Questão 5 - A formação de orbitais moleculares segue regras específicas que dependem de três fatores principais, quais são eles?

Passo 1

O que o enunciado pede: listar as três principais coisas que determinam se e como orbitais atômicos se combinam para formar orbitais moleculares.
Informação dada: pede exatamente “três fatores principais”. Não há números nem figuras — é uma questão conceitual.

Passo 2

Visão geral rápida (sem resolver ainda): quando dois átomos se aproximam, seus orbitais atômicos (AOs) podem combinar formando orbitais moleculares (MOs). Nem todo par de AOs se combina: existem regras que dependem de propriedades físicas dos orbitais. A resposta pedida são as três propriedades-chave que controlam essa combinação. A seguir vou explicar cada uma com detalhes, exemplos e como usar isso numa prova.

Passo 3

Fator 1 — compatibilidade de energia (ou proximidade energética).
O que isso significa: dois orbitais só se combinam eficientemente se suas energias forem parecidas. Se um orbital tem energia muito mais alta que o outro, a interação é fraca e quase não acontece mistura.
Por que isso importa (intuição): pense em duas cordas com frequências muito diferentes — é difícil fazê-las vibrar em modo comum; análogo: AOs com energias parecidas “encaixam” melhor e formam MOs com contribuições de ambos.
Como identificar na prova: compare as energias dos AOs relevantes (por ex. \text{1s} de H e \text{2p} de outro átomo). Uma grande diferença \Delta E (escreve-se \Delta E) geralmente impede a combinação.
Exemplo rápido: para \mathrm{H}_2 os dois \text{1s} têm energia igual → forte combinação. Para \mathrm{He} e \mathrm{H} a mistura \text{1s}_\text{He} com \text{1s}_\text{H} é menos eficaz por diferença energética maior (e ainda há ocupação que impede formação de ligações estáveis).

Passo 4

Fator 2 — compatibilidade de simetria (paridade e orientação em relação ao eixo internuclear).
O que isso significa: os AOs que combinam devem ter a mesma simetria em relação ao eixo que liga os núcleos. Orbitais com simetrias diferentes não formam combinação linear que mantenha a simetria do sistema.
Como aplicar na prática:
  • Orbitais s e pz (onde z é o eixo internuclear) têm simetria que pode formar orbitais \sigma (simétricos em torno do eixo), por isso \text{1s} pode combinar com \text{2p}_z se as energias permitirem.
  • Orbitais px e py (perpendiculares ao eixo) formam orbitais \pi. Assim \text{p}_x de um átomo combina com \text{p}_x do outro (ou \text{p}_y com \text{p}_y), mas não com \text{p}_z.
    Use isto na prova: identifique o eixo internuclear, classifique cada AO (tem forma \sigma ou \pi, e paridade como gerado por combinação simétrica ou anti-simétrica: \sigma vs \sigma^*, \pi vs \pi^*) e só tente combinar AOs com a mesma classe de simetria.
    Exemplo prático: em moléculas diatômicas homonucleares, dois \text{p}_x formam \pi bonding e antibonding; um \text{p}_x não forma \sigma com uma \text{p}_z.

Passo 5

Fator 3 — sobreposição espacial (overlap) e fase dos orbitais.
O que isso significa: além de terem energia e simetria compatíveis, os orbitais devem se localizar de modo a apresentar sobreposição significativa entre si; isso determina a força da interação. Além disso, a fase relativa (sinal das funções de onda) define se a combinação gera um orbital ligante (construtivo) ou anti-ligante (destrutivo).
Como usar: a sobreposição é quantificada pelo integral de sobreposição S=\langle \phi_A|\phi_B\rangle. Se S é grande, a combinação gera MOs fortemente ligantes/antiligantes; se S\approx 0, a interação é desprezível.
Intuição de prova sem cálculo: orbitais localizados no mesmo espaço (por exemplo dois \text{1s} frontais) têm bom overlap; um \text{1s} com um \text{3p} distante tem pouco overlap. A fase importa: combinação em fase (mesmo sinal) dá densidade eletrônica entre núcleos → ligação; combinação fora de fase dá um nó entre núcleos → antissorção.
Exemplos: \mathrm{H}_2 (bom overlap das \text{1s}) → forte ligação \sigma; \mathrm{He}_2 ocupando também o orbital \sigma^* cancela ligação.

Passo 6

Pequeno resumo operacional — como aplicar esses três fatores numa prova, passo a passo:
  1. Liste os AOs valência relevantes de cada átomo.
  2. Compare energias: descarte combinações entre AOs com \Delta E muito grande.
  3. Verifique simetria: combine apenas AOs que transformam da mesma forma em relação ao eixo internuclear ( \sigma com \sigma, \pi com \pi).
  4. Avalie sobreposição qualitativamente (mesma direção, mesma região espacial) e identifique combinação em fase (ligante) e fora de fase (antiligante).
  5. Monte os MOs resultantes (nomes: \sigma, \sigma^*, \pi, \pi^*, etc.), conte elétrons e preencha segundo o princípio de Pauli e a regra de Hund.
    Dica de prova: quando tiver dúvida entre duas possíveis combinações, foque primeiro em energia e simetria — se ambas falharem, nem tente a sobreposição.

Passo 7

Exemplos curtinhos para fixar:
  • \mathrm{H}_2: duas \text{1s} com mesma energia, mesma simetria e ótimo overlap → formam \sigma_{1s} (ligante) e \sigma_{1s}^* (antiligante). Resultado: ligação estável.
  • \mathrm{He}_2: mesmas combinações possíveis, mas elétrons a mais ocupam também \sigma_{1s}^* → não há ligação estável.
  • Mistura 2s 2p em elementos leves: quando \text{2s} e \text{2p} têm energias próximas, pode acontecer mistura (configuração modular dos MOs), mostrando que energia similar pode permitir combinações não óbvias.

Resposta

Compatibilidade de energia (proximidade das energias dos orbitais atômicos).
Compatibilidade de simetria (mesma simetria em relação ao eixo internuclear, ex.: \sigma com \sigma, \pi com \pi).
Sobreposição espacial e fase (overlap efetivo entre os orbitais e se a combinação é em fase ou fora de fase).

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