De acordo com as características dos átomos da tabela periódica:
b) Construa esboço do diagrama de energia para as ligações Cl2 e N-O. Sabendo que o nitrogênio apresenta orbitais atômicos com energias superiores aos do oxigênio.

Passo 1

Beleza, o exercício pede pra gente desenhar, no esquema de teoria de orbitais moleculares (MO), os níveis de energia para Cl₂ (que é homonuclear) e para uma ligação heteronuclear N–O. O que vamos usar?
  • Conceito de combinação de orbitais atômicos (OA) para formar orbitais moleculares: orbitais com mesma simetria e energia parecida se combinam.
  • Em diatômicos homonucleares (Cl₂), as energias iniciais dos OA dos dois átomos são iguais; em heteronucleares (N–O), como N tem OA de energia maior que O, os níveis ficam “deslocados”.
  • Para p–p: surge um σ (pela sobreposição cabeça-cabeça) e dois π (pela sobreposição lateral), mais seus correspondentes defasados (antibonding σ* e π*).

Passo 2

Desenhando o diagrama de Cl₂
  1. Partimos dos OA 3p de cada Cl: eles estão todos no mesmo nível de energia.
  2. Combinações possíveis (mantendo número de orbitais):
    • 1 σ(3p<sub>z</sub>) de ligação (baixo) + 1 σ*(3p<sub>z</sub>) de anti-lig. (alto)
    • 2 π(3p<sub>x</sub>,3p<sub>y</sub>) de ligação (degenerados) + 2 π*(3p<sub>x</sub>,3p<sub>y</sub>) de anti-lig. (degenerados)
  3. Ordem típica em diatômicos do 3º período (sem muito mix s-p) é:
    ligação σ(3p<sub>z</sub>) < ligação π(3p<sub>x,y</sub>) < antibonding π*(3p<sub>x,y</sub>) < antibonding σ*(3p<sub>z</sub>)
  4. Cada Flinha abaixo é um orbital; as flechas são elétrons (Cl tem 7 elétrons nos 3p, total 14 para Cl₂).
Esboço (só p-orbitais):
c@c@c Cl (3p) & MO Cl₂ & Cl (3p)[4pt] bul<=t!!-!!bul<=t & sigma^*(3pz) & bul<=t!!-!!bul<=t bul<=t!!-!!bul<=t & pi^*(3px),,pi^*(3py) & bul<=t!!-!!bul<=t bul<=t!!-!!bul<=t & pi(3px),,pi(3py) & bul<=t!!-!!bul<=t bul<=t!!-!!bul<=t & sigma(3pz) & bul<=t!!-!!bul<=t

Passo 3

Desenhando o diagrama de N–O
  1. Agora N e O têm 2p com energias diferentes: E(2p_N) > E(2p_O).
  2. Quando combinam, formam MOs descoladas: o σ(2p<sub>z</sub>) e π(2p<sub>x,y</sub>) de ligação ficam mais perto da energia de O (mais estabilizados), e os σ*, π* mais perto de N (mais desestabilizados).
  3. Mantém-se a mesma ordem relativa entre σ e π que em O₂ (σ(2p) < π(2p) para as ligantes).
Esboço (só p-orbitais):
c@c@c N (2p) & MO NO & O (2p)[4pt] bul<=t!!-!!bul<=t & sigma^*(2pz) & bul<=t!!-!!bul<=t bul<=t!!-!!bul<=t & pi^*(2px),,pi^*(2py) & bul<=t!!-!!bul<=t bul<=t!!-!!bul<=t & pi(2px),,pi(2py) & bul<=t!!-!!bul<=t bul<=t!!-!!bul<=t & sigma(2pz) & bul<=t!!-!!bul<=t[4pt] & underbraceru<=0pt1.2em E(2pO);mais baixo & & underbraceru<=0pt1.2em E(2pN);mais a

Resposta

– Para Cl₂: MOs simétricas com σ(3p_z) mais estável, depois π(3p_x,y), depois π*(3p_x,y) e por fim σ*(3p_z), pois os OA 3p dos dois Cl estão emparelhados.
– Para N–O: mesmos tipos de MO (σ e π ligantes e antibondantes), mas deslocados em energia: as ligantes aproximam‐se mais da energia do 2p do O (mais baixo) e as antibondantes mais da energia do 2p do N (mais alto).

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