Exercícios Resolvidos de Teoria dos Orbitais Moleculares

UFRJ – Lista de Exercícios de Química Geral. Professor Jean Eon. Questão 02.

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.

MOSTRAR SOLUÇÃO COMPLETA

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

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