Ligação covalente

Teoria deve explicar:

Diagramas de níveis de energia molecular

propriedades magnéticas e espectrais Paramagnéticos

vs.

Diamagnéticos

Transições Eletrônicas

Estado Sólido – Condutância

Predizer a existência de moléculas

Ordem de ligação

Orbitais Moleculares

Orbital Molecular resulta da combinação de orbitais atômicos.

Se os orbitais são funções de onda, podem se combinar tanto

construtivamente

(formando um orbital molecular ligante),

ou destrutivamente (formando um orbital molecular antiligante).

Amplitudes de funções de onda somadas

(mesmo sinal de fase) Amplitudes de

funções de onda

subtraídas (sinal de

fase oposto)

.

Teoria do Orbital Molecular TOM

Moléculas Diatomicas

Interferência destrutiva: orbitais de mais alta energia

(desfavorece a ligação) orbitais antiligantes

No caso de moléculas diatômicas as interações são facilmente

entendidas como provenientes das interferências construtivas e

destrutivas entre ondas dos elétrons (orbitais).

Interferência construtiva: orbitais de mais baixa energia. (favorece

a ligação) orbitais ligantes

(referência orbitais atômicos)

z

0.735 Å

(H2)

Como saber se o modelo é adequado?

Calcular energia dos novos orbitais...................

),)(),),ˆ RRERR111

(r(r(rH :RESOLVER

H2

H de molécula a para nohamiltonia +

2O por dado é

H 2

2me

e2

elétron do cinética energia

e2

4o

1

rA1

por A 1 el. do Atração

e2

4o

1

rB1

Bpor 1 el. do Atração

e2

4o

1

R

rA1

A B

1

rB1

R

B e Aentre Repulção

Curvas de energia potencial

molecular

calculada e experimental

para a molecula-ion H2+

E E1sH J +K

(1+ S)

e2

4o

1

R

E = E1sH J - K

(1- S)

e2

4o

1

R

Molecular Orbital H2

representação da interferência

construtiva que ocorre quando

dois orbitais H 1s se superpõe e

formam um orbital molecular

(1) 1

2(1 S)[A(1) B(1)]

H2

representação da interferência

destrutiva que ocorre quando

dois orbitais H 1s se superpõe e

formam um orbital molecular

(1) 1

2(1 S)[A(1) B(1)]

Função de onda atômica, estado antiligante

Em termos de energia

Y(ab) = f(a) f(b)

Calcular para as duas situações

Usando:

Y(ab) = f(a) [f(b)]

Y(ab) = f(a) f(b)

Diagrama de energia para a molécula de H2

Diagrama de energia para a molécula de H2

OL = Ordem de ligação =

1/2( # e- ligantes – # e- antiligantes)

> Ordem de ligação = ligação mais forte

O que é energia de ligação?

Energia necessária para quebrar a ligação

(desfazer a molécula)

Quanto mais forte Maior a energia

OL

E

N

E

R

G

I

A

H2

s

s

1s

OA do H

1s

OA do H

OM do H2-

OA do H OA do H

1s

s

s

1s

OM do H2+

OL = ½ - 0 = ½ OL = 1 – 0,5 = ½

Helio: He2

OM do

He2

OA do

He

1s

OA do

He

1s

s*1s

s1s

En

erg

ia

He2 ordem de ligação = 0

Portanto....

NÃO EXISTE

Conf.

eletrônica

OL Energia

Ligação

Compr.

Ligação

H2+ (s1s)

1 ½ 255 1,06

H2 (s1s)2 1 431 0,74

He2 (s1s)2 (s*1s)

2 0 0 não liga

Energia de Separação entre

Orbitais s-p

Ligações formadas pela superposição de 2 orbitais atômicos do tipo p formando orbitais s.

Orbitais moleculares formados a partir de orbitais atômicos do tipo s.

Ligações formadas pela superposição de 2 orbitais atômicos

do tipo p formando orbitais .

Eixo Z

Eixo x

ou

Eixo y

Estes orbitais não se superpõem apreciavelmente ou não se

superpõem de modo algum em virtude de não apresentarem

simetria e energia apropriadas.

Orbital Molecular não ligante

Orbital σ (Ligação σ)

Tipos de orbitais

Por convenção o eixo z é o eixo internuclear

Formado pela sobreposição de orbitais atômicos

que possuem simetria cilíndrica ao redor do eixo internuclear (z)

Os orbitais σ podem ser formados de várias maneiras:

sobreposição s,s

sobreposição s,p

sobreposição p,p

Energ

y

2s 2s

2sg

2su*

2p

2p

3sg

3su*

1u

1g*

Molecular Orbital Theory

(px,py) pz

Diagrama de energia para

Li2 Be2 B2 C2 N2

Li2 Be2 B2 C2 N2 O2 F2 Ne2