Estrutura Atômica e Moleculaire: Postulados e Hibridização do Carbono

39 2 Estrutura atômica e molecular Kekulé Couper e Butlerov trabalhando independentemente lançaram os postulados básicos da química orgânica onde propuseram que o carbono seria tetravalente formaria quatro ligações iguais e poderia sofrer encadeamento Le Bel e Vant Hoff idealizaram um modelo espacial para o átomo de carbono considerando que o mesmo ocuparia o centro de um tetraedro regular com suas valências voltadas para o vértice do tetraedro A simples formação da ligação química explica os estados de valência dos átomos nas moléculas e as proporções em que se combinam A direção das ligações a estereoquímica das moléculas e a energia envolvida na ligação são fatores importantes na reatividade das moléculas A análise matemática da estrutura atômica quando analisada através da mecânica ondulatória mostra que os elétrons se comportam como ondas e como partículas para sua descrição podem ser adotados modelos baseados na densidade das nuvens eletrônicas ou na probabilidade de distribuição dos elétrons Os elétrons externos de um átomo que são os que formam as ligações podem ser tratados matematicamente como ondas e um resultado importante da solução da equação de onda é que a densidade eletrônica ou probabilidade de distribuição eletrônica não esta sempre orientada igualmente no espaço esta pode estar dirigida ou concentrada em certas direções Os elétrons s possuem uma distribuição radial esférica não existe direção preferida no espaço Estes elétrons se localizam usualmente em órbitas eletrônicas interiores e formam ligações fracas que não determinam a estereoquímica Os elétrons 1s do átomo do hidrogênio não possuem direção preferida para formar ligações Os elétrons p se distribuem nos lóbulos de carga havendo três nuvens eletrônicas perpendiculares entre si Os orbitais p estão dirigidos segundo eixos definidos e portanto formam ligações segundo uma direção preferencial 1s 2s pz py px 40 21 Hibridação dos orbitais do carbono O carbono se localiza na família 14 da tabela periódica possuí quatro elétrons na camada de valência e a seguinte distribuição eletrônica 1s2 2s2 2p2 De acordo com a mecânica quântica a configuração eletrônica de um átomo de carbono em seu estado de energia mais baixo recebe a denominação de estado fundamental e é representado por Estado Fundamental Esta distribuição eletrônica nos orbitais s e p permite ao carbono estabelecer duas ligações covalentes uma vez que existem apenas dois elétrons desemparelhados Esta distribuição eletrônica impossibilita o carbono de realizar quatro compartilhamentos eletrônicos e fica em desacordo com os postulados básicos da química lançados de formas independentes por Kekulé Couper e Butlerov que propuseram que o carbono é tetravalente e forma quatro ligações Le Bel e VanHoff propuseram para o carbono formador de quatro ligações simples um modelo espacial tetraédrico Neste modelo o carbono se encontra no centro do tetraedro com suas valências voltadas para o vértice Para o carbono formar as quatro ligações é necessário a hibridação dos orbitais s e p Veja como acontece o processo de hibridação Na hibridação de orbital que só acontece no mesmo nível quântico combinamos orbitais não elétrons Os elétrons podem então ser colocados em orbitais híbridos conforme a necessidade para a formação de ligações mas sempre de acordo com o Princípio da Exclusão de Pauli de não mais de dois elétrons com spins opostos em cada orbital O estado ativado é formado pela transferência de um elétron do orbital s para o p O estado ativado permite a ocorrência de três tipos de hibridação sp3 sp2 e sp 22 Hibridação sp3 do carbono Esse tipo de hibridação existe no carbono que faz quatro ligações sigma O