Teoria do Orbital Molecular (TOM)

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Teoria

Uma das teorias mais completas para estudar as ligações químicas é a Teoria do Orbital Molecular, ou para os íntimos TOM.

Então bora entender mais dessa teoria com o Responde Aí!?🧐

A teoria dos orbitais moleculares (TOM) tem como base o princípio de que os orbitais atômicos se combinam para formar orbitais moleculares.

Se liga nessa imagem daqui:

Teoria do Orbital Molecular (TOM): Molécula de hidrogênio.
Teoria do Orbital Molecular (TOM): Molécula de hidrogênio.

Ela resume muito bem a Teoria dos Orbitais Moleculares, nela estamos vendo a união de dois átomos de hidrogênio formando uma molécula de .

No livro do Atkins, Princípios da Química encontramos a seguinte definição:

“Os orbitais moleculares são formados pela combinação de orbitais atômicos: quando os orbitais atômicos interferem construtivamente, formam-se orbitais ligantes e quando interferem destrutivamente, forma-se orbitais antiligantes . N orbitais atômicos combinam-se para dar N orbitais moleculares

(Aliais, temos a resolução de TODOS os exercícios desse livro no Responde Aí! Clique aqui pra conferir!)

-Hãam??Mas o que é um orbital molecular? Qual é a diferença de um orbital molecular e um orbital atômico? O que é um orbital ligante? E antiligante?!

Calma que eu vou responder tudinho e a gente também vai traduzir aquela definição do Atkins! 🤣

Formação dos Orbitais Moleculares

Bem, pra começar, orbital atômico é a região ao redor do núcleo do átomo onde existe a maior probabilidade de se encontrar elétrons.

Lembra do comportamento dual onda-partícula do elétron? Pois é! Então aqui na TOM a gente vai enxergar o orbital como uma função de onda! O orbital do átomo de hidrogênio fica assim:

Orbital atômico do hidrogênio.
Orbital atômico do hidrogênio.

O que estamos vendo é o gráfico da função em relação ao raio . Quando os orbitais de dois átomos de hidrogênio se combinam construtivamente, temos o orbital ligante, :

Orbital ligante do hidrogênio
Orbital ligante do hidrogênio

Nesse caso, a gente aumentou a densidade eletrônica entre os núcleos. Dá pra ver que a linha alaranjada está acima das azuis vistas individualmente.

Mas quando duas ondas se encontram, elas também podem ter uma combinação destrutiva, nesse caso temos o orbital antiligante :

Orbital antiligante do hidrogênio.
Orbital antiligante do hidrogênio.

a combinação de e diminuiu a densidade eletrônica entre os núcleos, gerando, inclusive, um nó, onde a probabilidade de encontrar o elétron é zero. Mas se a probabilidade de encontrar o elétron for zero, um núcleo fica completamente exposto ao outro e tendem a se repelir. Ou seja, a ligação não ocorre.

Existem ainda orbitais não ligantes, que nem enfraquecem nem fortalecem as ligações.

Mais um detalhe!

Na definição da TOM, também vimos que (...)N orbitais atômicos combinam-se para dar N orbitais moleculares”, vamos dar outra olhada na imagem inicial:

Teoria do Orbital Molecular (TOM): Molécula de hidrogênio.
Teoria do Orbital Molecular (TOM): Molécula de hidrogênio.

Cada átomo de hidrogênio tinha 1 orbital atômico, se temos dois átomos de são dois O.A., certo?

Eles se juntam e formam orbitais moleculares, o O.M. ligante e o O.M. antiligante !

Agora que a gente já sabe como funciona a ligação com orbitais do tipo , vamos dar uma olhada nos orbitais do tipo .

Orbitais p

Nesse caso, além de ligações simples , temos ligações duplas . A combinação dos orbitais fica assim:

Orbitais moleculares p.
Orbitais moleculares p.

.

Orbitais moleculares são formados pela interação frontal de orbitais atômicos, e orbitais moleculares , são formados pela interação lateral, como podemos perceber em e .

