Aula_TOM

Prévia do material em texto

1 
MINISTRANTE: Lucinaldo dos Santos Silva 
2019 
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Importância 
- Elucidar alguns pontos da ligação não explicados pelas estruturas de 
Lewis, pela teoria VSEPR ou pela Teoria da Ligação de Valência 
 
- Exemplo: Porque o O2 interage com um campo magnético? 
 
 
 
2 Robert S. Mulliken (1896 – 1986) 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Orbitais moleculares 
- Podem ser construídos como uma combinação linear de orbitais 
atômicos (CLOA) 
 
- Energias definidas 
 
- Cada orbital ocupa no máximo dois elétrons com spins opostos 
 
- Quando dois OAs equivalentes se combinam (Ex: 1s + 1s), eles 
sempre produzem um orbital ligante (menor energia) e um antiligante 
(maior energia) 
1) Uma adição das funções de onda dos OAs 
2) Uma subtração das funções de onda dos OAs 
 
 
 
 
3 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Formação de OMs ligante e antiligante 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
2 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Combinação de 2 OAs 1s para formar 2 OMs 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
OM formado pela subtração 
das funções de onda 
OM formado pela adição das 
funções de onda 
Representação dos 3 orbitais p (px, py e pz) 
 
 
 
 
 
 
 
- Dois OAs 2px se sobrepõem formando um OM ligante (σx) e um OM 
antiligante (σx*). Esses orbitais são classificados como σ porque são 
simétricos ao redor do eixo de ligação. O índice x é usado para indicar 
que eles originaram de orbitais px 
 
- Dois OAs 2py (ou 2 OAs 2pz) se sobrepõem lado a lado através do 
eixo x para formar 2 OMs πy e πy* (πz e πz*) 
 
 
Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) 
6 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Combinação de 2 OAs px para formar 2 OMs 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Combinação de 2 OAs py para formar 2 OMs 
 
 
 
 
 
 
8 
3 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Combinação de 2 OAs pz para formar 2 OMs 
 
 
 
 
 
 
9 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagrama de níveis de energia de OMs para H2 e He2 
 
 
 
 
 
 
10 
A molécula 
He2 
não existe! 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Molécula He2 
- A configuração eletrônica no estado fundamental da molécula He2 é 
(σs)
2 (σs*)
2 
 
- Devido ao fato de que σs* (antiligante) está preenchido e seu efeito 
desestabilizador cancela o efeito estabilizador do orbital σs, 
praticamente não tem 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 
 
Ordem de ligação (OL) na TOM 
- Indica o nº de ligações feitas entre dois átomos 
 
 
 
 
 11 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagrama de orbitais moleculares: B2, C2, N2, O2, F2 e Ne2 
 
- B2 ao N2: energia relativa dos orbitais π2p < σ2p 
- O2 ao Ne2: energia relativa dos orbitais π2p > σ2p 
 
 
 
 
 
 
 
12 
4 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagrama de orbitais moleculares para as moléculas B2, C2, N2 
 
 
 
 
 
 
13 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagrama de orbitais moleculares para as moléculas O2, F2, Ne2 
 
 
 
 
 
 
14 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagrama de orbitais moleculares para a molécula CO 
 
 
 
 
 
 
15 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagrama de orbitais moleculares para a molécula NO e CN 
 
 
 
 
 
 
16 
5 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Diagrama de orbitais moleculares: Conceitos importantes 
 
- HOMO (Highest Occupied Molecular Orbital): Orbital molecular 
ocupado de energia mais alta 
 
- LUMO (Lowest Unoccupied Molecular Orbital): Orbital molecular 
desocupado de energia mais baixa 
 
- PARAMAGNETISMO (elétrons desemparelhados na molécula ou íon) 
 
- DIAMAGNETISMO (sem elétrons desemparelhados na molécula ou 
íon) 
 
- Quanto maior a ordem de ligação, maior energia de ligação 
 
- Quanto maior a ordem de ligação, menor o comprimento de ligação 
 
 
17 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Questão 01 
 
Utilizando a teoria de orbitais moleculares (TOM), construa os 
diagramas para as espécies químicas CO e CN-. 
(a) Qual(ais) é o orbital molecular de maior nível de energia ocupado 
(“HOMO”)? 
(b) Qual(ais) é o orbital molecular de menor nível de energia 
desocupado (“LUMO”)? 
(c) Estas espécies químicas são diamagnéticas ou paramagnéticas? 
(d) Qual é a ordem de ligação para o CO e para o CN- ? 
 
 
 
 
 
18 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
Questão 02 
 
Considere o quadro abaixo, que relaciona algumas espécies e seus 
comprimentos de ligação oxigênio-oxigênio: 
 
 
 
 
 
(a) Explique, usando argumentos da TOM, por que os comprimentos 
de ligação aumentam da esquerda para a direita. 
(b) Qual espécie tem a menor energia de ionização? Qual tem a 
maior? Explique sua resposta. 
 
 
 
 
 
 
19 
Espécie O2
+ O2 O2
- O22- 
d/pm 112 121 126 149 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. - 5 ed. - Porto Alegre: Bookman, 2012. 
 
BARROS, H. L.C. Química Inorgânica: uma introdução. - Belo Horizonte: 
UFMG, 2003 
 
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química inorgânica. – 4 ed. - Porto Alegre: 
Bookman, 2008 
 
20