Explique a diferença entre orbitais moleculares ligantes, não ligantes e anti-ligantes, com exemplos.

Passo 1

Você pediu para eu explicar a diferença entre orbitais moleculares ligantes, não ligantes e anti-ligantes, e dar exemplos. As informações implícitas que vou usar: o conceito de orbital molecular (combinação de orbitais atômicos), a ideia de sobreposição de sinais de onda (fase) e que exemplos simples como \mathrm{H}_2, \mathrm{He}_2 e \mathrm{O}_2 são aceitáveis para ilustrar. Não há outras restrições no enunciado.

Passo 2

O que é, em palavras simples, um orbital molecular (OM)?
Um orbital molecular é uma função de onda que descreve onde os elétrons provavelmente estão numa molécula. Ele é formado pela combinação linear de orbitais atômicos (AOs) dos átomos que se ligam. Pense nos AOs como ondas; ao combiná-las, as ondas podem somar (ficar maiores em certa região) ou se cancelar (formar nós). Essas duas possibilidades geram os tipos de OM que vamos estudar.

Passo 3

Definição e física básica do orbital ligante.
  • Um orbital ligante aparece quando as partes de onda dos orbitais atômicos se combinam de forma construtiva entre os núcleos — isto é, as fases “batem” entre os dois átomos.
  • Resultado físico: aumento da densidade eletrônica entre os núcleos. Mais elétrons entre núcleos atraem ambos os núcleos, estabilizando (baixando a energia) o sistema → favorece ligação.
  • Notação comum: \sigma (quando a densidade é simétrica em torno do eixo internuclear) ou \pi (quando a densidade está em dois lóbulos acima/abaixo do eixo).
  • Identificação visual/mental: muito elétron entre núcleos, sem nós entre os núcleos.
Exemplo concreto e cálculo simples: \mathrm{H}_2.
  • Dois AOs 1s (um de cada H) formam dois OM: um ligante \sigma_{1s} e um anti-ligante \sigma_{1s}^*.
  • No \mathrm{H}_2 neutro, ocupamos (\sigma_{1s})^2 → dois elétrons no OM ligante geram uma ligação de ordem 1 (ver fórmula de ordem de ligação no Passo 5). Resultado: molécula está estável.

Passo 4

Definição e física básica do orbital anti-ligante.
  • Um orbital anti-ligante surge quando as partes de onda dos orbitais atômicos se combinam de forma destrutiva entre os núcleos — as fases se cancelam no espaço entre os núcleos.
  • Resultado físico: nó (região de densidade zero) entre os núcleos e aumento de densidade fora da região internuclear; isso diminui a atração entre núcleos e elétrons nessa região, logo OM anti-ligante tem energia mais alta do que os AOs de origem → desestabiliza.
  • Notação comum: \sigma^* ou \pi^*. O asterisco indica anti-ligante.
  • Identificação visual/mental: nó entre núcleos; menos densidade entre núcleos que no caso dos AOs isolados.
Exemplo concreto: \mathrm{He}_2.
  • Cada \mathrm{He} tem dois elétrons nos 1s. Ao combinar, teremos (\sigma_{1s})^2(\sigma_{1s}^*)^2.
  • Aplicando a conta de ordem de ligação (veja Passo 5), vemos que os efeitos ligantes e anti-ligantes se anulam → ordem de ligação zero → \mathrm{He}_2 não é estável.

Passo 5

Definição e física básica do orbital não-ligante.
  • Um orbital não-ligante (ou orbital “solitário”, frequentemente rotulado por n) é um AO que, por energia ou simetria, não interage significativamente com o orbital de outro átomo ao formar a molécula.
  • Resultado físico: eletrons localizados essencialmente em um átomo, com pouca ou nenhuma mudança na densidade entre núcleos; a energia do OM não-ligante é aproximadamente a mesma do AO original.
  • Identificação visual/mental: densidade localizada em um átomo (lone pair), ausência de contribuição significativa na região internuclear.
Exemplo concreto: o par solitário do oxigênio em água, \mathrm{H_2O}.
  • Os pares não-ligantes do oxigênio aparecem como OM não-ligantes n (próximos em energia ao AO 2p do oxigênio) e não contribuem para aumentar a densidade entre O e H, portanto não aumentam a ordem de ligação O–H.

