Teoria do orbital molecular

A teoria do orbital molecular (MOT) é um método na química quântica que nos ajuda a entender o comportamento dos elétrons em moléculas. Ao contrário de outros modelos, a MOT descreve os elétrons como distribuídos por vários átomos ao invés de estarem localizados entre dois átomos. Esta distribuição ampla de elétrons leva a orbitais moleculares, que podem se estender por toda a molécula. Vamos entender esse conceito em profundidade com uma linguagem simples e exemplos ilustrativos.

O conceito de orbitais atômicos

Antes de explorar os orbitais moleculares, é necessário entender os orbitais atômicos. Em um átomo, os elétrons residem em regiões do espaço ao redor do núcleo chamadas orbitais. Estes orbitais são soluções da equação de Schrödinger para elétrons em átomos. Eles têm diferentes formas e energias, e são representados como orbitais s, p, d e f.

s orbitais: forma esférica
p orbitais: forma de haltere com três orientações (px, py, pz)
d orbitais: formas mais complexas com cinco orientações (dxy, dyz, dxz, dx2-y2, dz2)
    

De acordo com o princípio de exclusão de Pauli, cada orbital atômico pode conter no máximo dois elétrons com spins opostos.

Orbitais moleculares

Quando os átomos se combinam para formar moléculas, seus orbitais atômicos se sobrepõem para formar orbitais moleculares. O aspecto principal da MOT é que esses orbitais moleculares são formados a partir de combinações lineares de orbitais atômicos (LCAO). Orbitais moleculares podem ser classificados em orbitais de ligação e antiligação.

Orbitais moleculares de ligação: Quando os orbitais atômicos se combinam em fase, eles reforçam uns aos outros, levando a uma interferência construtiva de baixa energia. Isso resulta em um orbital molecular de ligação, que aumenta a probabilidade do elétron entre os núcleos e mantém os átomos juntos.

Orbitais moleculares de antiligação: Em contraste, se os orbitais atômicos se combinam fora de fase, eles interferem de forma destrutiva, resultando em níveis de energia mais elevados, conhecidos como orbitais moleculares de antiligação. Esses orbitais moleculares têm nós onde a densidade de elétrons é mínima ou zero, reduzindo a força da ligação.

A sobreposição de dois orbitais atômicos pode ser representada como:

Ψ_molecular = c1Ψ_A + c2Ψ_B
    

Aqui, Ψ_molecular denota o orbital molecular, Ψ_A e Ψ_B são orbitais atômicos, e c1 e c2 são coeficientes que indicam a contribuição de cada orbital atômico para o orbital molecular.

Visualização de orbitais moleculares para moléculas diatômicas

Vamos visualizar a formação de orbitais moleculares usando o hidrogênio diatômico (H₂) como um exemplo simples.

Para H₂, cada átomo de hidrogênio possui um orbital atômico 1s. Quando eles se combinam, formam dois orbitais moleculares:

Orbitais de ligação (σ _1s) e de antiligação (σ* _1s):

               1s 1s
                ,
                 ,
              1s 1s 1s 1s
    

O orbital de ligação (σ _1s) tem menos energia que o orbital atômico original, enquanto o orbital de antiligação (σ* _1s) tem mais energia. No H₂, ambos os elétrons ocupam o orbital molecular de ligação, formando uma molécula estável.

Teste de tornassol: ordem de ligação e estabilidade

A teoria do orbital molecular introduz o conceito de ordem de ligação para avaliar a estabilidade molecular:

Ordem de ligação = (Elétrons em orbitais de ligação - Elétrons em orbitais de antiligação) / 2
    

Para H₂, o orbital molecular de ligação está preenchido com dois elétrons e o orbital de antiligação está vazio. Portanto, a ordem de ligação é:

Ordem de ligação = (2 - 0) / 2 = 1
    

Ordem de ligação positiva indica a estabilidade da molécula. Se a ordem de ligação for zero ou negativa, a molécula é pouco provável de existir em condições normais.

Moléculas diatômicas heteroatômicas

A teoria do orbital molecular não se limita a átomos semelhantes. Vamos considerar o caso do fluoreto de hidrogênio (HF). O processo é semelhante, mas existem diferenças devido à disparidade das eletronegatividades entre hidrogênio e flúor.

A visão subjetiva da sobreposição é representada como segue:

                       F H
                      2p 1c
                     ,
                    ,
                σ(2p-1s) π(2p)
    

Devido à alta eletronegatividade do flúor, seus orbitais atômicos estão em energia mais baixa que os orbitais 1s do hidrogênio. Portanto, os orbitais moleculares em HF são inclinados para o flúor, indicando a influência significativa dos orbitais atômicos do flúor na molécula.

Nota: Apenas orbitais com simetria semelhante e energia comparável se combinam de forma significativa. Portanto, HF forma um orbital molecular de ligação que é principalmente dominado pelo orbital 2p do flúor e o orbital 1s do hidrogênio.

Aplicação da teoria do orbital molecular a moléculas poliatômicas

Estender a MOT para moléculas poliatômicas envolve interações mais complexas, mas segue os mesmos princípios. Em moléculas como a água (H₂O), os orbitais 1s dos átomos de hidrogênio interagem com os orbitais 2p do oxigênio, formando novos orbitais moleculares que abrangem todos os três átomos.

A formação pode ser generalizada como segue:

O(2s,2p) + H(1s) + H(1s) → Orbitais moleculares
    

Combinação construtiva resulta em orbitais de ligação que mantêm os átomos juntos, enquanto a combinação destrutiva resulta em orbitais de restrição.

Conclusão

A teoria do orbital molecular conecta a química quântica e a ligação química do mundo real, proporcionando uma visão profunda sobre a natureza das moléculas. Estender a MOT para moléculas complexas aumenta a complexidade dos cálculos, mas proporciona uma compreensão incrivelmente detalhada da distribuição eletrônica e da força de ligação. Apesar de sua complexidade, a ideia central é que os orbitais moleculares formados pela sobreposição de orbitais atômicos impulsionam a estabilidade e estrutura molecular.

Com sorte, através desta exploração, o mundo dos orbitais moleculares parecerá mais tangível e intuitivo.

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