais moleculares

                              Ordem de ligação
•   Definimos

    •  Ordem de ligação = 1 para uma ligação simples.
    •  Ordem de ligação = 2 para uma ligação dupla.
    •  Ordem de ligação = 3 para uma ligação tripla.
    •  São possíveis ordens de ligação fracionárias.
•   Para o H2


•       Conseqüentemente, o H2 tem uma ligação simples.

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Moléculas diatômicas do
                           Segundo período

•   Olhamos para moléculas diatômicas homonucleares (por exemplo
    Li2, Be2, B2 etc.).
•   Os OAs combinam-se de acordo com as seguintes regras:
    • O número de OMs = número de OAs;
    • Os OAs de energia similar se combinam;
    • À medida que aumenta a superposição, diminui a energia do
       OM;
•   Pauli: cada OM tem no máximo dois elétrons;
•   Hund: para orbitais degenerados, cada OM é inicialmente
    ocupado por um elétron.
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Moléculas diatômicas do
                           Segundo período
             Orbitais moleculares para Li2 e Be2
•   Cada orbital 1s se combina a outro orbital 1s para fornecer um
    orbital σ1s e um σ*1s, ambos dos quais estão ocupados (já que o Li
    e o Be têm configurações eletrônicas 1s2).
•   Cada orbital 2s se liga a outro orbital 2s, para fornecer um orbital
    σ2s e um orbital σ*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).



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© 2005 by Pearson Education   Capítulo 09
Moléculas diatômicas do
                           Segundo período
             Orbitais moleculares para Li2 e Be2
•   Existe um total de seis elétrons no Li2:
    • 2 elétrons no σ1s
    • 2 elétrons no σ*1s
    • 2 elétrons no σ2s e
    • 0 elétrons no σ*2s

•   Uma vez que os AOs 1s estão completamente preenchidos, σ1s e
    σ*1s estão preenchidos. Geralmente ignoramos os elétrons mais
    internos nos diagramas de OM.

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Moléculas diatômicas do
                           Segundo período
             Orbitais moleculares para Li2 e Be2
•   Existe um total de 8 elétrons em Be2:
    •   2 elétrons no σ1s;
    •   2 elétrons no σ*1s;
    •   2 elétrons no σ2s; e
    •   2 elétrons no σ*2s.


•   Uma vez que a ordem de ligação é zero, o Be2 não existe.



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Moléculas diatômicas do
                           Segundo período
                 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
       σ);
    • lateralmente, de forma que o OM resultante tenha densidade
       eletrônica acima e abaixo do eixo entre os nucleos (por ex., o
       orbital do tipo π).



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Moléculas diatômicas do
                           Segundo período
                  Orbitais moleculares a patir
                    de orbitais atômicos 2p
•   Os seis orbitais p (dois conjuntos de 3) devem originar seis OMs:
    ∀ σ, σ*, π, π*, π e π*
    • Conseqüentemente, há um máximo de 2 ligações π que podem
       vir de orbitais p.
•   As energias relativas desses seis orbitais podem mudar.




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Orbitais moleculares a partir
                    de orbitais atômicos 2p




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Moléculas diatômicas do
                           Segundo período
                   Configurações eletrônicas
                         para B2 até Ne2
•   Os orbitais 2s têm menos energia do que os orbitais 2p, logo, os
    orbitais σ2s têm menos energia do que os orbitais σ2p.
•   Há uma superposição maior entre orbitais 2pz (eles apontam
    diretamente na direção um, do outro) daí o OM σ2p tem menos
    energia do que os orbitais π2p.
•   Há uma superposição maior entre orbitais 2pz , logo, o OM σ*2p
    tem maior energia do que os orbitais π*2p.
•   Os orbitais π2p e π*2p são duplamente degenerados.


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© 2005 by Pearson Education   Capítulo 09
Moléculas diatômicas do
                           Segundo período
       Configurações eletrônicas para B2 até Ne2
•   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 σ2s diminui em energia
    e o orbital σ2p aumenta em energia.
•   Para o B2, o C2 e o N2 o orbital σ2p tem mais energia do que o π2p.
•   Para o O2, o F2 e o Ne2 o orbital σ2p tem mais energia do que o π2p.