Orbitais do tipo e  também podem se combinar.

Diagrama de níveis de energia: Orbital Molecular

Um diagrama de nível de energia de um orbital atômico é uma forma de representar os elétrons desse átomo em relação a sua energia. Logo o diagrama dos orbitais moleculares apresenta as energias relativas dos orbitais moleculares.

Na imagem a seguir podemos observar o diagrama dos orbitais do átomo de oxigênio, :

Diagrama do OA: Oxigênio
Diagrama do OA: Oxigênio

Se a gente aproxima dois oxigênios pra formar uma molécula de , os orbitais dos átomos de oxigênio se combinam pra formar os orbitais moleculares:

  • O orbital  se combina com o  formando um  ligante e um  antiligante
  • O orbital  se combina com o  formando um  ligante e um  antiligante
  • E os orbitais  se combinam formando três orbitais ligantes (um orbital e dois orbitais ) e três antiligantes (um orbital e dois orbitais )

Desenhando o diagrama de nível de energia para o ficamos com:

Diagrama do OM: Gás oxigênio
Diagrama do OM: Gás oxigênio

Lembre-se de preencher os orbitais com elétrons de baixo pra cima, porque eles preferem os estados de menor energia! O número de elétrons na molécula é igual ao número de elétrons dos átomos que estão ligados.

Através do diagrama de orbitais moleculares, podemos identificar o HOMO e o LUMO.

O HOMO é o orbital molecular ocupado de mais alta energia (highest occupied molecular orbital). E LUMO é o orbital molecular desocupado de mais baixa energia (lowest unoccupied molecular orbital).

Olhando o diagrama de baixo pra cima, o HOMO será o último orbital ocupado e o LUMO será o primeiro orbital desocupado. Esses orbitais são chamados orbitais moleculares de fronteira, porque dividem os orbitais ocupados dos desocupados

Ordem de Ligação

Agora, lembra que a gente comentou que orbitais ligantes fortalecem a ligação enquanto os antiligantes enfraquecem elas?

Pensando nisso, uma forma de determinar o quão forte é uma ligação, segundo a TOM, é comparando a quantidade de elétrons em orbitais ligantes com a quantidade de elétrons em orbitais antiligantes, através da ordem de ligação.


Aplicando, por exemplo, ao diagrama do , a gente pode ver que existem elétrons em orbitais ligantes e elétrons em orbitais antiligantes. A ordem de ligação da molécula de vai ser:

Essa ordem de ligação muitas vezes vai ser interpretada como “uma ligação dupla”. Mas nem sempre a TOM concorda com a TLV e a gente pode achar alguma coisa diferente do esperado.

Caso a ordem de ligação seja , existe um forte indício de que a molécula não seja estável, ou seja, não exista. Afinal existe o mesmo número de elétrons facilitando a ligação (em orbitais ligantes) e elétrons prejudicando a mesma (ocupando orbitais antiligantes).

A gente pode calcular a levando em conta só o subnível mais energético dos átomos. Porque, abaixo disso, todos os subníveis estão cheios e a gente vai ter que o número de elétrons em orbitais ligantes é igual ao número de elétrons em orbitais antiligantes.

Dessa forma, a conta pra molécula de  fica assim:

Quanto maior a ordem de ligação, mais forte e mais curta tende a ser a ligação.

Paramagnetismo e Diamagnetismo

Lembra que o spin diz para qual sentido o elétron gira?

Se o número magnético do spin for , a gente representa o elétron como uma seta pra cima e ele tá girando pra um lado. Se , a gente representa o elétron como uma seta pra baixo e ele tá girando no sentido contrário.

Mas uma carga girando gera um campo magnético, que pode ser detectado.

Caso o átomo ou a molécula tenha todos os seus elétrons emparelhados, os campos de uns anulam os campos dos outros, afinal o número de  é igual ao número de .

A molécula é diamagnética quando todos os elétrons estão emparelhados, não havendo um campo magnético resultante. E paramagnética quando existem elétrons desemparelhados.

