Post on 20-Nov-2018
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Ligações covalentes – Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM)
Orbitais Moleculares (OM) são formados por combinações
específicas de orbitais atômicos de átomos diferentes, de forma a produzir dois tipos distintos de orbitais.
Exemplo: A formação dos OM do H2.
Ligações covalentes – Tipos de OM
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Ligações covalentes – Representação das energias dos OM
Diagramas de níveis de energia do H2 e He2 (moléculahipotética).
Ligações covalentes – Ordem de Ligação (OL) de OM
OL=1/2 (número de e- ligantes – número de e- antiligantes)
Assim, OL = 1 (ligação simples) ; OL = 2 (ligação dupla) ; OL = 3 (ligação tripla)
Para moléculas com número ímpar de e-, OL iguais a ½; 3/2 ou 5/2 são possíveis.
A OL do H2 é 1 e do He2 é zero, confirmando ser o He2 uma molécula hipotética,
do ponto de vista da TOM.
Para moléculas simples, a OL informa a quantidade de ligações efetuadas entre dois átomos.
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Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonuclearesdo segundo período
Os átomos do segundo período têm orbitais de valência 2s e 2p; precisamos
considerar como eles interagem para formar OMs, segundo as regras seguintes:
1. O número de OMs formado é igual ao número de AO combinados;
2. Cada OM formado pode acomodar, no máximo, dois e-, com seus spins
emparelhados (Princípio da Exclusão de Pauli);
3. Quando os OMs de mesma energia são ocupados, um e- entra em cada orbital
(com o mesmo spin) antes de ocorrer o emparelhamento (regra de Hund).
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonuclearesdo segundo período – OM do Li2 e Be2
OL (Li2) = ½ (4-2) = 1 (Ligação simples entre os dois Li)
OL (Be2) = ½ (4-4) = 0 (O Be2 não existe pela TOM)
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Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonuclearesdo segundo período – OM a partir de AO 2p
Diagrama que pode ser aplicado a O2, F2 e Ne2.
Os orbitais π2p e π2p* são
duplamente degenerados.
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonuclearesdo segundo período – Comparações energéticas
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Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonuclearesdo segundo período – Comparações energéticas
Nota-se a grande estabilidade química do N2, dada por sua alta entalpia de ligação.
Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonucleares –Características magnéticas
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Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas homonuclearesdo segundo período – Características magnéticas
Ligações covalentes – Orbitais MolecularesMoléculas diatômicas heteronucleares
Qual a OL e as características magnéticas do NO ?
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Ligações covalentes – Orbitais Moleculares
Moléculas diatômicas heteronucleares –Presença de OM não ligantes
σσσσ
σσσσ
2p
2p*
2p
1s
H F
OM não ligantes
A molécula do HF, evidenciando a presença de OM ligantes, antiligantes e não ligantes.
O.L. = ½ (2-0) = 1 (ligação simples entre H e F)
Ligações covalentes especiais
Ligações covalentes tricentradas
Em algumas condições especiais, alguns átomos deficientes de e- podem apresentar hibridizações especiais, como o B,
na molécula do B2H6:
Assim, teremos a formação de 4 orbitais sp3, 3 deles contendo e-
e um deles vazio.
2s 2p1s
4 sp3=B =
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Ligações covalentes especiais
Ligações covalentes tricentradas
B B
HH H
H H H
Algumas denominações:
Ligação 3 Centros-2 elétrons (3C-2e)
Ponte de hidrogênio
B2H6