O documento apresenta os conceitos fundamentais da Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM), incluindo a formação de orbitais moleculares a partir da combinação linear de orbitais atômicos, a distribuição eletrônica nos orbitais de acordo com as regras de Hund e Pauli, e a determinação da ordem de ligação química a partir da diferença entre o número de elétrons ligantes e antiligantes. Ilustra esses conceitos com exemplos como H2, He2, O2, F2 e íons.
1) A Teoria do Campo do Ligante (TCL) aplica os conceitos da Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) para explicar as propriedades dos compostos de coordenação, considerando a formação de orbitais moleculares a partir da interação dos orbitais do metal com os dos ligantes.
2) A TCL fornece uma explicação para a ordem da série espectroquímica baseada na capacidade dos ligantes de aumentar ou diminuir o valor do parâmetro de campo ligante (ΔO).
3) A TCL leva em
O documento discute a estrutura atômica, definindo átomos como compostos por prótons, nêutrons e elétrons. Detalha as cargas e massas dessas partículas, os números atômicos e massas atômicas, e apresenta os modelos atômicos de Bohr e mecânico-ondulatório. Também explica números quânticos, orbitais eletrônicos, configurações eletrônicas e elétrons de valência.
O documento discute a estrutura atômica, definindo átomos como compostos por prótons, nêutrons e elétrons. Detalha as cargas e massas dessas partículas, os números atômicos e massas atômicas, isótopos, unidades de massa atômica e molares. Também explica os modelos atômicos de Bohr e mecânico-ondulatório, números quânticos, orbitais eletrônicos, configurações eletrônicas e elétrons de valência.
O documento descreve o modelo atômico de Bohr para o átomo de hidrogênio, que explica as séries espectrais observadas. Bohr propôs que os elétrons orbitam em níveis de energia quantizados e emitem/absorvem fótons quando pulam entre esses níveis. Isso fornece uma explicação para as fórmulas empíricas das séries espectrais de Balmer, Lyman e outras.
O documento apresenta uma introdução à química orgânica, abordando tópicos como: estrutura atômica, ligações químicas, polaridade molecular, geometria molecular, hibridização de orbitais, teoria do orbital molecular e forças intermoleculares.
Aula 05 modelo atômico de bohr diagrama de paulingColegio CMC
O documento descreve o modelo atômico de Bohr e conceitos relacionados como níveis de energia, saltos quânticos e emissão de fótons. Também introduz modelos atômicos posteriores como os de De Broglie, Heisenberg e Schrödinger, e conceitos como orbitais, subníveis e distribuição eletrônica.
O documento apresenta os conceitos fundamentais da Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM), incluindo a formação de orbitais moleculares a partir da combinação linear de orbitais atômicos, a distribuição eletrônica nos orbitais de acordo com as regras de Hund e Pauli, e a determinação da ordem de ligação química a partir da diferença entre o número de elétrons ligantes e antiligantes. Ilustra esses conceitos com exemplos como H2, He2, O2, F2 e íons.
1) A Teoria do Campo do Ligante (TCL) aplica os conceitos da Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) para explicar as propriedades dos compostos de coordenação, considerando a formação de orbitais moleculares a partir da interação dos orbitais do metal com os dos ligantes.
2) A TCL fornece uma explicação para a ordem da série espectroquímica baseada na capacidade dos ligantes de aumentar ou diminuir o valor do parâmetro de campo ligante (ΔO).
3) A TCL leva em
O documento discute a estrutura atômica, definindo átomos como compostos por prótons, nêutrons e elétrons. Detalha as cargas e massas dessas partículas, os números atômicos e massas atômicas, e apresenta os modelos atômicos de Bohr e mecânico-ondulatório. Também explica números quânticos, orbitais eletrônicos, configurações eletrônicas e elétrons de valência.
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O documento descreve o modelo atômico de Bohr para o átomo de hidrogênio, que explica as séries espectrais observadas. Bohr propôs que os elétrons orbitam em níveis de energia quantizados e emitem/absorvem fótons quando pulam entre esses níveis. Isso fornece uma explicação para as fórmulas empíricas das séries espectrais de Balmer, Lyman e outras.