termo sp3 designa um orbital híbrido formado a partir de um orbital s e três orbitais p Estado ativado Estado Híbrido ns2 np2 px py pz sp3 sp3 sp3 sp3 41 O antigo orbital 2s se uniu aos orbitais 2p formando quatro orbitais sp3 semipreenchidos de mesma energia Assim o carbono poderá efetuar quatro ligações sigma justificando portanto seu comportamento tetravalente ψ ψ ψ ψ ψ ψ ψ Orbital 2S Orbital 2py Orbital 2px Orbital 2pz Hibridização ψ ψ ψ ψ 10950 Figura 201 A hibridização de orbitais atômicos de um átomo de carbono Solomons 2005 Orbitais híbridos sp3 O carbono que faz quatro ligações sigma tem geometria tetraédrica devido ao ângulo de afastamento entre os pares eletrônicos dos quatro orbitais sp3 esse ângulo corresponde a 10905 Os elementos da família do carbono silício e germânio também formam moléculas através desse tipo de hibridação 23 Orbital sp3 e a estrutura dos alcanos A assimetria dos orbitais sp3 figura 202 ocorre devido à existência de uma propriedade dos orbitais que diz o seguinte quando a função de onda para o orbital 2p é resolvida os lóbulos separados pelo nodo possuem sinais algébricos contrários positivo e negativo Sendo assim quando um orbital p se combina com o orbital s o lóbulo positivo do orbital p se adiciona ao orbital s enquanto que o lóbulo negativo se subtraí do orbital s Desta forma o orbital híbrido formado será assimétrico e terá a seguinte forma Figura 202 Assimetria de um orbital sp3 Na formação da estrutura do metano formamse quatro ligações sigmas através do compartilhamento de elétrons pertencentes aos orbitais sp3 do carbono e 42 o orbital s do hidrogênio A estrutura do etano mostra a sobreposição de dois orbitais sp3 pertencentes a cada um dos carbonos para a formação da ligação sigma entre dois carbonos O lóbulo pequeno do orbital sp3se encontra ausente para melhor clareza do desenho CH4 Metano CH3 CH3 Etano Ligação sigma entre carbonos Ligação sigma entre carbono e hidrogênio H H H H H H H H H H C C H H H H H H C H H H H 1095 0 24 Hibridização sp2 A hibridação inicia no estado ativado dos orbitais pela combinação de um orbital 2s com dois orbitais 2p essas interações entre os orbitais dão origem a três novos orbitais denominados sp2figura 203 O terceiro orbital 2p que não participou do processo de hibridação será responsável pela formação da ligação pi O carbono com hibridação sp2 forma quatro ligações sendo três sigmas formadas com os três orbitais sp2 e uma pi formada pelo orbital 2p que não participou do processo de hibridação 2s2 2px1 2py1 2s1 2px1 2py1 2pz1 Estado fundamental Estado ativado ou excitado sp 2 Estado hibridado sp2 sp 2 sp 2 Orbital p formador da ligação pi Figura 203 Hibridização sp2 Veja a disposição espacial do carbono sp2 Os três orbitais híbridos sp2 se encontram dispostos em um plano formando entre si um ângulo de 1200 figura 204 Esses três orbitais são responsáveis pela formação de três ligações sigmas O orbital p que não 43 participou do processo de hibridação se localiza perpendicularmente ao plano que contém os orbitais hibridados sendo o formador da ligação pi Três orbitais sp2 Orbital p perpendicular aos orbitais hibridados Figura 204 Orbital híbrido sp2 A conexão de dois carbonos sp2 leva a formação do eteno hidrocarboneto mais simples da classe dos alcenos também denominados de olefinas Observe na figura 205 a disposição espacial dos orbitais p responsáveis pela formação da ligação pi C CH4 H H H H C CH3 H H H H CH2 CH2 Figura 205 Movimento eletrônico no orbital p Perceba que esta disposição espacial possibilita a passagem de elétron de um orbital para outro neste movimento surge à estrutura formada por um orbital p vazio e um orbital p completo com dois elétrons o carbono sp2 portador do orbital p vazio fica catiônico enquanto