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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