Passo 6

Como quantificamos o efeito ligante / anti-ligante? Ordem de ligação.
  • Fórmula padrão que você deve decorar e usar na prova:
\text{BO} = \frac{N_b - N_a}{2}
onde N_b é o número de elétrons em orbitais ligantes e N_a é o número de elétrons em orbitais anti-ligantes.
  • Interpretação: cada par de elétrons em OM ligante aumenta a ordem de ligação em 1; cada par em OM anti-ligante diminui a ordem de ligação em 1.
Aplicações rápidas:
  • \mathrm{H}_2: N_b=2 em \sigma_{1s}, N_a=0 \text{BO}=(2-0)/2=1.
  • \mathrm{He}_2: N_b=2, N_a=2 \text{BO}=(2-2)/2=0 (não ligado).
  • \mathrm{H}_2^+: apenas um elétron no \sigma_{1s} \text{BO}=(1-0)/2=0{,}5 (ligação fraca, mas existe).
  • \mathrm{O}_2 (resumo qualitativo): ocupação parcial de orbitais anti-ligantes \pi^* reduz a ordem de ligação; o resultado é \text{BO}=2 para \mathrm{O}_2 e ainda há dois elétrons desemparelhados em \pi^* → explica paramagnetismo.

Passo 7

Como identificar cada tipo observacionalmente / na prática de prova
  • Ligante: aumento de densidade entre núcleos; energia abaixo dos AOs de origem; contribui positivamente para \text{BO}.
  • Anti-ligante: nó entre núcleos; energia acima dos AOs; contribui negativamente para \text{BO}.
  • Não-ligante: localizado em um átomo (lone pair); energia parecida com AO isolado; não afeta \text{BO}.
Sinais práticos: contar elétrons, montar diagrama de OM (colocar OM em ordem energética correta), preencher com spin-pauli e Hund, e aplicar a fórmula da ordem de ligação. Verificar nós (anti-ligante) e densidade entre núcleos (ligante).

Passo 8

Exemplos extra rápidos com interpretação:
  • \mathrm{CO}: tem OM ligantes fortes (a densidade entre C e O é grande) e também OM não-ligantes (pares de O). Alguns OM anti-ligantes existem mas estão pouco ocupados; por isso CO é estável e com ligação muito forte (ordem ≈ 3).
  • Radicais e moléculas paramagnéticas: se há elétrons desemparelhados em OM anti-ligante (ex.: \mathrm{O}_2), a molécula fica paramagnética e sua ligação é mais fraca que se esses elétrons estivessem em OM ligantes.

Passo 9

Dicas rápidas para a prova (modo “cola mental”):
  1. Conte elétrons total (valência).
  2. Esboce o diagrama de OM apropriado (importante: a ordem das MOs muda para alguns homonucleares, mas para muitos exercícios básicos você pode usar a ordem padrão).
  3. Preencha OM do mais baixo ao mais alto, obedecendo Pauli e Hund.
  4. Calcule \text{BO}=\dfrac{N_b-N_a}{2}. Se \text{BO}\le 0 espere que a molécula não seja estável.
  5. Verifique se há elétrons desemparelhados para saber se a molécula é paramagnética.

Resposta

Ligantes: orbitais resultantes de combinação construtiva de AOs; aumentam densidade eletrônica entre núcleos, têm energia abaixada e favorecem ligação (ex.: \sigma_{1s} em \mathrm{H}_2).\nNão-ligantes: orbitais derivados de AOs que não interagem significativamente; elétrons localizados em um átomo (lone pairs), energia próxima do AO e sem efeito na ordem de ligação (ex.: pares não-ligantes do O em \mathrm{H_2O}).\nAnti-ligantes: orbitais resultantes de combinação destrutiva de AOs; apresentam nó entre núcleos, energia elevada e desestabilizam a ligação se ocupados (notação \sigma^*,\pi^*); exemplo: ocupação de \sigma_{1s}^* em \mathrm{He}_2 leva à ordem de ligação zero.

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