Slide Pt2 - Teoria do Orbital Molecular 2020

Disciplina: Química Geral Professor: 2020 Universidade Federal de Minas Gerais Instituto de Ciências Exatas Departamento de Química Teoria do Orbital Molecular 02 Aula Anterior • Teoria do orbital molecular (TOM) 2 Ordem de ligação(OL) = 1 2 (elétronsligantes − elétronsantiligantes) • Combinação linear de orbitais atômicos (CLOA) • Orbitais moleculares • Ligantes • Antiligantes • Ordem de ligação (OL) Nessa aula • Diatômicas homonucleares (2º período) • Diatômicas heteronucleares (2º período) • Ligações σ e π Teoria do Orbital Molecular 3 Molécula de H2 Ordem de ligação(OL) = 1 2 (elétronsligantes − elétronsantiligantes) Configuração eletrônica H2: σ1s 2 ED (H2) = 432 kJ.mol-1 OLhidrogênio = ½(2-0) = 1 Níveis de energia para os orbitais atômicos e moleculares para o H2 Diatômicas Homonucleares (2º período) 4 Molécula de Li2 • Os orbitais moleculares σ2s são análogos aos orbitais σ1s Níveis de energia para os orbitais atômicos e moleculares Distribuição eletrônica Li2: σ1s 2σ1s *2σ2s 2 OLlítio = ½(4-2) = 1 • A ordem de ligação (OL) pode ser calculada apenas com os elétrons de valência, Li (Z=3): [He] 2s1 OLLi2 = ½(2-0) = 1 Diatômicas Homonucleares (2º período) 5 Orbitais moleculares σ (LCAO 2pz) • Orbitais moleculares ligantes σ2pz σ2pz ≡ orbital molecular ligante σ2pz = Ψ2pza + Ψ2pzb • Orbitais moleculares antiligantes σ2pz * σ2pz ∗ = Ψ2pza − Ψ2pzb σ2pz * ≡ orbital molecular antiligante Orbitais moleculares σ2p ligante e antiligante (Atkins, 2017) + + + - - - - + + - - + + - - Diatômicas Homonucleares (2º período) 6 Orbitais moleculares π (CLOA 2px e 2py) • Orbitais moleculares ligantes π2px e π2py π2px ≡ orbital molecular ligante π2px = Ψ2pxa + Ψ2pxb + + - - • Orbitais moleculares antiligantes π2px * e π2py * + + - - π2px ∗ = Ψ2pxa − Ψ2pxb π2px * ≡ orbital molecular antiligante Orbitais moleculares π ligante e antiligante (Atkins, 2017) + - + - - + Diatômicas Homonucleares (2º período) Energia de ligação • As energias relativas dos orbitais σ e π dependem do nº atômico (Z) • E(π2p) < E(σ2p): orbital σ2p tem maior energia devido a interação dos orbitais 2s-2p (Z < 8) 7 Níveis de energia para os orbitais atômicos e moleculares • E(π2p) > E(σ2p): há uma maior sobreposição no orbital σ2p, logo terá menor energia (Z ≥ 8) • A energia relativa dos orbitais antiligantes não é alterada, E(π2p *) < E(σ2p *) / Ligações Múltiplas • Ligações múltiplas e ordem de ligação 8 OL = 1 2 (e − ligantes − e − antiligantes) • Ordem de ligação = 1 para uma ligação simples (σ) • Ordem de ligação = 2 para uma ligação dupla (1 σ + 1 π) • Ordem de ligação = 3 para uma ligação tripla (1 σ + 2 π) • São possíveis ordens de ligação fracionárias • Sobreposição frontal (ligação σ) de orbitais é mais efetiva que a sobreposição lateral (ligação π). • Ligação múltiplas são mais fortes que as ligações simples Força de ligação α Ordem de ligação α Energia de ligação Diatômicas Homonucleares (2º período) 9 Molécula de N2 e O2 N2 (N: 1s22s22p3) O2 (O: 1s22s22p4) OLN2 = ½(6-0) = 3 (ligação tripla) OLO2 = ½(6-2) = 2 (ligação dupla) ED (N2) = 941 kJ.mol-1 ED (O2) = 494 kJ.mol-1 diamagnético paramagnético σ1s 2 σ1s *2 σ2s 2 σ2s *2 π2px 2 π2py 2 σ2p 2 σ1s 2 σ1s *2 σ2s 2 σ2s *2 π2px 2 π2py 2 σ2p 2 π2px *1 π2py *1 Teoria do Orbital Molecular 10 Montando os orbitais moleculares • Coloque os orbitais atômicos em energia crescente, acrescente as setas indicando os e- • Verifique se é necessário abordar todos os elétrons ou apenas os de valência • Para cada orbital ligante inclua um orbital antiligante, mesmo se não for preenchido com elétrons • Rotule cada orbital atômico (1s, 2s, 2px, 2py, etc) e molecular (σ1s , σ1s *, σ2pz , π2px,etc) • Inclua os elétrons seguindo as regras de Hund e Pauli Diatômicas Heteronucleares (2º período) 11 Molécula de HF Os orbitais σ1s e σ2s são não-ligantes Os orbitais π2p são não-ligantes O F é mais eletronegativo que o H • Irão se combinar os orbitais com energias próximas • Orbitais atômicos que não se combinam são designados como orbitais moleculares não-ligantes • O elemento mais eletronegativo irá ter orbitais atômicos de menor energia OLHF = ½(2-0) = 1 (ligação simples) • A ordem de ligação não leva em conta elétrons em orbitais moleculares não-ligantes Pontos importantes 12 • Teoria do orbital molecular (TOM) • Diatômicas homonucleares • Ligações múltiplas • Ligações π e σ • Diatômicas heteronucleares Referências • ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. • Brown , T. L.; Lemay, H. E.; Bursten, B. E.; Burdge, J.R. Química. A Ciência Central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2017. 13