E por que isso é importante?

Experimentalmente, sabe-se que a molécula de  tem comportamento paramagnético. Mas segundo a TLV, todos os seus elétrons estão emparelhados:

Molécula de oxigênio.
Molécula de oxigênio.

Já a teoria do orbital molecular é capaz de explicar esse comportamento:

Diagrama do OM: Oxigênio.
Diagrama do OM: Oxigênio.

ATENÇÃO! Isso não quer dizer que a TLV esteja errada, que a gente não pode confiar nela ou que ela é inútil.

As teorias são assim mesmo... não são perfeitas, essa é uma limitação da TLV!

Até que os caras consigam juntar tudo numa única teoria, a gente vai usando uma teoria pra cada caso e escolhendo a que se aplica melhor pra cada situação.

Agora, vamos praticar com exercícios?!

Mascote do Responde Aí!
Mascote do Responde Aí!

Formação dos Orbitais Moleculares

Diagrama de níveis de energia: Orbital Molecular

Ordem de Ligação

Paramagnetismo e Diamagnetismo

Exercícios Resolvidos

Exercício Resolvido #1

Como é a definição de ordem de ligação numa molécula diatômica pela teoria dos orbitais moleculares?

Passo 1

-

Essa é leve, vai..

A “definição” de ordem de ligação é exatamente a fórmula que a gente usa pra calcular ela.

Ou seja: ordem de ligação é a diferença entre o número de elétrons ligantes e o número de elétrons antiligantes dividido por dois.

A ordem de ligação é um indicativo da estabilidade/existência da molécula e da força da ligação entre os átomos.

Resposta

Ei, a resposta está no passo a passo :)

Exercício Resolvido #2

Segundo a TOM, paramagnetismo e diamagnetismo, determine para as seguintes ligações se são moléculas paramagnéticas ou diamagnéticas, explique:

S 2 ,   P 2 ,   S i 2 ,   S 2 -

Passo 1

A gente vai ter que fazer o diagrama dessa galera, colocar os elétrons nos orbitais moleculares e ver se ficam elétrons desemparelhados (molécula paramagnética) ou todo mundo emparelhadinho (molécula diamagnética).

Bora lá!

Passo 2

Pro S 2 , vamos começar com a distribuição eletrônica do enxofre:

S 16   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 4

Agora a gente monta o diagrama dos dois S , com seus respectivos elétrons. Pra simplificar, vamos fazer só da camada de valência.

E a partir dos orbitais atômicos formamos os orbitais moleculares. Como S está depois do O na tabela periódica, ele segue a mesma ordem de energia dos orbitais moleculares do oxigênio.

Na parte do 3 s , temos 4 elétrons para preencher os orbitais moleculares. Na parte do 3 p são 8 elétrons. Preenchendo os orbitais moleculares de baixo para cima, obtemos:

E como o diagrama dos orbitais moleculares mostra 2 elétrons desemparelhados nos π 3 p * , a molécula é paramagnética.

Lembrando que a gente pode fazer o diagrama apenas para o subnível mais energético, pois abaixo dele todo mundo vai ficar emparelhado.

A não ser em casos mais bizarros, onde o enunciado nos diga que existam elétrons excitados ou algo assim.

Passo 3

Pro P 2 , agora. Primeiro a configuração eletrônica do P:

P 15   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 3

E vamos começar o diagrama mostrando a posição dos elétrons nos orbitais atômicos:

O próximo passo é formar os orbitais moleculares a partir dos atômicos. Como o P vem depois do O na tabela periódica, ele segue a mesma ordem dos orbitais do O.

E agora precisamos distribuir os elétrons nos orbitais atômicos, sempre de baixo pra cima. Na parte do 3 s , temos 4 elétrons para preencher os orbitais moleculares. Na parte do 3 p são 6.

O diagrama dos orbitais moleculares do P 2 nos mostra, então, que todos os elétrons estão emparelhados e a molécula é diamagnética.