que o outro por possuir o orbital p com dois elétrons se torna aniônico Esse movimento eletrônico nos orbitais p é conhecido com o nome de efeito de ressonância figura 206 A ocorrência do efeito e mostrada com o uso desta seta Uma estrutura orgânica portadora de carbono sp2 será mais estável com seus elétrons pi deslocados O deslocamento de elétrons denominada de ressonância ocorre para estabilizar a molécula Por este motivo é comum dizermos que uma substancia é estabilizada por ressonância C C H H H H C C H H H H H2C CH2 H2C CH2 Figura 206 Ressonância do eteno A movimentação de elétrons e mostrada com o uso de setas veja 44 Movimentação de par de elétrons utilizada em reações polares Movimetação de um elétron utilizada em reações radicalares Indica a passagem de uma forma de ressonância para outra 25 Orbitais sp2 e a estrutura do eteno A estrutura do eteno apresenta cinco ligações sigmas e uma ligação pi As ligações sigmas são realizadas com os orbitais hibridados sp2 do carbono enquanto que a ligação pi é formada pela sobreposição do orbital p de cada carbono que não sofreu o processo de hibridação Desta forma entre os dois carbonos se formarão duas ligações uma sigma e uma pi essas duas ligações são conhecidas com a denominação de ligação dupla figura 207 H H H H Ligação sigma entre carbonos Sopreposição de orbitais sp2 Ligação sigma entre carbono e hidrogênio Sopreposição de orbital sp2 e orbital s A sobreposição dos orbitais p Ligação pi H H H C C H Ligação pi Sigma Sigma Figura 207 Estrutura orbitalar do eteno O sitio reacional dos alcenos se encontra na ligação pi pelo fato do par de elétrons que forma essa ligação ser facilmente deslocado de um orbital p para outro Quando esse par de elétrons se desloca provoca uma carga negativa no carbono que contém o orbital p que recebeu o par de elétrons e uma carga positiva no carbono que contém o orbital p que perdeu elétron Desta forma fica criado um dipolo elétrico Neste local ocorre a transformação química pois pode ser adicionado um reagente transformador integralmente pela conexão da parte positiva do reagente no pólo negativo do alceno e da parte negativa no pólo positivo do alceno Polo positivo do alceno recebe parte negativa nucleófilo do reagente transformador Polo negativo do alceno recebe parte positiva eletrófilo do reagente transformador A parte positiva do reagente é denominada de eletrófilo enquanto que a parte negativa é denominada de nucleófilo H2C CH2 H2C CH2 45 26 A ligação pi e o efeito de ressonância O movimento de elétrons de um orbital p para outro é chamado de fenômeno de ressonância A relação entre uma forma de ressonância e outra é representada por uma seta de duas pontas Nas formas de ressonância os átomos ocupam o mesmo lugar A estrutura real é um híbrido de ressonância Na estrutura do 13butadieno o deslocamento do par de elétrons através dos orbitais p gera um carbono aniônico e outro catiônico O carbono aniônico esta indicando que o orbital p esta completo com dois elétrons enquanto que o carbono catiônico indica que o orbital p esta vazio figura 208 HC CH H2C CH2 HC CH H2C CH2 H2C HC CH CH2 H2C CH CH2 HC H2C CH CH2 CH H2C CH CH2 HC H2C CH CH2 CH 10 movimento 20 movimento Figura 208 Ressonância do 13butadieno Observe o fenômeno de ressonância em alguns compostos Ressonância no cicloheptatrieno 46 H O H O H O H O H O H O Ressonância no benzaldeído NH2 NH2 NH2 NH2 NH2 Ressonância na anilina 27 Estruturas de Alcenos H2C CH2 H H H H π π σ σ H H H H H H H H Eteno CH2 CH2 O eteno é um reagente químico industrial utilizado para a síntese do etanol etanal e polietilenoÉ também o hormônio vegetal produzido no amadurecimento de bananas e tomates O propeno é utilizado na produção de polipropileno O propeno possuí duas formas