Teoria dos orbitais moleculares

875 visualizações

Publicada em

Teoria dos orbitais moleculares

Publicada em: Educação
0 comentários
1 gostou
Estatísticas
Notas
  • Seja o primeiro a comentar

Sem downloads
Visualizações
Visualizações totais
875
No SlideShare
0
A partir de incorporações
0
Número de incorporações
2
Ações
Compartilhamentos
0
Downloads
30
Comentários
0
Gostaram
1
Incorporações 0
Nenhuma incorporação

Nenhuma nota no slide

Teoria dos orbitais moleculares

  1. 1. Orbitais moleculares
  2. 2. A teoria dos orbitais moleculares (TOM) surgiu como mais uma ferramenta para explicar a formação das ligações químicas, assim como, teoria da ligação de valência, hibridização. Porém tem suas bases amparadas pelas funções de ondas advindas da mecânica quântica a qual ofereceu todo o respaldo para essa teoria.
  3. 3. Na verdade a TOM, simplesmente explica a existência do orbital na molécula, quando os orbitais atômicos (Aos) se unem eles desaparecem completamente originando 2 orbitais moleculares, o que da o direito a esta molécula de possuir uma nova configuração eletrônica. Um orbital é um lugar do espaço onde é provável que o elétron seja encontrado, sem dúvida esta é boa nova que nos trouxe a mecânica quântica, promovendo a combinação matemática das funções de onda dos AOs e como resultado obtém-se as novas funções de onda denominadas orbitais moleculares (MOs).
  4. 4. Na verdade a TOM, simplesmente explica a existência do orbital na molécula, quando os orbitais atômicos (Aos) se unem eles desaparecem completamente originando 2 orbitais moleculares, o que da o direito a esta molécula de possuir uma nova configuração eletrônica. Um orbital é um lugar do espaço onde é provável que o elétron seja encontrado, sem dúvida esta é boa nova que nos trouxe a mecânica quântica, promovendo a combinação matemática das funções de onda dos AOs e como resultado obtém-se as novas funções de onda denominadas orbitais moleculares (MOs).
  5. 5. OM Ler como Caráter Funções Origem σ Sigma Ligante Adição Combinação de orbitais 1s e 2px σ* Sigma asterisco Antiligante Subtração Combinação de orbitais 1s e 2px π Pi Ligante Adição Combinação de orbitais 2py e 2pz π* Pi asterisco Antiligante Subtração Combinação de orbitais 2py e 2pz
  6. 6. As figuras acima são representações dos orbitais moleculares formados a partir da sobreposição dos orbitais atômicos e demonstram que no momento em que ocorre a combinação são originados outros 2 orbitais moleculares. O OM antiligante é originado da função de onda de subtração e este desestabiliza a ligação em virtude de possuir maior energia e menor densidade eletrônica em seu núcleo, do que o orbital ligante que originado da função de onda adição possui energia e elevada densidade eletrônica promovendo a ligação. É importante lembrar que essas representações fazem alusão às moléculas homonucleares, e toda vez que ocorrer a combinação de 2 AOs serão originados 2 OMs, sendo um ligante e outro antiligante. E evidentemente as figuras acima representam as energias relativas, e são repetidos propositalmente para mostrar que as sobreposições py-py e pz-pz são iguais, com difrença somente na orientação, acima de tudo mantendo a mesma energia.
  7. 7. Após a combinação o AOs deixam de existir tornando-se OMs, e por conseguinte os orbitais resultantes devem ser preenchido por spins da mesma maneira, que preenchemos orbitais aos quais estamos habituados, seguindo procedimento de Aufbau que orienta a distribuir por sequência e não aos pares em cada orbital. A TOM é uma das teorias que mais obteve sucesso na explicação das ligações químicas, sendo ela quem provou que a molécula de oxigênio é paramagnética, em virtude de possuir dois elétrons desemparelhados nos orbitais antiligantes. Outro aspecto importante nesta teoria reside na definição de ordem de ligação, que leva em conta o preenchimento do orbital σs*, que possuindo caráter antiligante impede a formação da molécula, em função de possuir energia maior do que σs ligante, anulando a força de atração entre os átomos. É definida pela equação abaixo:
  8. 8. Ordem de Ligação= (elétrons ligantes – elétrons antiligantes) / 2 Para melhor compreensão vamos utilizar a molécula de Neônio e Oxigênio: Ne: KK (σ)2 (σ*)² ( σ)² ( π)² ( π)² ( π*)² 2ss xyzy( π*)² ( σ*)² zxComo: O.L= (e – e*)/2 Logo: O.L.= (8 - 8)/2 = 0 Como a ordem de ligação é zero não existe ligação, evidentemente a molécula de neônio não existe, é utilizada somente como uma molécula hipotética. O que já muda completamente no caso do oxigênio. O: KK (σ)2 (σ*)² ( σ)² ( π)² ( π)² ( π*)¹ 2ss xyzy( πz*)¹ O.L.= (8 - 4)/2 = 2
  9. 9. Como a ordem de ligação é igual a 2 para o oxigênio, ele existe. O maior sucesso da teoria dos orbitais moleculares foi quando provou que esta é paramagnética, ou seja, ela é influenciada fortemente pela energia eletromagnética. Quando este é submetido a um campo magnético ele é atraído como se fosse um metal sendo atraído por ímã, porém em menor intensidade. Quando um MO ligante é ocupado pelos elétrons ele contribui para a estabilidade da molécula, porém quando o MO antiligante está ocupado ele contribui significativamente para que esta seja desestabilizada ou não exista. Para saber se uma molécula existe ou se é paramagnética basta utilizar o diagrama de população, e aplicar a equação de O.L. Para as moléculas heteronuclares (formadas por átomos difrentes utiliza-se a mesma idéia do TOM, por que no mais elas acabam por ter a mesma configuração das moléculas homonucleares(formadas por átomos iguais), assim como a configuração do CO2 é igual a do N2.
  10. 10. Bibliografia: Russel, J. B. Química geral. São Paulo: Makron Books, 2004. James Brady, Humiston Gerard E. QUÍMICA GERAL - 2ª EDIÇÃO. Mahan, B. M. Química: um curso universitário. 4a ed. São Paulo: Edgard Blücher, 2003. SHRIVER, DUWARD; ATKINS, PETER. Química inorgânica - 4ª edição. Porto Alegre, Bookman, 2008. LEE, J.D.. Química inorgânica não tão concisa – tradução da 4ª edição inglesa. São Paulo, Edgard Blücher, 1996.

×