Passo 4

Pra molécila de S i 2 , vamos começar com a distribuição eletrônica do silício:

S i 14   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 2

Em seguida a gente monta o diagrama dos orbitais atômicos dos átomos de Si separados:

A partir dos orbitais atômicos formamos os orbitais moleculares. Como S i também está depois do O na tabela periódica, ele segue a mesma ordem de energia dos orbitais moleculares do oxigênio.

Na parte do 3 s , temos 4 elétrons para preencher os orbitais moleculares. Na parte do 3 p são 2 elétrons. Preenchendo os orbitais moleculares com esses elétrons, de baixo para cima, obtemos:

E como o diagrama dos orbitais moleculares mostra 2 elétrons desemparelhados nos π 3 p   , a molécula é paramagnética.

Passo 5

Pro S 2 - , a gente vai partir do diagrama que fizemos no passo 2, para o S 2 :

E colocar mais um elétrons, pra formar o S 2 - :

E o ânion S 2 - é paramagnético por causa daquele cara desemparelhado lá no π 3 p * .

Resposta

S 2 : paramagnético

P 2 : diamagnético

S i 2 : paramagnético

S 2 - : paramagnético

Exercício Resolvido #3

Faça o diagrama energético para C l 2 ,   I 2 ,   B r 2 ,   S 2 ,   S e 2 ,   T e 2 ,   S i 2 ,   G e 2 ,   S n 2 ,   P b 2 ,   C a 2 ,   S r 2 ,   B a 2 . Qual a ordem de ligação para estes compostos?

Passo 1

A gente vai ter que fazer o diagrama dessa galera, colocar os elétrons nos orbitais moleculares e calcular a ordem de ligação de cada um.

Se você observar, eles estão dispostos de acordo com a família deles na tabela periódica: C l ,   I e B r são da família dos halogênios; S ,   S e e T e são da família dos calcogênios; S i ,   G e ,   S n e P b da família do carbono; C a ,   S r e B a são da família dos alcalinos terrosos.

Então vamos resolver o exercício família por família, porque os diagramas acabam sendo parecidos e isso vai facilitar nossas vidas.

E já de cara vamos ver que toda essa galera está depois do oxigênio na tabela periódica, então no diagrama dos orbitais moleculares, o σ n p fica abaixo dos π n p pra todas as moléculas que vamos estudar.

Chega de papo. Vamos ver esses diagramas aí.

Passo 2

Na família dos halogênios:

C l 17   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 5

B r :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 5 35  

I 53   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2   4 d 10   5 p 5

Então os diagramas das moléculas diatômicas desses caras começam a ser construídos assim:

São diagramas independentes um do outro!!! De um modo geral, o 5s é mais energético que o 4s que é mais energético que o 3s. Então não podemos comparar os diagramas entre eles dizendo que o 3s do Cl está no mesmo nível do 4s do Br e do 5s do I.

O próximo passo é a formação dos orbitais moleculares a partir dos atômicos:

E pra finalizar contamos os elétrons e preenchemos os orbitais moleculares com eles, de baixo pra cima no diagrama.

A ordem de ligação, utilizando apenas o subnível mais energético desses átomos, fica:

O . L .   = 6 - 4 2 = 1

Passo 3

Na família dos calcogênios (a família do oxigênio) agora:

S 16   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 4

S e :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 4 34  

T e 52   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2   4 d 10   5 p 4

Então os diagramas das moléculas diatômicas desses caras começam a ser construídos assim:

Em seguida vem a formação dos orbitais moleculares a partir dos orbitais atômicos:

E pra finalizar preenchemos os orbitais moleculares com os elétrons originalmente presentes nos orbitais atômicos, de baixo pra cima no diagrama, preenchendo primeiro os orbitais menos energéticos:

A ordem de ligação, utilizando apenas o subnível mais energético desses átomos, fica:

O . L .   = 6 - 2 2 = 2

Passo 4

A próxima família é a do carbono:

S i 14   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 2

G e :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 2 32  

S n 50   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2   4 d 10   5 p 2

P b 82   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2   4 d 10   5 p 6   6 s 2   4 f 14   5 d 10   6 p 2

Então os diagramas das moléculas diatômicas desses caras começam a ser construídos assim, com 2 elétrons no subnível n p .