contribuintes de ressonância CH3CHCH2 CH3 CH CH2 a b H3C HC CH2 a b H3C HC CH2 H3C HC CH2 Contribuição de resssonância mais estável Contribuição de resssonância menos estável 47 H H H H3C Propeno 2 buteno CH3 CH3 CH3 CH3 H H H H Cis2buteno Trans2buteno Ciclopenteno Cicloexeno 28 Nomenclatura E Z para alcenos Para carbonos sp2 trissubstituído e tetrassubstituído se utiliza uma nomenclatura mais abrangente baseada no critério de prioridades de Cahan Ingol e Prelog Nesta nomenclatura os ligantes de maior prioridade voltados para o mesmo lado recebe a denominação de Z enquanto que voltados para lados opostos da molécula recebem a nomenclatura E A maior prioridade do ligante se obtém pela verificação do peso atômico do átomo ligado diretamente ao carbono sp2 O átomo de maior peso terá maior prioridade Os símbolos Z e E foram obtidos das palavras alemãs Zusammem Z e Entgegen E que significam respectivamente juntos e opostos C C C C Prioridade maior maior Prioridade maior maior Prioridade Prioridade Diasteroisômero E Diasteroisômero Z 48 Cl F H H3C Maior prioridade Maior prioridade Cl F CH3 H Maior prioridade Maior prioridade E1Cloro1fluopropeno Z1Cloro1fluopropeno Cl F Br H3C Maior prioridade Cl F H Br Maior prioridade Maior prioridade Z2Bromo1Cloro1fluopropeno Maior prioridade E2Bromo1Cloro1fluopropeno CH2 CH CH2 CH CH2 Dieno isolado 14 pentadieno CH2 CH CH2 CH CH Dieno conjugado 13 pentadieno 13Cicloexadieno Dieno conjugado cíclico 14Cicloexadieno Dieno isolado cíclico Estereoisômeros com duas ligações pi Dienos conjugados 49 29 Hibridação sp A hibridação sp é a mistura de um orbital s com um orbital p pertencentes a um mesmo nível quântico resultando em dois novos orbitais híbridos denominados de sp que serão responsáveis pela formação de duas ligações sigmas Este processo de hibridização segue a mesma linha de raciocínio aplicada anteriormente nas hibridações sp3 e sp2 mudando apenas a combinação dos orbitais no estado ativado que passa a ser um orbital s interagindo com um orbital p gerando dois novos orbitais sp Num carbono do tipo sp existirão dois orbitais p que não participaram do processo de hibridação orbitais puro e serão responsáveis pela formação de duas ligações covalentes do tipo π e dois orbitais hibridados sp que serão responsáveis pela formação de duas ligações sigmas 2s2 2px1 2py1 2s1 2px1 2py1 2pz1 sp1 sp1 2 orbitais p que não passaram pelo processo de hibridação Cada orbital p é responsável pela formação de uma ligação pi por esta razão formamse duas ligações pi Estado fundamental Estado ativado ou excitado Estado hibridado sp geometria linear ângulo entre os orbitais 1800 As funções orgânicas portadoras de carbono sp são denominadas de alcinos ou alquinos Esta classe de compostos são hidrocarbonetos que possuem na sua estrutura a tripla ligação representada por três traços contínuos como esta indicado na estrutura do acetileno mostrada abaixo assim fica representado uma ligação sigma e duas pis CH CH OU CHCH Etino ou acetileno CH3C CH propino Cicloexino 50 A presença de duas ligações pi nos alcinos permite duplo movimento de ressonância em planos diferentes desta forma pode ocorrer na estrutura à reação de adição parcial e total Veja como ficaria a movimentação eletrônica nos orbitais pfigura 209 CH2 CH CH HC CH2 C CH2 C A tripla ligação do etino é formada por duas ligações pi e uma ligação sigma As duas ligações pi da estrutura permitem reação de adição parcial e total Figura 209 Ressonância parcial do etino Na primeira ressonância ocorrem duas possibilidades de deslocalizar os elétrons permitindo ao eletrófilo a conexão em qualquer um dos orbitais p preenchidos este efeito de ressonância nos dois pares de orbitais p acontece pelo fato de cada carbono possuir dois orbitais p