Discuta brevemente os princípios envolvidos na teoria da ligação de valência e na teoria do orbital molecular, enfatizando as principais diferenças entre esses 2 modelos.

Passo 1

Beleza, o enunciado pede para a gente “discutir brevemente” os princípios da teoria de ligação de valência (VB) e da teoria do orbital molecular (MO), realçando as principais diferenças entre elas. O conteúdo aqui é Química Inorgânica/Teoria de Ligações. Para desenrolar isso, vamos precisar entender:
  • O que são orbitais atômicos e como eles se combinam (sobreposição).
  • Como surge a ideia de orbital localizado (VB) versus delocalizado (MO).
  • Noções de híbridos atômicos, diagramas de níveis de energia e ordem de ligação.

Passo 2

Teoria da Ligação de Valência (VB)
  1. Princípio básico: cada ligação covalente surge quando dois orbitais atômicos, um de cada átomo, se sobrepõem no espaço, e dois elétrons de spins opostos ocupam essa região de sobreposição.
  2. Exemplinho em H₂: a gente toma o orbital 1s do H-A e o 1s do H-B e forma uma função de onda aproximada PsiVB = phi1s^A(1),phi1s^B(2) + phi1s^B(1),phi1s^A(2)
    Isso garante que haja compartilhamento de elétrons entre os dois núcleos.
    3. Hibridização: para moléculas mais complexas (como CH₄), a VB diz que orbitais atômicos (2s, 2p) se misturam e formam híbridos (sp³, sp², sp) que depois se sobrepõem, explicando geometrias.
    4. Ponto-chave: cada ligação é “local”, ou seja, fica bem concentrada entre os dois átomos que participam dela.

Passo 3

Teoria do Orbital Molecular (MO)
  1. Princípio básico: em vez de pensar em ligações “duas a duas”, a gente forma órbitaise moleculares que pertencem a toda a molécula. Cada orbital molecular (ψ) é combinação linear de orbitais atômicos (φ): psii = cA,phiA + cB,phiB
    2. Ligações ligantes e antiligantes: ao combinar dois φ, surgem um ψ de menor energia (ligante) e um de maior energia (antiligante). Você preenche esses orbitais conforme a quantidade de elétrons disponível.
    3. Ordem de ligação: mede quantas ligações efetivas temos, via
    ordem = nrm lig - nrm anti2Ex.: em O₂, dá ordem = 2 e você explica o caráter paramagnético (elétrons desemparelhados em MOs π*).
  2. Ponto-chave: orbitais distribuem elétrons por toda a molécula, podendo explicar fenômenos que a VB não cobre tão bem (delocalização, magnetismo, estados excitados).

Passo 4

Principais diferenças
  1. Localização da ligação:
    • VB: ligações localizadas entre pares de átomos.
    • MO: eletrons delocalizam em toda a molécula.
  2. Hibridização vs combinação linear:
    • VB precisa criar híbridos atômicos.
    • MO trabalha direto com CLAO (Combinação Linear de Orbitais Atômicos).
  3. Explicação de propriedades:
    • VB explica bem formas e geometrias.
    • MO explica melhor espectros eletrônicos, magnetismo e delocalização (ex.: benzeno).
  4. Ordem de ligação e magnetismo:
    • Em VB, ordem costuma ser número de ligações.
    • Em MO, você calcula ordem de ligação e prevê se a molécula é paramagnética ou diamagnética.

Resposta

A teoria de ligação de valência (VB) foca em orbitais atômicos que se sobrepõem localmente para formar ligações e usa conceitos de híbridos (sp, sp², sp³) para geometria. Já a teoria do orbital molecular (MO) combina todos os orbitais atômicos em orbitais moleculares delocalizados, prevê ordem de ligação com nrm lig-nrm anti2 e explica magnetismo e delocalização de forma mais natural. As duas teorias se complementam: VB é ótima para geometria e ligações pontuais, MO é top para propriedades eletrônicas e sistemas conjugados.

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