Em seguida vem a formação dos orbitais moleculares a partir dos orbitais atômicos:

E por último preenchemos os orbitais moleculares com os elétrons originalmente presentes nos orbitais atômicos, de baixo pra cima no diagrama, preenchendo primeiro os orbitais menos energéticos:

A ordem de ligação, utilizando apenas o subnível mais energético desses átomos, fica:

O . L .   = 4 - 0 2 = 2

Passo 5

Na família dos alcalinos terrosos:

C a 20   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s ²

S r :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6 38     5 s 2  

B a 56   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2   4 d 10   5 p 6   6 s ²

Então os diagramas das moléculas diatômicas desses caras começam a ser construídos assim:

Em seguida vem a formação dos orbitais moleculares a partir dos orbitais atômicos:

E pra finalizar preenchemos os orbitais moleculares com os elétrons originalmente presentes nos orbitais atômicos, de baixo pra cima no diagrama, preenchendo primeiro os orbitais menos energéticos:

A ordem de ligação, utilizando apenas o subnível mais energético desses átomos, fica:

O . L .   = 4 - 4 2 = 0

A O.L. igual a zero para estes compostos é um forte indício de que eles não existam, uma vez que a ligação não representa nenhum ganho energético para os átomos.

Resposta

O.L. igual a 1 para C l 2 ,   I 2   e   B r 2 .

O.L. igual a 2 para S 2 ,   S e 2   e   T e 2 .

O.L. igual a 2   para   S i 2 ,   G e 2 ,   S n 2 ,   P b 2 .

O.L. igual a 0 para   C a 2 ,   S r 2   e   B a 2 .

Exercício Resolvido #4

Pela Teoria dos Orbitais Moleculares, explique por que O 2 + possui ligações mais fortes que O 2 , enquanto N 2 + possui ligações mais fracas que N 2 .

Passo 1

Vamos ver os diagramas de orbitais moleculares das molécula de O 2 e N 2 :

Para o diagrama dos caras com carga positiva ( O 2 +   e N 2 + ), precisamos retirar um elétron dos diagramas aí de cima:

Passo 2

Agora observa que para formar o cátion da molécula de gás oxigênio, a gente retirou um elétron de um orbital antiligante. Como esse elétron estava “enfraquecendo” a ligação entre os átomos de O , a retirada dele fortalece essa ligação.

Pro nitrogênio é exatamente o contrário. O elétron que a gente retira para formar o N 2 + estava ocupando um orbital ligante. Portanto, a sua retirada representa o enfraquecimento da ligação entre os nitrogênios.

Passo 3

Você também pode fazer o estudo da ordem de ligação dessa galera:

O . L .   O 2 = 6 - 2 2 = 2

O . L .   O 2 + = 6 - 1 2 = 2,5

O . L .   N 2 = 6 - 0 2 = 3

O . L .   N 2 + = 5 - 0 2 = 2,5

Então a retirada de um elétron da molécula de O 2 causa um aumento da ordem de ligação e a retirada de um elétron da molécula de N 2 causa uma diminuição da ordem de ligação.

Resposta

A retirada de um elétron da molécula de O 2 causa um aumento da ordem de ligação e a retirada de um elétron da molécula de N 2 causa uma diminuição da ordem de ligação.

Exercício Resolvido #5

Monte o diagrama dos orbitais moleculares para a molécula de CO, calcule sua ordem de ligação e identifique o HOMO e o LUMO da molécula.

Passo 1

Na molécula de CO, a gente precisa se antenar que carbono é diferente de oxigênio. Por isso, os subníveis deles não tem a mesma energia.

Como o oxigênio possui número atômico maior, ele “prende” mais seus elétrons, causando um abaixamento do nível energético dos orbitais em geral.

