Slide Pt1 - Teoria do Orbital Molecular 2020

Disciplina: Química Geral Professor: 2020 Universidade Federal de Minas Gerais Instituto de Ciências Exatas Departamento de Química Teoria do Orbital Molecular Aulas Anteriores • Ligações Químicas • Limitações das teorias de ligação • Teoria de Lewis • Teoria RPENV • Teoria da ligação de valência • Teoria do Orbital Molecular Nessa aula 2 Limitações nas Teorias de Ligação Teoria RPENV Ligação de Valência Comprimentos de ligação Geometria molecular Tamanho relativo dos substituintes Cor Compostos com metais de transição Propriedades magnéticas Espécies isoeletrônicas Limitações das diferentes teorias de ligação (Atkins, 2017) Teoria de Lewis RPENV TLV 3 Magnetismo do O2 N2 é diamagnético? O2 é paramagnético? • N2 x O2 propriedades magnéticas • Colocando os líquidos de N2 e O2 sob a ação de um campo magnético, observa-se o seguinte: • N2 é diamagnético, interage fracamente com o campo magnético • O2 é paramagnético, é atraído pelo campo Líquidos N2 e O2, propriedades magnéticas e modelo de Lewis • Resultados experimentais divergiam das teorias de ligação 4 (Atkins, 2017) Teoria do Orbital Molecular Teoria do orbital molecular (TOM) 5 • Os elétrons de valência estão deslocalizados, ou seja, sobre toda molécula • Os orbitais moleculares (φ) surgem da adição (sobreposição) de orbitais atômicos (Ψ) • Combinação Linear de Orbitais Atômicos – CLOA • N orbitais moleculares podem ser construídos pela combinação de N orbitais atômicos • Os orbitais moleculares são formados pela combinação de orbitais atômicos com mesma simetria e energia semelhante • Usa-se a aproximação de Born-Oppenheimer, desacoplamento dos movimentos eletrônicos e nuclear Combinação Linear de Orbitais Atômicos Orbitais ligantes • Interferência construtiva de orbitais atômicos σ1s ≡ orbital molecular ligante 6 φ = Ψ1𝑠𝑎+ Ψ1𝑠𝑏= σ1𝑠 • A amplitude aumenta onde elas se sobrepõem • Consequentemente, a densidade de probabilidade cresce (ψ2) entre os núcleos Interferência construtiva das funções de onda atômicas (Brown, 2017) + + + Combinação Linear de Orbitais Atômicos 7 Orbitais antiligantes • Interferência destrutiva de orbitais atômicos σ1s * ≡ orbital molecular antiligante φ = Ψ1𝑠𝑎− Ψ1𝑠𝑏= σ1𝑠 ∗ • A amplitude diminui onde elas se sobrepõem • Logo, tem-se uma densidade de probabilidade pequena entre os núcleos • Nó na função de onda (ψ2 = 0) resultante Interferência destrutiva das funções de onda atômicas (Brown, 2017) + + + _ Teoria do Orbital Molecular Energia de ligação • A energia do orbital ligante é menor do que dos orbitais atômicos • N orbitais moleculares podem ser construídos a partir de N orbitais atômicos • ELIGANTE < EANTILIGANTE 8 Níveis de energia para os orbitais atômicos e moleculares na molécula de H2 • A energia do orbital antiligante é maior do que dos orbitais atômicos Teoria do Orbital Molecular 9 Molécula de H2 x He2 Ordem de ligação(OL) = 1 2 (elétronsligantes − elétronsantiligantes) • A molécula de He2 não deve existir, segundo a TOM H2: σ1s 2 He2: σ1s 2σ1s *2 ED (H2) = 432 kJ.mol-1 ED (He2) = 0,01 kJ.mol-1 • He2 foi descoberto em 19931, uma das ligações químicas mais fracas, *condições especiais OLhélio = 0 Níveis de energia para os orbitais atômicos e moleculares para o H2 e He2 1J Chem Phys 98, 3564 (1993) OLhidrogênio = 1 Pontos Importantes da Aula • Teoria do orbital molecular (TOM) 10 Ordem de ligação(OL) = 1 2 (elétronsligantes − elétronsantiligantes) • Combinação linear de orbitais atômicos (CLOA) • Orbitais moleculares • Ligantes • Antiligantes • Ordem de ligação (OL) Referências • ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. • Brown , T. L.; Lemay, H. E.; Bursten, B. E.; Burdge, J.R. Química. A Ciência Central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2017. • Luo F, McBane GC, Kim G, Giese FC, Gentry WR (1993) The weakest bond: Experimental observation of helium dimer. J Chem Phys 98(4):3564–3567. 11