perpendiculares entre si CH CH CH CH E NU CH CH E NU 210 Hibridação do Boro O boro possui numero atômico cinco apresenta na camada de valência três elétrons isto permite a ocorrência de orbital p incompleto por este motivo os compostos de boro se comportam como ácido de Lewis n2 2s2 2px1 2pyo 2pzo Estado Fundamental 51 n2 2s1 2px1 2py1 2pzo orbital sp2 orbital sp2 orbital sp2 orbital p não hibridado perpendicular ao plano que contém os orbitais hibridados está vazio 3 orbitais híbridos sp2 que formam angulo de 120o entre si Estado Excitado Estado Hibridado n2 O trifluoreto de boroBF3 é muito usado em reações orgânicas É um ácido de Lewis por possuir um orbital vazio O diborano é um composto de boro utilizado na reação orgânica de hidroboração de olefinas A reação a seguir mostra o diborano interagindo com o tetraidrofurano O boro recebe um o par de elétrons do oxigênio por ser um ácido de Lewis No momento em que o boro recebe o par de elétrons a estrutura do diborano se rompe B2H6 2 O O 2 H3B B H H H H B H H O 2 2 O BH3 Diborano Tetrahidrofurano THF Complexo borano tetrahidrofurano O complexo boranotetraidrofurano interage com o alceno permitindo simultaneamente três movimentos eletrônicos O primeiro movimento eletrônico é a devolução do par de elétrons do oxigênioO segundo movimento eletrônico mostra o boro recebendo o par de elétrons pi da olefina no momento em que isto acontece é liberado da estrutura do borano um hidreto que faz conexão no orbital p vazio do carbono sp2 da olefina O B H H H CH2 H2C O H2C CH2 B H H H 1o 2o 3o 52 O B H H H CH2 H2C O H2C CH2 B H H H 211 Hibridação dos Orbitais do Nitrogênio N família 15 camada de Valencia ns2 np3 n2 2s2 2px1 2py1 2pz1 Estado Fundamental n2 4 orbitais sp3 Estado Hibridado Geometria tetraédrica Ângulo entre os orbitais 1095o orbital sp3 orbital sp3 orbital sp3 orbital sp3 A repulsão entre os elétrons não ligantes e os elétrons de ligação faz com que o ângulo de 1090 28 1095o diminua para 1070 A nova geometria molecular formada é piramidal e permite a molécula maior estabilidade Repulsão entre o par de elétrons não ligante com elétrons ligantes H H H R R R H H H Geometria tetraédrica Geometria trigonal piramidal 107o Repulsão entre o par de elétrons não ligante com elétrons ligantes é minimizada O nitrogênio com hibridação sp3 esta presente nos compostos orgânicos nitrogenados que estão representados pelas aminas primárias secundárias e terciárias H3C H2 C NH2 H3C H N CH3 H3C N CH3 H3C Amina primária Etilamina Amina secundária Dimetilamina Anina terciária Trimetilamina 53 212 Hibridação do Oxigênio Oxigênio família 16 camada de Valencia ns2 np4 n2 2s2 2px1 2py1 2pz1 Estado fundamental n2 4 orbitais sp3 Estado Hibridado Geometria tetraédrica Ângulo entre os orbitais 1095o orbital sp3 orbital sp3 orbital sp3 orbital sp3 Na molécula da água ocorrem dois tipos de repulsões uma entre os pares de elétrons não ligantes e outra entre os elétrons não ligantes e os elétrons de ligaçãoPara diminuir a repulsão eletrônica o ângulo entre os orbitais passa para 1050A nova geometria molecular é denominada de angular Repulsão entre o par de elétrons não ligante com elétrons ligantes H H R R1 R Geometria tetraédrica Geometria angular R1 Repulsão entre os pares de elétrons não ligante R1 R O H H 105O Repulsão eletrônica ocasionada po R e por R1 é minimizada 213 Hibridação do enxofre 16S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Ne 3s2 3p4 4so 3do Ne Ne 3s1 3p3 4so 3d2 6 orbitais hibridos s p3 d2 Estado fundamental Estado excitado Estado hibridado 54 S SF6 S F F F F F F F F F F F F Figura 210 Estrutura do hexafluoreto de enxofre 214 Teoria do orbital molecular Em 1926 surgiu no mundo da química uma nova teoria de estrutura atômica e molecular desenvolvida