O documento apresenta uma introdução à química orgânica, abordando tópicos como: estrutura atômica, ligações químicas, polaridade molecular, geometria molecular, hibridização de orbitais, teoria do orbital molecular e forças intermoleculares.
Aula 05 modelo atômico de bohr diagrama de paulingColegio CMC
O documento descreve o modelo atômico de Bohr e conceitos relacionados como níveis de energia, saltos quânticos e emissão de fótons. Também introduz modelos atômicos posteriores como os de De Broglie, Heisenberg e Schrödinger, e conceitos como orbitais, subníveis e distribuição eletrônica.
1) O documento resume a evolução da teoria atômica desde as primeiras ideias de Demócrito sobre átomos até o desenvolvimento da mecânica quântica no início do século XX.
2) Aborda conceitos como elétrons, prótons, nêutrons, números quânticos, orbitais atômicos e espectroscopia.
3) A teoria atômica evoluiu para explicar novos fenômenos como a radioatividade e a dualidade onda-partícula.
1) O documento discute conceitos de estrutura atômica como números quânticos, orbitais eletrônicos e distribuição de elétrons.
2) São apresentados exercícios sobre identificar números quânticos, preencher orbitais e encontrar configurações eletrônicas de elementos.
3) São explicados os modelos atômicos de Rutherford, Bohr e o modelo quântico de orbitais.
O documento discute a teoria do orbital molecular, explicando como orbitais atômicos se combinam para formar orbitais moleculares. Aborda conceitos como orbitais ligantes e antiligantes, ordem de ligação, diagramas de níveis de energia para várias moléculas diatômicas e poliatômicas, e como a teoria se estende para sólidos através da teoria de bandas.
Explicação e exercícios sobre Química Orgânica.Mara Farias
1. O documento descreve a evolução dos modelos atômicos ao longo da história, desde as ideias de Demócrito na Grécia Antiga até o modelo atômico de Bohr no início do século XX.
2. O modelo atômico de Bohr, desenvolvido em 1913, propôs que os elétrons orbitam o núcleo em níveis de energia quantizados e específicos, explicando as linhas espectrais discretas emitidas pelos átomos.
3. O modelo atômico atual incorpora conceitos
1. O documento descreve a evolução dos modelos atômicos ao longo da história, desde as ideias de Demócrito na Grécia Antiga até o modelo atômico de Bohr no início do século XX.
2. O modelo atômico de Bohr, desenvolvido em 1913, propôs que os elétrons orbitam o núcleo em níveis de energia quantizados e quantificados, explicando as linhas espectrais discretas emitidas pelos átomos.
3. O modelo atômico atual descreve o átomo
1. O documento descreve a evolução dos modelos atômicos ao longo da história, desde as ideias de Demócrito na Grécia Antiga até o modelo atômico de Bohr no início do século XX.
2. O modelo atômico de Bohr, desenvolvido em 1913, propôs que os elétrons orbitam o núcleo em níveis de energia quantizados e específicos, explicando as linhas espectrais discretas emitidas pelos átomos.
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3. O modelo atômico atual descreve o átomo
O documento descreve a teoria dos orbitais moleculares, que explica como os orbitais atômicos se combinam para formar novos orbitais moleculares quando átomos se ligam em moléculas. Os orbitais moleculares podem ser ligantes ou antiligantes, dependendo se aumentam ou diminuem a densidade eletrônica entre os núcleos. A teoria prevê como as energias e distribuições espaciais dos elétrons mudam na formação de moléculas.
O documento discute geometria molecular e teorias de ligação, incluindo formas espaciais moleculares, o modelo RPENV, polaridade molecular, ligação covalente, hibridização de orbitais, ligações múltiplas e moléculas diatômicas do segundo período. Explica como a distribuição eletrônica determina propriedades como paramagnetismo e diamagnetismo.