Considerando a configuração eletrônica do C e do O:

C : 1 s 2   2 s 2   2 p 2 6  

O : 1 s 2   2 s 2   2 p 4 8  

O diagrama começa a ser montado assim:

Com todos os subníveis do O abaixo dos subníveis do C.

Passo 2

A partir de agora, não tem muita novidade. A gente vai montar os orbitais moleculares a partir dos orbitais atômicos e distribuir os elétrons nos orbitais moleculares, sempre preenchendo primeiro os osbitais menos energéticos.

Agora, lembra que a ordem dos orbitais moleculares é uma para o C e outra para o O? Nesse caso seguimos a regra do C e colocamos os orbitais π 2 p abaixo do orbital σ 2 p .

Preenchendo os orbitais moleculares do menos energético para o mais energético, usando o número de elétrons presentes nos átomos isolados, obtemos:

Prontinho!

Passo 3

Pra calcular a ordem de ligação:

O . L .   = 6 - 0 2 = 3

Passo 4

Para identificar o HOMO a gente olha ali pro driagrama qual é o último orbital ocupado: σ 2 p .

E o LUMO é o primeiro orbital atômico desocupado: π 2 p * .

Resposta

Ordem de ligação =   3

HOMO: σ 2 p

LUMO: π 2 p *

Exercício Resolvido #6

Considerando as espécies N O   - e N O   + , preveja, através da TOM, à qual corresponde cada um dos comprimento de ligação a seguir: 112 pm e 125 pm.

Passo 1

Vamos ver o diagrama de orbitais moleculares de uma molécula de NO.

Para montar esse diagrama, você precisa lembrar que o nível de energia dos orbitais do oxigênio é mais baixo, porque ele tem número aômico maior.

E também que N e O levam a ordens diferentes dos orbitais moleculares. Quando é assim, a gente segue regra do N.

Bora lá.

Passo 2

Agora vamos montar o diagrama do N O   + , retirando um elétron do diagrama aí de cima e o diagrama do N O - , colocando um elétron.

E a gente pode comparar a O.L. dessas duas espécies aí de cima.

O . L .   N O + = 6 - 0 2 = 3

O . L .   N O - = 6 - 2 2 = 2

Como a ordem de ligação do N O + é maior, pela TOM, espera-se que a ligação N-O seja mais forte e mais curta nessa espécie do que no N O - .

Assim, o comprimento de ligação igual a 112 pm corresponde à espécie N O + , enquanto o de 125 pm corresponde ao N O - .

Resposta

N O + : 112 pm

N O - : 125 pm

Exercício Resolvido #7

Quem apresenta maior afinidade ao elétron (A.E): B 2 (paramagnético) ou B N (diamagnético)? Justifique sua resposta.

Passo 1

Então o primeiro passo é montar o diagrama desses dois caras: B 2 e B N .

Sem esquecer que tanto o B quanto o N seguem a regra do N no que diz respeito à ordem energética dos orbitais moleculares.

E, como o N tem carga nuclear maior que o B, os subníveis do N ficam abaixo dos subníveis do B no diagrama.

E, conforme dito no enunciado, a molécula de B 2 é paramagnética (elétrons desemparelhados) enquanto o B N é diamagnético.

Passo 2

Agora, você ainda lembra a definição de Afinidade Eletrônica?

A.E. pode ser definida como o oposto da entalpia de ganho de elétrons.

Ou seja, a gente pode entender que afinidade eletrônica corresponde à energia liberada pelo sistema quando um átomo recebe um elétron.

Tá vendo ali os dois diagramas?

Ao receber um elétron, a molécula de B 2 vai acomodar ele num orbital molecular π 2 p , enquanto a molécula de B N vai colocar ele num orbital molecular σ 2 p .

Como, para as moléculas dadas, os orbitais π 2 p são menos energéticos que os orbitais σ 2 p , o ganho de elétrons em orbitais π 2 p é energeticamente mais favorável. Esse processo libera mais energia, fazendo com que a afinidade eletrônica do B 2 seja maior.