independentemente por três cientistas Erwin Schrodinger Werner Heisenberg e Paul Dirac Essa teoria que foi chamada de mecânica ondulatória por Schrodinger e de mecânica quântica por Heisenberg se tornou a base de todo entendimento moderno para as ligações químicas Para Schrodinger a movimentação dos elétrons é de natureza ondulatória Lembre que a idéia de que o elétron tem propriedades de uma onda bem como de uma partícula foi proposta por Louis de Broglie em 1923 Schrodinger desenvolveu a mecânica ondulatória levando em conta que os movimentos eletrônicos podiam ser tratados como ondas considerou que os estados estacionários em um átomo ou molécula eram comparáveis a ondas estacionarias e que a equação de ondas que descreve o movimento de um elétron preso dentro de um átomo ou molécula deveria ser uma equação análoga a que se emprega para descrever um sistema de ondas estacionarias ou seja com condições de contorno Werner Heisenberg independentemente e um pouco antes obteve os mesmos resultados que Schrodinger por outra formulação chamada de mecânica de matrizes Apesar da aparência completamente diferente as formulações de Heisemberg e Schrodinger são equivalentes e ambas são casos particulares da teoria quântica mais geral de Dirac e J Von NeumanO formalismo que se utiliza em química é o de Schrodinger A equação de Schrodinger independente do tempo para estados estacionários descreve o movimento do elétron em função de sua energia e é representada pela igualdade matemática HΨEΨ PsiΨ é a função de onda que caracteriza o orbital que seria uma distribuição possível do elétron no espaço E é a energia associada a cada orbital H é o operador hamiltoniano o mais importante da mecânica quântica este operador esta previsto no segundo postulado da mecânica quântica que diz a cada propriedade física do sistema corresponde um operador hermitiano linear que deve ser obtido das expressões clássicas O hamiltoniano geral para uma molécula de M núcleos e N elétrons na ausência de campos externos e desprezando os efeitos não coulombianos é representado por H Energia cinética dos núcleos energia cinética dos elétrons repulsão entre núcleos repulsão entre elétrons atração entre núcleos e elétrons 55 Para um sistema em que a energia potencial é zero o hamiltoniano seria H ħ2m 2 ħ h2π 2 2x2 2y2 2z2 ħ é chamado de h cortado e representa a razão entre a constante de Planck e 2π h2π 2 é o laplaciano expresso pelo somatório das segundas derivadas em xy e z A função de onda psi quando elevada a potencia 2 Ψ2 representa a probabilidade de se encontrar um elétron em uma determinada região do espaço Gráfico em três dimensões de Ψ2geram as formas dos orbitais O comportamento do elétron como onda pode ser visualizado como o de uma corda de violão A parte superior da onda representa o sinal positivo da função de onda psi o toque da curva no eixo horizontal é denominado de plano nodal neste ponto a função de onda psi adquiri valor nulo A parte inferior da onda representa o sinal negativo da função de onda psi O deslocamento para cima ou para baixo corresponde à fase da onda Combinandose duas ondas de mesma fase que pode ser realizado pela sobreposição de psi positivo com psi positivo ou ainda sobreposição de psi negativo com psi negativo quando isto acontece as amplitudes se somam e dizemos que estamos diante de uma interferência construtiva da função de onda Efetuandose a combinação de ondas de fases diferentes que pode ser efetuado pela combinação de psi positivo com psi negativo efetuamos a formação de uma amplitude positiva e outra negativa nesta situação as amplitudes não se somam e formase o nodo O nodo é descrito pelo momento em que a onda corta o eixo horizontal formase o que chamamos de interferência destrutiva Este processo