O documento descreve a evolução do modelo atômico ao longo do tempo, começando com o modelo de Dalton em 1808, passando pelo modelo de Thomson em 1897, modelo planetário de Rutherford em 1911 e modelo quântico de Bohr em 1920, chegando ao atual modelo de nuvem eletrônica. Também define os números quânticos e sua relação com as propriedades dos elétrons e orbitais, além da configuração eletrônica dos átomos.
O documento descreve a evolução do modelo atômico, desde as primeiras observações da estrutura atômica e da radioatividade até o atual modelo quântico. Aborda conceitos como números quânticos, orbitais atômicos, spin eletrônico, configurações eletrônicas e propriedades periódicas.
Este documento discute a estrutura atômica da matéria. Resume que a matéria é formada por átomos, que por sua vez são constituídos de prótons, nêutrons e elétrons. Os átomos podem ser caracterizados por seus números atômicos, de massa e quânticos, que determinam a distribuição eletrônica nos níveis de energia.
Este documento discute a estrutura atômica, incluindo as partículas subatômicas, números atômicos e de massa, modelos atômicos históricos como os de Rutherford, Bohr e Schrödinger, números quânticos, orbitais atômicos e distribuição eletrônica.
O documento descreve a estrutura atômica e as ligações químicas. Apresenta a cronologia dos modelos atômicos desde Dalton até Bohr e descreve a estrutura do núcleo atômico e dos orbitais eletrônicos. Explica como os elétrons são distribuídos nos átomos de acordo com as regras de preenchimento dos orbitais e como os átomos formam ligações iônicas e covalentes para atingir a configuração eletrônica de um gás nobre.
O documento apresenta informações sobre a história do modelo atômico, desde as primeiras teorias de Demócrito e Dalton até os modelos atômicos modernos. Resume os principais modelos propostos por cientistas como Thomson, Rutherford e Bohr e conceitos-chave como elétrons, prótons, nêutrons e números quânticos.
1) O documento discute a ligação iônica, energia reticular e o ciclo de Born-Haber.
2) A equação de Born-Landé calcula a energia reticular baseada nas leis de Coulomb.
3) O ciclo de Born-Haber relaciona a entalpia de formação de um composto iônico às entalpias das reações individuais usando a lei de Hess.
O documento discute as teorias de ligação química, incluindo: 1) A teoria da ligação de valência e sua limitação para explicar condutores e semicondutores; 2) A hibridização de orbitais atômicos para explicar geometrias moleculares; 3) A teoria dos orbitais moleculares para descrever ligações entre átomos.
A teoria dos orbitais moleculares (TOM) surgiu para explicar a formação de ligações químicas com base na mecânica quântica. Segundo a TOM, quando orbitais atômicos se unem eles desaparecem e dão origem a dois novos orbitais moleculares: um ligante e um antiligante. A combinação dos orbitais atômicos gera novas funções de onda denominadas orbitais moleculares.
O documento discute os principais conceitos da teoria da ligação química, incluindo:
1) A regra do octeto e a repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência determinam a geometria molecular.
2) A teoria da ligação de valência explica a formação de ligações sigma e pi através da sobreposição de orbitais atômicos.
3) A hibridação dos orbitais produz orbitais híbridos sp, sp2 e sp3 que explicam a geometria de moléculas como metano e et
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2. O modelo atômico de Bohr, desenvolvido em 1913, propôs que os elétrons orbitam o núcleo em níveis de energia quantizados e quantificados, explicando as linhas espectrais discretas emitidas pelos átomos.
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1. O documento descreve a evolução dos modelos atômicos ao longo da história, desde as ideias de Demócrito na Grécia Antiga até o modelo atômico de Bohr no início do século XX.
2. O modelo atômico de Bohr, desenvolvido em 1913, propôs que os elétrons orbitam o núcleo em níveis de energia quantizados e específicos, explicando as linhas espectrais discretas emitidas pelos átomos.
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1. O documento descreve a evolução dos modelos atômicos ao longo da história, desde as ideias de Demócrito na Grécia Antiga até o modelo atômico de Bohr no início do século XX.