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Moléculas diatômicas do
                           Segundo período
       Configurações eletrônicas para B2 até Ne2
•   Uma vez conhecidas as energias relativas dos orbitais,
    adicionamos o número de elétrons necessário aos OMs, levando
    em consideração o princípio da exclusão de Pauli e a regra de
    Hund.
    • 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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Moléculas diatômicas do
                           Segundo período
       Configurações eletrônicas para B2 até Ne2




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


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Moléculas diatômicas do
                           Segundo período
                 Configurações eletrônicas e
                 as propriedades moleculares
    •   grande aumento na massa indica paramagnetismo,
    •   pequena diminuição na massa indica diamagnetismo.




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Moléculas diatômicas do
                           Segundo período
                  Configurações eletrônicas e
                   propriedades moleculares
•   Experimentalmente, o O2 é paramagnético.
•   A estrutura de Lewis para o O2 não mostra elétrons
    desemparelhados.
•   O diagrama de OM para o O2 mostra dois elétrons
    desemparelhados no orbital π*2p.
•   Experimentalmente, o O2 tem ums curta distância de ligação (1,21
    Å) e a alta energia de entalpia (495 kJ/mol). Isto sugere uma
    ligação dupla.


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Moléculas diatômicas do
                           Segundo período
                  Configurações eletrônicas e
                   propriedades moleculares
•   O diagrama de OM para o O2 prevê tanto o paramagnetismo como
    a ligação dupla (ordem de ligação = 2).




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Fim do Capítulo 9:
       Geometria molecular e teorias de
                  ligação