é chamado de interferência destrutiva da função de onda 215 Orbital molecular ligante e antiligante Quando as funções de onda referente a cada elétron estão em fase ocorre a sobreposição dos orbitais atômicos Assim as amplitudes se somam e a interferência recebe a denominação de interferência construtiva dos orbitais atômicos e formase o orbital molecular ligante A função de onda que representa o orbital molecular ligante é representada matematicamente pela equação ΨOML N ΨA ΨB ΨOML é a função de onda que representa o orbital molecular ligante ΨA é a função de onda que representa o orbital atômico A ΨB é a função de onda que representa o orbital atômico B N é o fator de normalização da função Ψ decorrente do fato da função psi obedecer a equação Ψ Ψdττττ1 e ser portanto uma função normalizada todo o espaço Toda a informação acercadas propriedades do sistema está contida na função Ψ Se a função psi não depende explicitamente do tempo dizse que o sistema se encontra num estado estacionário Para que a função psi possa dar origem a uma probabilidade ela deve ser continua assim como suas derivadas e monovalorada isto é deve ter um só valor Quando as funções de onda psi referente a cada elétron estão fora de fase as amplitudes passam a ter sinais contrários e portanto não se somam para esta situação aparece a formação do nodo ou nó e a interferência recebe a denominação de interferência 56 destrutiva dos orbitais atômicos e formase o orbital molecular antiligante A função de onda que representa o orbital molecular antiligante é representada matematicamente pela equação ΨOMAL N ΨA ΨB ΨOMAL é a função de onda que representa o orbital molecular antiligante ΨA é a função de onda que representa o orbital atômico A ΨB é a função de onda que representa o orbital atômico B O numero de orbitais moleculares resultantes é sempre igual ao numero de orbitais atômicos que se combinaram figura 211 Orbitais atômicos com o mesmo sinal de fase ψ ψ 1s 1s Orbital molecular ligante sigma Interferência construtiva menor energia σ Orbitais atômicos com sinais de fase diferentes ψ ψ 1s 1s Orbital molecular antiligante sigma Interferência destrutiva maior energia σ Nó ou nodo Região de baixa densidade eletrônica Figura 211 Formação das ligações sigma e sigmaFessenden 1982 2151 Orbital molecular ligante pi e antiligante pi Vamos utilizar para este entendimento a molécula do eteno figuras 212 e 213 Primeiramente será efetuada a formação do orbital molecular ligante π e posteriormente será efetuada a formação do orbital molecular antiligante π C H H C H H σ π C C H H H H Funções de onda em fase Orbital molecular ligante Interferência construtiva dos orbitais atômicos menor energia Figura 212 Formação da ligação pi Fessenden1982 57 C H H C H H σ C C H H H H Funções de onda fora de fase Orbital molecular antiligante Interferência destrutiva dos orbitais atômicos maior energia π π Figura 213 Orbital molecular antiligante π Fessenden1982 As energias relativas dos orbitais ligante nãoligante e antiligante são mostradas na figura 214 Energia Orbital Orbital molecular ligante Orbital molecular ligante Orbital molecular antiligante Orbital molecular antiligante Orbital molecular nãoligante σ σ π π elétrons n Ocupado Desocupado Figura 214 Energia relativa dos orbitais moleculares Pavia1996 Neste diagrama de energia o orbital ocupado de maior energia HOMO é o não ligante enquanto que o orbital molecular desocupado de mais baixa energia LUMO é o π Na estrutura da propanona o orbital molecular ocupado de maior energia é preenchido pelos elétrons não ligantes figura 215 Oxigênio maior densidade eletrônica Elétrons livresOrbital molecular nãoligante HOMO CH3COCH3 Propanona Figura 215 Identificação do orbital molecular nãoligante na propanona