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3. O modelo atômico atual descreve o átomo
O documento descreve a teoria dos orbitais moleculares, que explica como os orbitais atômicos se combinam para formar novos orbitais moleculares quando átomos se ligam em moléculas. Os orbitais moleculares podem ser ligantes ou antiligantes, dependendo se aumentam ou diminuem a densidade eletrônica entre os núcleos. A teoria prevê como as energias e distribuições espaciais dos elétrons mudam na formação de moléculas.
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O documento apresenta informações sobre a história do modelo atômico, desde as primeiras teorias de Demócrito e Dalton até os modelos atômicos modernos. Resume os principais modelos propostos por cientistas como Thomson, Rutherford e Bohr e conceitos-chave como elétrons, prótons, nêutrons e números quânticos.
1) O documento discute a ligação iônica, energia reticular e o ciclo de Born-Haber.
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2. Antecedentes...
• A teoria de ligação de valência (TLV) não cosnsegue explicar com
eficiência a formação de moléculas poliatômicas.
Uma definição...
• Orbitais moleculares são construídos através de combinações lineares
de orbitais atômicos. Nestas combinações, altos coeficientes presentes na
expressão matemática indicam uma alta probabilidade de encontrarmos
elétrons.
• Cada orbital molecular comporta até dois elétrons.
3. • Como uma função de onda Ψ(x) fornace as informações de um dado
elétron, a função de onda global da molécula será dada pelo produto entre
todas funções de onda de uma molécula com um determinado número de
elétrons (n ).
e-
Ψglobal = Ψ(1)Ψ(2)Ψ(3)… Ψ(ne-)
Logo:
A TOM aplicada à molécula de hidrogênio (H )
2
• Considere uma moélcula de H onde a combinação linear de funções de
2
onda aplicada é dada por:
Ψ = C χ + C χ
A A B B
Onde A e B são cada um dos átomos de
hidrogênio e C é a contribuição de cada
orbital atômico no processo.
4. • Calculando a probabilidade (Ψ ) temos:
2
Ψ = C
2
A
2χA
2 + 2C C χ χ + C
A B A B B
2χB
2
Indica a interferência construtiva dos
orbitais atômicos
• Como o H é uma molécula homonuclear, as contribuições serão
2
idênticas, logo CA
2 = CB
2 onde dois estados estão acessíveis:
C = C ou C = - C
A B A B
• Desta forma os orbitais moleculares formados são indicados por:
Ψ = χ ± χ
± A B
5. Orbitais moleculares ligantes e anti-ligantes
Tomando-se a expressão Ψ = χ ± χ temos duas soluções possíveis:
± A B
Ψ = χ + χ
+ A B
Ψ = χ - χ
- A B
- interferência construtiva dos orbitais
- interferência destrutiva dos orbitais
Ψ = χ + χ
+ A B
Ψ = χ - χ
- A B
χA χ B
* Fonte Wikipédia
6. Orbitais moleculares do H2
YA
YB
Y + Y
A B
|Y + Y |
A B
2
OM ligantes
YA
YB
Y - Y
A B
|YA
- YB|2
OM anti-ligantes
7. O diagrama de orbitais moleculares
O diagrama de orbital molecular do H2
E
energia
χ B
χA
Ψ+
Ψ-
Onde χ e χ são os orbitais atômicos e Ψ e Ψ
A B + -
são os orbitais ligante e anti-ligante,
respectivamente.
E
energia
Ha Hb
Obs.: Em alguns casos é possível a
geração de orbitais moleculares com
a mesma energia de um orbital
atômico. Este orbital é dito não-
ligante.
8. Diagr. de OM para moléculas diatômicas homonucleares
• Os diagramas de orbital molecular podem ser montados segundo
resultados experimentais onde a energia destes orbitais são encontradas
via espectroscopia fotoelétrica no UV ou por meio de métodos
computacionais (cálculos teóricos).
• Estes OM podem ser classificados como sigma (σ), pi (π) ou delta (δ) em
relação a simetria rotacional no eixo de ligação ou ainda em “g” e “u” (do
alemão “gerade” e “ungerade”), de acordo com seu centro de inversão.
