há a formação de uma região de alta densidade eletrônica ... · 2 (comprimento da ligação...
TRANSCRIPT
Há a formação de uma região de alta densidade eletrônica
entre os dois núcleos.
Há a formação de um nó entre os dois núcleos.
Amplitudes das funções
de onda se somam.
Amplitudes das funções
de onda se subtraem.
Funções de onda atômicas podem ser somadas para se obter funções de onda moleculares.
Se as funções de onda resultantes se reforçam mutuamente, é formado um tipo de orbital chamado de ligante.
Se as funções de onda resultantes se cancelam mutuamente, é formado um outro tipo de orbital chamado de antiligante.
Mecânica Ondulatória para formação de
ligações covalentes
Ligações covalentes – Representação das
energias dos OM
Diagramas de níveis de energia do H2 e He2
(molécula hipotética).
Ordem de Ligação (OL) de OM
OL=1/2 (número de e- ligantes – número de e- antiligantes)
Assim, OL = 1 (ligação simples) ; OL = 2 (ligação dupla) ; OL
= 3 (ligação tripla)
Para moléculas com número ímpar de e-, são possíveis OL
iguais a ½; 3/2 ou 5/2.
A OL do H2 é 1 e do He2 é zero, confirmando ser o He2 uma
molécula hipotética inviável, do ponto de vista da TOM.
Para moléculas simples, a OL informa a quantidade
de ligações efetuadas entre dois átomos.
Ordem de Ligação (OL) de OM
Ordens de ligação de 0,5 (meia ligação química
covalente) são possíveis de serem observadas pela
TOM.
Isso ajuda a provar a existência e estabilidade de vários
cátions observados experimentalmente.
H2+ (comprimento da ligação H-H = 106 pm, energia de
ligação H-H = 255 kJ/mol)
He2+ (comprimento da ligação He-He = 108 pm, energia
da ligação He-He = 251 kJ/mol).
1 picômetro (pm) = 10−12 metros
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonucleares do segundo período
Os átomos do segundo período têm orbitais de valência 2s e
2p; precisamos considerar como eles interagem para formar
OMs, segundo as regras seguintes:
1. O número de OMs formado é igual ao número de AO
combinados;
2. Cada OM formado pode acomodar, no máximo, dois e-, com
seus spins emparelhados (Princípio da Exclusão de Pauli);
3. Quando os OMs de mesma energia são ocupados, um e-
entra em cada orbital (com o mesmo spin) antes de ocorrer o
emparelhamento (Regra de Hund).
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonucleares do segundo
período – OM do Li2 e Be2
OL (Li2) = ½ (4-2) = 1 (Ligação simples entre os dois Li)
OL (Be2) = ½ (4-4) = 0 (O Be2 não existe, pela TOM)
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonucleares do segundo
período – OM a partir de OA 2p
Diagrama que pode ser aplicado a O2, F2 e Ne2.
Os orbitais π2p e π2p* são
duplamente degenerados.
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonucleares do segundo
período – Comparações energéticas
Interação 2s – 2p aumenta Interação 2s – 2p diminui
Moléculas diatômicas homonucleares do segundo
período – Comparações energéticas
Energia de ligação (kJ/mol)
Comprimento da ligação (pm)
N2 N2+ O2 O2
+
945
110
498 841 623
112 121 112
Quando se remove um e- do N2 , há a formação de
um íon (N2+) com energia menor e comprimento de
ligação maior em relação ao N2. No entanto, para o
O2 ocorre o oposto. Por qual motivo isso ocorre?
s2s
s2s
2p
s2p
2p
s2p
N2 N2+ O2 O2
+
1/2(8-2)=3 1/2(7-2)=2.5 1/2(8-4)=2
s2s
s2s
2p
s2p
2p
s2p
Perde-se um e- ligante Perde-se um e- antiligante
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
• As energias (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 diminui.
O orbital molecular ocupado de mais alta
energia (HOMO) é o orbital molecular que, de
acordo com o princípio de construção, é o último
a ser ocupado.
O orbital molecular vazio de mais baixa
energia (LUMO) é o próximo orbital molecular de
maior energia.
HOMO: Highest Occupied Molecular Orbital
LUMO: Lowest Unoccupied Molecular Orbital
“Orbitais de Fronteira” = aqueles onde as reações
químicas efetivamente ocorrem.
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonucleares –
Características magnéticas
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonucleares
do segundo período – Características magnéticas
Compostos Paramagnéticos: São atraídos por um campo magnético
externo, em consequência de um ou mais elétrons desemparelhados.
Compostos Diamagnéticos: Não têm elétrons desemparelhados e são
levemente repelidos por campos magnéticos.
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas heteronucleares
Qual a OL e as características magnéticas do NO ?
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas heteronucleares – Presença de OM
não ligantes
s
s
2p
2p*
2p
1s
H F
OM não ligantes
A molécula do HF, evidenciando a presença de OM
ligantes, antiligantes e não ligantes.
O.L. = ½ (2-0) = 1 (ligação simples entre H e F)
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
À medida que as energias dos orbitais atômicos se
afastam, a interação entre eles diminui. O orbital
atômico com energia mais próxima do orbital molecular
formado terá uma contribuição maior na formação dos
orbitais atômicos.
No HF e nas moléculas com essas características, o
orbital ligante tem quase a mesma energia e forma do
orbital atômico de menor energia e o anti-ligante se
aproxima em energia e forma do orbital atômico de
maior energia.