Usando a teoria de orbitais moleculares prediga quais dos seguintes íons e moléculas diatômicos serão estáveis:
\mathrm{Be}_{2}, \mathrm{~B}_{2}, \mathrm{Li}_{2}

Passo 1

O enunciado pede, usando teoria de orbitais moleculares, que a gente preveja quais das espécies diatômicas neutras \mathrm{Li}_2, \mathrm{Be}_2 e \mathrm{B}_2 são estáveis. A estratégia é montar o diagrama de orbitais para os orbitais de valência 2s e 2p, distribuir os elétrons de cada molécula e calcular a ordem de ligação (bond order). Uma ordem de ligação maior que zero indica estabilidade.

Passo 2

No regime de átomos leves ( Z\le10), a sequência de energias dos orbitais de valência é
\sigma_{2s} < \sigma^*_{2s} < \pi_{2p_x} = \pi_{2p_y} < \sigma_{2p_z}.
A fórmula geral da ordem de ligação é
\text{bond order}=\frac{N_\text{elétrons em orbitais ligantes}-N_\text{elétrons em orbitais antiligantes}}{2}.éé

Passo 3

Para \mathrm{Li}_2: cada Li traz 1 elétron no orbital 2s, logo são 2 elétrons de valência no total. Eles ocupam
\sigma_{2s}^2
e não há elétrons em \sigma^*_{2s}. Assim
\text{bond order}=\frac{2-0}{2}=1>0,
o que significa que \mathrm{Li}_2 é estável.

Passo 4

Para \mathrm{Be}_2: cada Be traz 2 elétrons de valência ( 2s^2), totalizando 4 elétrons. A distribuição é
\sigma_{2s}^2\,\sigma^*_{2s}^2
e não sobra elétron para os orbitais 2p. Logo
\text{bond order}=\frac{2-2}{2}=0,
indicando que \mathrm{Be}_2 não forma ligação estável.

Passo 5

Para \mathrm{B}_2: cada B traz 3 elétrons de valência ( 2s^2\,2p^1), total de 6 elétrons. A ordem de preenchimento é
\sigma_{2s}^2\,\sigma^*_{2s}^2\,\pi_{2p_x}^1\,\pi_{2p_y}^1.
Contabilizando
N_\text{ligantes}=2\;(\sigma_{2s})+2\;(\pi_{2p})=4, \quad N_\text{antiligantes}=2\;(\sigma^*_{2s}),
logo
\text{bond order}=\frac{4-2}{2}=1>0.
Isso mostra que \mathrm{B}_2 é estável (e, de fato, paramagnético, pois há elétrons desemparelhados nas \pi).

Resposta

\mathrm{Li}_2 e \mathrm{B}_2 são estáveis; \mathrm{Be}_2 não é estável.

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