9. Exemplo: Diagrama de OM da molécula de flúor (F ).
2
E
energia
2σu
1σ g
9F: 1s 2s 2p
2 2 5
2π g
1π u
4σu
3σg
2s
2p
2s
2p
1σ g
2σu
3σg
1π u
2πg
4σu
10. Resumindo temos:
• Partindo-se de 4 orbitais atômicos de cada
flúor, 8 orbitais moleculares são formados.
• 4 orbitais moleculares são do tipo sigma (σ) e
4 são do tipo pi (π).
• Os 4 OM do tipo sigma possuem energias
distintas, sendo um com caráter extremamente
ligante e outro altamente anti-ligante (extremos
do diagrama).
• Os 4 OM do tipo pi estão duplamente
degenerados sendo dois deles ligantes e dois
antiligantes.
E
energia
2s
2p
2s
2p
1σ g
2σu
3σg
1π u
2πg
4σu
Não há como predizer a posição relativa entre os níveis de energia dos
OMs! Valores encontrados por cálculos teórios ou via espectroscopia (UV).
11. A distribição eletrônica nos OMs.
• Utilizada na predição do estado fundamental de uma molécula.
• Os elétrons devem ser adicionados nos OMs partindo-se dos orbitais de
menor energia para os de maior energia.
Situação 1: Adição de 2 elétrons no OM 1σ .
g
e, em seguida
Situação 2: Adição de 3 elétrons no OM 1π .
u
e, em seguida
Regra de Hund
12. Exemplo 1: A molécula de nitrogênio
7N: 1s 2s 2p (10 e de valência)
2 2 3 -
E
energia
2s
2p
2s
2p
1σ g
2σu
3σg
1π u
2πg
4σu
N : 1σ
2 g
2 2σu
2 1πu
4 3σg
2
13. 8O: 1s 2s 2p (12 e de valência)
2 2 4 -
E
energia
2s
2p
2s
2p
1σ g
2σu
3σg
1πu
2πg
4σu
Exemplo 2: A molécula de oxigênio
O : 1σ
2 g
2 2σu
2 1πu
4 3σg
2 2πg
2
14. OMs e a ordem de ligação
• Fornece o real número de ligações entre duas espécies químicas dentro
do formalismo da teoria dos orbitais moleculares. Quanto maior a ordem de
ligação mais fotemente estas espécies estão unidas.
onde n são os elétrons ligantes e n* os
elétrons anti-ligantes.
Exemplo 1: O. L. do H2
H : 1σ
2 g
2
Exemplo 2: O. L. do N2
N : 1σ
2 g
2 2σu
2 1πu
4 3σg
2
15. 8O: 1s 2s 2p (12 e de valência)
2 2 4 -
E
energia
2s
2p
2s
2p
1σ g
2σu
3σg
1π u
2πg
4σu
Exemplo 3: O íon superóxido O2
-
O : 1σ
2
-
g
2 2σu
2 1πu
4 3σg
2 2πg
3
16. Correlação entre grandezas físico-químicas e a O.L.
• As entalpias de ligação aumentam quando a ordem de ligação aumenta.
• Os comprimentos de ligação diminuem quando a ordem de ligação
aumenta.
• Logo, a entalpia de ligação aumenta quando o comprimento de ligação
diminue.
17. Algumas moléculas diatômicas do 1º período
H2 H2
+
He2
+
He2
E
1σ *
1σ
u
g
Paramagnetismo não sim sim -
Ordem de Ligação 1 1/2 1/2 0
Energia de Ligação
(kJ mol )
-1 436 225 251 -
Comprimento de ligação
(pm)
74 106 108 -
18. Os orbitais de fronteira...
• São ditos orbitais moleculares de fronteira aqueles onde as reações
químicas efetivamente ocorrem.
HOMO – “Highest Occupied Molecular Orbital” ou, orbital molecular de
mais alta energia ocupado por pelo menos um elétron.
LUMO – “Lowest Unoccupied Molecular Orbital” ou, orbital molecular de
mais baixa energia não ocupado por elétrons.
