teoria do orbital molecular
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Universidade Federal de Minas Gerais
Instituto de Ciências Exatas
Departamento de Química
Teoria do Orbital Molecular –
Moléculas Diatômicas
Prof. Gilson de Freitas Silva
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Teoria do Orbital Molecular
A TOM foi desenvolvida por Robert S. Mulliken (1932).
A TOM é uma alternativa à TLV, segundo ela, os orbitais
atômicos deixam de existir quando os átomos se unem para
formar moléculas. Orbitais moleculares passam a existir, com
novas energias e constituem uma propriedade da molécula
como um todo.
Ela é importante pois explica alguns fatos experimentais que
a TLV ou a Teoria de Lewis não são capazes de explicar.
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superposição de ondas em fase interferência construtiva
superposição de ondas fora de fase interferência destrutiva
Uma propriedade importante das ondas: interferência
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Considerando a formação da molécula de hidrogênio (H2)
Função de onda: AB = cAA cBB
Significado: a onda representada pelo termo cAA interfere
construtivamente com a onda representada por cBB,
ocorrendo um aumento da amplitude da função de onda na
região internuclear.
Combinação linear de orbitais atômicos
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Representação da formação da ligação para o H2
A força da ligação é proporcional à superposição dos orbitais atômicos.
Em consequência, os átomos na molécula tendem a ocupar uma posição
em que haja um máximo de superposição entre os orbitais.
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Combinação Linear dos Orbitais Atômicos 1s
+2 = 2 = N2 [1sa
2 + 1sb2 + 2(1sa)(1sb)]
1sa2 - a densidade de probabilidade do
elétron estar confinado no orbital atômico de A. 1sb
2 - a densidade de probabilidade do elétron estar confinado no orbital atômico de B. 2(1sa)(1sb) – maior densidade de probabilidade no eixo internuclear .
A B
A B
OM Orbital Ligante Energia Menor OAs
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Combinação Linear dos Orbitais Atômicos 1s
-2 = 2 = N2 [1sa
2 + 1sb2 - 2(1sa)(1sb)]
1sa2 - a densidade de probabilidade do
elétron estar confinado no orbital atômico de A. 1sb
2 - a densidade de probabilidade do elétron estar confinado no orbital atômico de B. 2(1sa)(1sb) - baixa densidade de probabilidade no eixo internuclear – plano nodal
Orbital Molecular Anti-Ligante Energia Maior OAs A
A
B
B
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Orbitais Ligantes
Orbitais Anti-ligantes
região de Interferência
destrutiva
região de interferência construtiva
orbital (sigma)
= 1sa + 1sb
= 1sa – 1sb
orbital * (sigma)
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Orbital : cilindricamente simétrico em relação ao eixo internuclear
“g”: (“gerade”) não muda de sinal sob inversão em relação ao ponto médio entre os dois núcleos
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Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) – A molécula de H2
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Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) – A molécula de Li2
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Formação de Orbitais Moleculares e para orbitais p
a) 2pz – 2pz (segundo o eixo z)
b) 2pz + 2pz (segundo o eixo z)
c) 2px + 2px (segundo o eixo z)
d) 2px – 2px (segundo o eixo z)
e) 3dxz – 3dxz (segundo o eixo z)
f) 3dxz + 3dxz (segundo o eixo z)
g) 3dz2 + 3dz2 (segundo o eixo z)
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Formação de Orbitais Moleculares para orbitais d
dx2-y2 + dx2-y2 (segundo o eixo z)
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Elemento E.I.O.V (2s) E.I.O.V (2p) E.I.O.V
B 14,0 8,3 5,7
C 19,4 10,6 8,8
N 25,6 13,2 12,4
O 32,3 15,8 16,5
F 40,2 18,6 21,6
Energia de Ionização dos Orbitais de Valência (em eV) para elementos do
bloco p do segundo período.
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Diagramas de Energia para Moléculas Diatômicas Homonucleares:
Energia dos Orbitais Atômicos de Valência
Átomo Subníveis
1s 2s 2p 3s 3p
H 13,6
He 24,6
Li 5,4
Be 9,3
B 14,0 8,3
C 19,4 10,6
N 25,6 13,2
O 32,3 15,8
F 40,2 18,6
Ne 48,5 21,6
Na 5,1
Mg 7,6
Al 11,3 5,9
Si 14,9 7,7
P 18,8 10,1
S 20,7 11,6
Cl 25,3 13,7
Ar 29,2 15,8
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Mistura de Orbitais s e p
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Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM) – B2, C2 e N2
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Mudanças nos níveis de energia dos orbitais moleculares e a configuração eletrônica no estado fundamental dos orbitais de valência de moléculas diatômicas homonuclaeres
envolvendo os elementos do segundo período
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Moléculas Diatômicas do Segundo Período
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CORRESPONDÊNCIA ENTRE AS DIFERENTES NOTAÇÕES
PARA ORBITAIS MOLECULARES DE MOLÉCULAS DIATÔMICAS HOMONUCLEARES.
1s 1g s 1g
*1s u1s 1u
2s g2s 2g
*2s u2s 2u
2px u 2px 1u
2py u 2py 1u
2pz g 2pz 3g
*2px g 2px 1g
*2py g2py 1g
S*2pz u2pz 3u
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TOM: Moléculas Diatômicas Heteronucleares
Função de onda: AB = cAA cBB
Os orbitais moleculares se diferenciam por terem contribuições desiguais
de cada orbital atômico.
O elemento mais eletronegativo tem maior contribuição para os orbitais
moleculares ligantes.
O elemento menos eletronegativo tem maior contribuição para os orbitais
moleculares antiligantes.
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Diagramas de Energia para Moléculas Diatômicas Heteronucleares:
Energia dos Orbitais Atômicos de Valência
Átomo Subníveis
1s 2s 2p 3s 3p
H 13,6
He 24,6
Li 5,4
Be 9,3
B 14,0 8,3
C 19,4 10,6
N 25,6 13,2
O 32,3 15,8
F 40,2 18,6
Ne 48,5 21,6
Na 5,1
Mg 7,6
Al 11,3 5,9
Si 14,9 7,7
P 18,8 10,1
S 20,7 11,6
Cl 25,3 13,7
Ar 29,2 15,8
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Diagrama de Energia para os Orbitais Moleculares do CO
*
*
*
1
2*
1
3
2* LUMO
HOMO
Átomo de Carbono Átomo
Oxigênio Monóxido de Carbono CO
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TOM Aplicada a Moléculas Poliatômicas
Moléculas de geometria Trigonal (CO32‒)
= pz(C) + pz(O) + pz(O) + pz(O)
* = ‒ pz(C) + pz(O) + pz(O) + pz(O)
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Diagrama de Energia para os Orbitais Moleculares do CO2
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Diagrama de Energia para os Orbitais Moleculares da H2O
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Diagrama de Energia para os Orbitais Moleculares do CH4
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Diagrama de Energia para os Orbitais Moleculares do C2H4