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Cap09 parte2

  • 1. Orbitais híbridos Hibridização envolvendo orbitais d • Uma vez que existem apenas três orbitais p, os arranjos octaédricos e de bipirâmide trigonal devem envolver os orbitais d. • Os arranjos de bipirâmide trigonais necessitam de hibridização sp3d. • Os arranjos octaédricos requerem hibridização sp3d2. • Observe que o arranjo da teoria de RPENV determina a hibridização. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 2. Orbitais híbridos Resumo 1. Desenhe a estrutura de Lewis para a molécula ou íon. 2. Determine o arranjo usando o modelo RPENV. 3. Especifique os orbitais híbridos necessários para acomodar os pares de elétrons com base em seu arranjo geométrico. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 3. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 4. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 5. Ligações múltiplas • Ligações σ: a densidade eletrônica encontra-se no eixo entre os núcleos. • Todas as ligações simples são ligações σ. • Ligações π: a densidade eletrônica encontra-se acima e abaixo do plano dos núcleos. • Uma ligação dupla consiste de uma ligação σ e de uma ligação π. • Uma ligação tripla tem uma ligação σ e duas ligações π. • Normalmente, os orbitais p envolvidos nas ligações π vêm de orbitais não-hibridizados. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 6. Ligações múltiplas © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 7. Ligações múltiplas O etileno, C2H4, tem: • uma ligação σ e uma ligação π; • ambos os átomos de C estão hibridizados sp2; • ambos os átomos de C possuem arranjos e geometrias moleculares trigonais planos. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 8. Ligações múltiplas © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 9. Ligações múltiplas © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 10. Ligações múltiplas Considere o acetileno, C2H2 • o arranjo de cada C é linear; • conseqüentemente, os átomos de C são hibridizados sp; • os orbitais híbridos sp formam as ligações σ C-C e C-H; • há dois orbitais p não-hibridizadas; • ambos os orbitais p não-hibridizados formam as duas ligações π; • uma ligação π está acima e abaixo do plano dos núcleos; • uma ligação π está à frente e atrás do plano dos núcleos. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 11. Ligações múltiplas • Quando são formadas ligações triplas (por exemplo, no N2), uma ligação π está sempre acima e abaixo e a outra está à frente e atrás do plano dos núcleos. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 12. Ligações múltiplas © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 13. Ligações múltiplas © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 14. Ligações múltiplas Ligações π deslocalizadas • Até agora, todas as ligações encontradas estão localizadas entre os dois núcleos. • No caso do benzeno: • existem 6 ligações σ C-C, 6 ligações σ C-H, • cada átomo de C é hibridizado sp2 • e existem 6 orbitais p não-hibridizados em cada átomo de C. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 15. Ligações múltiplas Ligações π deslocalizadas © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 16. Ligações múltiplas Ligações π deslocalizadas • No benzeno há duas opções para as três ligações π: • localizadas entre os átomos de C ou • deslocalizadas acima de todo o anel (neste caso, os elétrons π são compartilhados por todos os seis átomos de C). • Experimentalmente, todas as ligações C-C têm o mesmo comprimento no benzeno. • Conseqüentemente, todas as ligações C-C são do mesmo tipo (lembre-se de que as ligações simples são mais longas do que as ligações duplas). © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 17. Ligações múltiplas Conclusões gerais • Cada dois átomos compartilham no mínimo 2 elétrons. • Dois elétrons entre átomos no mesmo eixo dos núcleos são ligações σ. • As ligações σ são sempre localizadas. • Se dois átomos compartilham mais do que um par de elétrons, o segundo e o terceiro pares formam ligações π. • Quando as estruturas de ressonância são possíveis, a deslocalização também é possível. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 18. Orbitais moleculares • Alguns aspectos da ligação não são explicados pelas estruturas de Lewis, pela teoria da RPENV e pela hibridização. (Por exemplo, por que o O2 interage com um campo magnético?; por que algumas moléculas são coloridas?) • Para estas moléculas, usamos a teoria do orbital molecular (OM). • Do mesmo modo que nos átomos, os elétrons são encontrados em orbitais atômicos, nas moléculas, os elétrons são encontrados nos orbitais moleculares. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 19. Orbitais moleculares • Orbitais moleculares: • cada um contém um máximo de dois elétrons; • têm energias definidas; • podem ser visualizados com diagramas de contorno; • estão associados com uma molécula como um todo. A molécula de hidrogênio • Quando dois OAs se superpõem, formam-se dois OMs. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 20. Orbitais moleculares A molécula de hidrogênio • Conseqüentemente, 1s (H) + 1s (H) deve resultar em dois OMs para o H2: • um tem densidade eletrônica entre os núcleos (OM ligante); • um tem pouca densidade eletrônica entre os núcleos (OM antiligante). • Os OMs resultantes de orbitais s são orbitais OMs σ. • O OM σ (ligante) tem energia mais baixa do que OM σ* (antiligante). © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 21. Orbitais moleculares A molécula de hidrogênio © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 22. Orbitais moleculares A molécula de hidrogênio • O diagrama de nível de energia ou o diagrama de OM mostra as energias e os elétrons em um orbital. • O número total de elétrons em todos os átomos são colocados nos OMs começando pela energia mais baixa (σ1s) e terminando quando se acabam os elétrons. • Observe que os elétrons nos OMs têm spins contrários. • O H2 tem dois elétrons ligantes. • O He2 tem dois elétrons ligantes e dois elétrons antiligantes. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 23. Orbitais moleculares A molécula de hidrogênio © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 24. Orbitais moleculares Ordem de ligação • Definimos • Ordem de ligação = 1 para uma ligação simples. • Ordem de ligação = 2 para uma ligação dupla. • Ordem de ligação = 3 para uma ligação tripla. • São possíveis ordens de ligação fracionárias. • Para o H2 • Conseqüentemente, o H2 tem uma ligação simples. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 25. Moléculas diatômicas do Segundo período • Olhamos para moléculas diatômicas homonucleares (por exemplo Li2, Be2, B2 etc.). • Os OAs combinam-se de acordo com as seguintes regras: • O número de OMs = número de OAs; • Os OAs de energia similar se combinam; • À medida que aumenta a superposição, diminui a energia do OM; • Pauli: cada OM tem no máximo dois elétrons; • Hund: para orbitais degenerados, cada OM é inicialmente ocupado por um elétron. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 26. Moléculas diatômicas do Segundo período Orbitais moleculares para Li2 e Be2 • Cada orbital 1s se combina a outro orbital 1s para fornecer um orbital σ1s e um σ*1s, ambos dos quais estão ocupados (já que o Li e o Be têm configurações eletrônicas 1s2). • Cada orbital 2s se liga a outro orbital 2s, para fornecer um orbital σ2s e um orbital σ*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). © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 27. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 28. Moléculas diatômicas do Segundo período Orbitais moleculares para Li2 e Be2 • Existe um total de seis elétrons no Li2: • 2 elétrons no σ1s • 2 elétrons no σ*1s • 2 elétrons no σ2s e • 0 elétrons no σ*2s • Uma vez que os AOs 1s estão completamente preenchidos, σ1s e σ*1s estão preenchidos. Geralmente ignoramos os elétrons mais internos nos diagramas de OM. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 29. Moléculas diatômicas do Segundo período Orbitais moleculares para Li2 e Be2 • Existe um total de 8 elétrons em Be2: • 2 elétrons no σ1s; • 2 elétrons no σ*1s; • 2 elétrons no σ2s; e • 2 elétrons no σ*2s. • Uma vez que a ordem de ligação é zero, o Be2 não existe. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 30. Moléculas diatômicas do Segundo período 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 σ); • lateralmente, de forma que o OM resultante tenha densidade eletrônica acima e abaixo do eixo entre os nucleos (por ex., o orbital do tipo π). © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 31. Moléculas diatômicas do Segundo período Orbitais moleculares a patir de orbitais atômicos 2p • Os seis orbitais p (dois conjuntos de 3) devem originar seis OMs: ∀ σ, σ*, π, π*, π e π* • Conseqüentemente, há um máximo de 2 ligações π que podem vir de orbitais p. • As energias relativas desses seis orbitais podem mudar. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 32. Orbitais moleculares a partir de orbitais atômicos 2p © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 33. Moléculas diatômicas do Segundo período Configurações eletrônicas para B2 até Ne2 • Os orbitais 2s têm menos energia do que os orbitais 2p, logo, os orbitais σ2s têm menos energia do que os orbitais σ2p. • Há uma superposição maior entre orbitais 2pz (eles apontam diretamente na direção um, do outro) daí o OM σ2p tem menos energia do que os orbitais π2p. • Há uma superposição maior entre orbitais 2pz , logo, o OM σ*2p tem maior energia do que os orbitais π*2p. • Os orbitais π2p e π*2p são duplamente degenerados. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 34. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 35. Moléculas diatômicas do Segundo período Configurações eletrônicas para B2 até Ne2 • 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 σ2s diminui em energia e o orbital σ2p aumenta em energia. • Para o B2, o C2 e o N2 o orbital σ2p tem mais energia do que o π2p. • Para o O2, o F2 e o Ne2 o orbital σ2p tem mais energia do que o π2p. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 36. Moléculas diatômicas do Segundo período Configurações eletrônicas para B2 até Ne2 • Uma vez conhecidas as energias relativas dos orbitais, adicionamos o número de elétrons necessário aos OMs, levando em consideração o princípio da exclusão de Pauli e a regra de Hund. • 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. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 37. Moléculas diatômicas do Segundo período Configurações eletrônicas para B2 até Ne2 © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 38. Moléculas diatômicas do Segundo período Configurações eletrônicas e propriedades moleculares • Dois tipos de comportamento magnético: • paramagnetismo (elétrons desemparelhados na molécula): forte atração entre o campo magnético e a molécula; • diamagnetismo (sem elétrons desemparelhados na molécula): fraca repulsão entre o campo magnético e a molécula. • O comportamento magnético é detectado determinando-se a massa de uma amostra na presença e na ausência de campo magnético: © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 39. Moléculas diatômicas do Segundo período Configurações eletrônicas e as propriedades moleculares • grande aumento na massa indica paramagnetismo, • pequena diminuição na massa indica diamagnetismo. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 40. Moléculas diatômicas do Segundo período Configurações eletrônicas e propriedades moleculares • Experimentalmente, o O2 é paramagnético. • A estrutura de Lewis para o O2 não mostra elétrons desemparelhados. • O diagrama de OM para o O2 mostra dois elétrons desemparelhados no orbital π*2p. • Experimentalmente, o O2 tem ums curta distância de ligação (1,21 Å) e a alta energia de entalpia (495 kJ/mol). Isto sugere uma ligação dupla. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 41. Moléculas diatômicas do Segundo período Configurações eletrônicas e propriedades moleculares • O diagrama de OM para o O2 prevê tanto o paramagnetismo como a ligação dupla (ordem de ligação = 2). © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  • 42. Fim do Capítulo 9: Geometria molecular e teorias de ligação © 2005 by Pearson Education Capítulo 09