SOMO – “Single Occupied Molecular Orbital” ou, orbital molecular de mais
alta energia ocupado por apenas 1 elétron.
19. Exemplo: A molécula de nitrogênio (N )
2
7N: 1s 2s 2p (10 e de valência)
2 2 3 -
E
energia
2s
2p
2s
2p
1σ g
2σu
3σg
1π u
2πg
4σu
N : 1σ
2 g
2 2σu
2 1πu
4 3σg
2
HOMO – 3σ g
LUMO – 2πg
SOMO – não há
20. Exemplo: A espécie carregada N2
-
7N: 1s 2s 2p (10 e de valência) + o elétron radicalar
2 2 3 -
E
energia
2s
2p
2s
2p
1σ g
2σ u
3σ g
1π u
2π g
4σ u
N : 1σ
2
-
g
2 2σu
2 1πu
4 2σg
2 1πu
1
HOMO – 2π
LUMO –
g
SOMO –
4σu
2πg
21. Diagrama de OM de espécies diatômicas do segundo período
22. Diagrama de OM de espécies diatômicas do segundo período
23. OM para moléculas diatômicas heteronucleares
• As contribuições de cada átomo ligante (orbitais atômicos de A e B) são
diferentes.
onde cada contribuição virá de cada orbital atômico com simetria adequada
para que OM possam ser construídos.
Ψ = C χ + C χ
A A B B + … + C χ
i i
• Se os átomos são distintos e a eletronegatividade de B > A, a contribuição
de B (C ) será maior que a de A (C ). Desta maneira, o acréscimo da
B A
densidade de probabilidade recai mais sobre B e assim os orbitais
moleculares terão um “maior caráter” de B do que do átomo A.
24. E
energia
χ B
χA
Ψ+
Ψ-
Onde χ e χ são os orbitais atômicos e Ψ e Ψ
A B + -
são os orbitais ligante e anti-ligante,
respectivamente.
O diagrama de orbitais moleculares
• Apesar de funções de onda interagirem menos intensamente quando a
incompatibilidade energética entre os orbitais atômicos, este é apenas um
dos fatores determinantes.
25. A molécula de HF
1H: 1s1
9F: 1s 2s 2p
2 2 5
E
energia
H1s
F2s
F2p
1σ
2σ
1π
3σ
maior caráter do H
maior caráter do F
1σ
2σ
3σ
HOMO – 1π
LUMO – 3σ
26. A molécula de HF
E
energia
H1s
F2s
F2p
1σ
2σ
1π
3σ
• Os orbitais sigma formados são fruto da
interação do orbital atômico 1s do hidrogênio
com os orbitais 2s e 2p do flúor, que estão na
região internuclear.
x
1s
2s
2p
Ψ(x) = C χ
1 H1s(1) + C χ
2 F2s + C χ
3 F2p
• Dois dos três orbitais “p” do flúor são ditos
não ligantes, pois não possuem simetria
adequada para efetuarem ligações.
HF: 1σ 2σ 1π
2 2 4
27. A molécula de monóxido de carbono (CO)
6C: 1s 2s 2p
2 2 2
E
energia
C2s
C2p
O2s
O2p
2σ
3σ
1π
1π
4σ
CO: 1σ 2σ
2 2 1π 3σ
4 2
8O: 1s 2s 2p
2 2 4
1σ
HOMO
LUMO
28. A molécula de monóxido de carbono (CO)
E
energia
C2s
C2p
O2s
O2p
CO: 1σ 2σ
2 2 1π 3σ
4 2
• O diagrama de OM para o CO é mais
complexo que o do HF devido ao fato de que os
orbitais atômicos “s” e “p” de ambos os
elementos (C e O) possuirem simetria
adequada para interação.
29.
30. O óxido nítrico (NO), nitrosônio (NO ) e o cianeto (CN )
+ -
7N: 1s 2s 2p
2 2 3
8O: 1s 2s 2p
2 2 4
6C: 1s 2s 2p
2 2 2
NO (11 e de valência)
- NO (10 e de valência)
+ -
paramagnética diamagnética
CN (10 e de valência)
- -
diamagnética