Resposta

A afinidade eletrônica do B 2 é maior.

Exercício Resolvido #8

Quem apresenta maior afinidade ao elétron, o átomo ou a molécula de cloro? Explique com base na TOM.

Passo 1

Vamos dar uma olhada no diagrama dos orbitais moleculares para a molécula de cloro, ou seja, o gás cloro ( C l 2 ).

Só da última camada, para simplificar.

Passo 2

Não adianta saber fazer o diagrama, se a gente não souber interpretar.

Quer dizer, fazer o digrama já deve dar um meio acerto na prova né?

Mas enfim, vamos ver o que dá pra interpretar a partir do diagrama.

A afinidade ao elétron tá ligada a tendência que uma espécie apresenta a ganhar elétron.

Caso o átomo de Cl ganhe um elétron, esse elétron será colocado no orbital 3 p do cloro.

Agora, caso a molécula de cloro ganhe um elétron, esse elétron vai ficar lá no orbital molecular σ 3 p * .

Como o σ 3 p * é mais energético que o 3 p do cloro, colocar um elétron nele é menos favorável energeticamente.

Por isso, o átomo de cloro possui afinidade eletrônica maior que a molécula de cloro.

Resposta

A afinidade eletrônica do átomo de cloro é maior.

Exercício Resolvido #9

Usando os orbitais moleculares para moléculas diatômicas, calcule as ordens de ligação e compare a estabilidade das espécies seguintes:

O 2 ,   O 2 + ,   O 2 - í o n   s u p e r ó x i d o   e   O 2 2 - ( í o n   p e r ó x i d o )  

Passo 1

Vamos dar uma olhada no diagrama dos orbitais moleculares para essa galera.

A gente começa pelo diagrama do O 2 e, a partir dele, faz o diagrama do O 2 + (tirando um elétron), do O 2 - e do O 2 - 2 (colocando um e dois elétrons, respectivamente).

Depois vamos calcular as ordens de ligação e ver o que podemos interpretar a partir delas.

Passo 2

Orbitais moleculares:

Passo 3

Ordem de ligação da galera, usando aquela simplificação de só contar os elétrons do subnível mais energético.

O . L .   O 2 = 6 - 2 2 = 2

O . L .   O 2 + = 6 - 1 2 = 2,5

O . L .   O 2 - = 6 - 3 2 = 1,5

O . L .   O 2 - 2 = 6 - 4 2 = 1

APENAS pela ordem de ligação, podemos dizer que a ligação entre os oxigênios é mais forte segundo a ordem:

O 2 + > O 2 > O 2 - > O 2 - 2

O que pode nos levar a pensar que o O 2 + é mais estável que o O 2 .

Mas isso é meio complicado né? Se O 2 +   fosse, de fato, mais estável que o O 2 , a atmosfera não ia estar cheia de O 2 , e sim de O 2 + .

Então é preferível falar em termos de força de ligação do que em estabilidade.

Resposta

O . L .   O 2 = 2

O . L .   O 2 + = 2,5

O . L .   O 2 - = 1,5

O . L .   O 2 - 2 = 1

Exercício Resolvido #10

A sobreposição de orbitais atômicos para a formação de uma ligação covalente dá origem a quantos orbitais moleculares? Quais são as características desses orbitais moleculares?

Passo 1

-

Cada orbital atômico presente em uma molécula dá origem a um orbital molecular. Ao combinarmos 2 orbitais atômicos, portanto, obtemos 2 orbitais moleculares.

Em relação aos orbitais atômicos que os deram origem, os orbitais moleculares podem ter menos energia, mais energia ou mesma energia.

Caso o orbital molecular seja menos energético que o orbital atômico do qual se originou, ele é chamado orbital ligante.

Se for mais energético que o orbital atômico do qual se originou, ele é chamado orbital antiligante.

Orbitais não ligantes apresentam o mesmo nível de energia dos orbitais atômicos dos quais se originaram.

Resposta

Ei, a resposta está no passo a passo :)

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