Curso Online de TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES - INTRODUÇÃO E EXERCÍCIOS

Licenciatura em Química
Pólo Nova Friburgo/RJ

A teoria dos orbitais moleculares (TOM) surgiu como mais uma ferramenta para explicar a formação das ligações químicas, assim como, teoria da ligação de valência, hibridização.
Porém tem suas bases amparadas pelas funções de ondas advindas da mecânica quântica a qual ofereceu todo o respaldo para essa teoria.
Na verdade a TOM, simplesmente explica a existência do orbital na molécula, quando os orbitais atômicos (Aos) se unem eles desaparecem completamente originando 2 orbitais moleculares, o que da o direito a esta molécula de possuir uma nova configuração eletrônica. Um orbital é um lugar do espaço onde é provável que o elétron seja encontrado, sem dúvida esta é boa nova que nos trouxe a mecânica quântica, promovendo a combinação matemática das funções de onda dos AOs e como resultado obtém-se as novas funções de onda denominadas orbitais moleculares (MOs).Uma dessas funções é de subtração e a outra de adição, visto que o resultado dessa combinação é igual a outras duas combinações podemos claramente dizer a função de onda adição fornece um MO ligante e a subtração fornece um MO antiligante são representados pelas letras gregas e , este método de combinação é conhecido como LCAO (combinação linear de orbitais atômicos).

Ordem de Ligação= (elétrons ligantes elétrons antiligantes) / 2

Para melhor compreensão vamos utilizar a molécula de Neônio e Oxigênio:
Ne2: KK (s)2 (s*)² ( x)² ( y)² ( z)² ( y*)² ( z*)² ( x*)²

Como: O.L= (e e*)/2Logo: O.L.= (8 - 8)/2  = 0

Como a ordem de ligação é zero não existe ligação, evidentemente a molécula de neônio não existe, é utilizada somente como uma molécula hipotética.

O que já muda completamente no caso do oxigênio.
O2: KK (s)2 (s*)² ( x)² ( y)² ( z)² ( y*)¹ ( z*)¹O.L.= (8 - 4)/2 = 2

Como a ordem de ligação é igual a 2 para o oxigênio, ele existe. O maior sucesso da teoria dos orbitais moleculares foi quando provou que esta é paramagnética, ou seja, ela é influenciada fortemente pela energia eletromagnética.

1. Explique o conceito de sobreposição de orbitais (relacionando com as suas funções de onda). Porque estes podem formar orbitais ligantes e antiligantes?

1. Explique o conceito de sobreposição de orbitais (relacionando com as suas funções de onda). Porque estes podem formar orbitais ligantes e antiligantes?
Na teoria dos orbitais moleculares, os elétrons ocupam orbitais chamados orbitais moleculares, que se espalham por toda a molécula. Todos os elétrons de valência estão deslocalizados sobre toda a molécula, isto é, não pertence a nenhuma ligação em particular.Os orbitais moleculares são sempre construídos a partir da adição (sobreposição ou superposição) de orbitais atômicos que pertencem à camada de valência dos átomos da molécula.Qualquer orbital molecular formado a partir da superposição dos orbitais atômicos é chamado de combinação linear de orbitais atômicos, neste estágio não existem elétrons no orbital molecular, que é somente uma combinação, no caso a soma, de funções de onda.Os dois orbitais atômicos são como ondas centradas em núcleos. Entre os núcleos, as ondas interferem construtivamente uma com a outra, no sentido que a amplitude total da função de onda aumenta onde ocorre superposição. O aumento da amplitude na região internuclear indica que existe uma maior densidade de probabilidade entre os núcleos. Como um elétron que ocupa um orbital molecular é atraído por ambos os núcleos, ele tem energia menor do que quando está confinado ao orbital atômico de um átomo.Além disso, como o elétron pode ocupar um volume maior do que quando está confinado a um único átomo, ele também tem energia cinética mais baixa.O orbital resultante da combinação de orbitais atômicos que têm a menor energia total é chamado de orbital ligante.Quando n orbitais atômicos se superpõem, eles formam n orbitais moleculares.A combinação de orbitais atômicos que tem a maior energia total é chamada de orbital antiligante.Os orbitais moleculares são formados pela combinação de orbitais atômicos: quando os orbitais atômicos interferem construtivamente, formam-se orbitais ligantes, e quando interferem destrutivamente, formam orbitais antiligantes. ‘N’ orbitais atômicos combinam-se para dar ‘N’ orbitais moleculares.

2. Explique porque os orbitais atômicos ‘p’ geram orbitais moleculares (ligante), (ligante), * (antiligante) e * (antiligante).

2. Explique porque os orbitais atômicos ‘p’ geram orbitais moleculares (ligante), (ligante), * (antiligante) e * (antiligante).
Átomos que têm orbitais 2s e 2p nas camadas de valência têm os orbitais moleculares construídos por sobreposição desses orbitais atômicos. Existem, no total, oito orbitais atômicos (um orbital 2s e três orbitais 2p em cada átomo), isto é, podemos construir oito orbitais moleculares. Os dois orbitais 2s se superpõem para formar dois orbitais moleculares em formato de “salsicha”, um ligante (orbital s) e outro antiligante (orbital *). Os três orbitais 2p de cada átomo podem se superpor de duas maneiras diferentes. Os dois orbitais 2p direcionados ao longo do eixo internuclear formam um orbital ligante (p) e um orbital antiligante * (p). Os dois orbitais 2p perpendiculares ao eixo internuclear se superpõem lateralmente para formar um orbital ligante e um antiligante.

3. Desenhe a forma dos orbitais moleculares (ligantes e antiligantes), formados pelos orbitais atômicos ‘s’ e ‘p’.

3. Desenhe a forma dos orbitais moleculares (ligantes e antiligantes), formados pelos orbitais atômicos ‘s’ e ‘p’.

4. Diga por que a TOM pode explicar a cor das moléculas.

4. Diga por que a TOM pode explicar a cor das moléculas.
Os elétrons muito deslocados das grandes moléculas encontradas nas pétalas das flores, nos frutos e nos vegetais são os grandes responsáveis por suas cores. Como muitos átomos de carbono contribuem com orbitais p para os sistemas dessas moléculas, existem muitos orbitais moleculares. Um elétron em um sistema como o dessas moléculas é como uma partícula em uma caixa de dimensão muito grande. Como a “caixa” é muito grande, os níveis de energia são muito próximos. Nessas grandes moléculas, o Orbital Molecular Ocupado de Maior Energia (HOMO) está muito próximo, em termos de energia, Orbital Molecular Não Ocupado de Menor Energia (LUMO). Em consequência, a energia necessária para excitar um elétron do HOMO para o LUMO é muito pequena. Os fótons da luz visível têm energia suficiente para excitar os elétrons e a absorção da radiação resulta na cor que percebemos.