Teoria do orbital molecular

A teoria do orbital molecular (MOT) é uma teoria fundamental em química que explica como os átomos se combinam para formar moléculas. Ela fornece uma compreensão mais sofisticada da ligação química do que outros modelos como a teoria da ligação de valência (VBT). Nesta explicação abrangente, vamos examinar profundamente os conceitos básicos, a formação de um orbital molecular e a aplicação da teoria do orbital molecular para explicar a ligação em moléculas.

Conceitos básicos

A teoria do orbital molecular descreve o comportamento dos elétrons em moléculas. Ao contrário da VBT, que assume que as ligações são formadas pela sobreposição de orbitais atômicos de diferentes átomos, a MOT propõe orbitais moleculares que pertencem a toda a molécula.

Formação de orbitais moleculares

Os orbitais moleculares são formados quando orbitais atômicos em uma molécula se combinam. Vamos considerar a molécula diatômica mais simples: H 2. Cada átomo de hidrogênio contribui com um orbital atômico 1s, e esses orbitais podem se combinar de duas maneiras diferentes:

• Combinação construtiva: Quando os orbitais atômicos se combinam de forma construtiva, eles formam um orbital molecular chamado um orbital molecular de ligação. Ele é caracterizado por um aumento na densidade eletrônica entre os dois núcleos e é mais baixo em energia do que os orbitais atômicos originais.
• Combinação destrutiva: Quando os orbitais atômicos se combinam de forma destrutiva, formam um orbital molecular antiligante. É caracterizado por um nó (uma região de densidade eletrônica zero) entre os núcleos e é alto em energia.

Exemplo visual da combinação de orbitais moleculares

        H --(1s)-- + H --(1s)-- | | VV Ligação Antiligação Orbital Orbital
        H --(1s)-- + H --(1s)-- | | VV Ligação Antiligação Orbital Orbital
    

Diagrama de orbitais moleculares

O arranjo de orbitais moleculares de ligação e antiligação pode ser mostrado em um diagrama de orbitais moleculares. Aqui está um exemplo para o hidrogênio molecular:

        Energia ↑ | σ* 1s (Antiligação) |----------------------------- | σ 1s (Ligação) |----------------------------- |
        Energia ↑ | σ* 1s (Antiligação) |----------------------------- | σ 1s (Ligação) |----------------------------- |
    

Neste diagrama, σ 1s orbital molecular de ligação e σ* 1s orbital molecular antiligante. Os elétrons irão primeiro preencher o orbital de ligação de menor energia, seguido pelo orbital antiligante se houver mais elétrons.

Ordem de ligação

A teoria do orbital molecular introduz o conceito de ordem de ligação para prever a estabilidade de uma molécula. A ordem de ligação é calculada da seguinte forma:

        Ordem de Ligação = (Número de elétrons em orbitais de ligação - Número de elétrons em orbitais antiligantes) / 2
        Ordem de Ligação = (Número de elétrons em orbitais de ligação - Número de elétrons em orbitais antiligantes) / 2
    

Ordem de ligação mais alta indica ligações mais estáveis. Por exemplo, em _{H 2}:

        Elétrons de Ligação = 2 Elétrons de Antiligação = 0 Ordem de Ligação = (2 - 0) / 2 = 1
        Elétrons de Ligação = 2 Elétrons de Antiligação = 0 Ordem de Ligação = (2 - 0) / 2 = 1
    

Aplicações da teoria do orbital molecular

A MOT pode ser aplicada a moléculas mais complexas, como O 2 e N 2. Vamos explorar esses exemplos:

Molécula de oxigênio _{O 2}

A molécula de oxigênio tem 16 elétrons de valência. Seu diagrama de orbitais moleculares é assim:

        Energia ↑ | σ* 2p |------------------------- | π* 2p π* 2p |------------------------- | π 2p π 2p |------------------------- | σ 2p |------------------------- | σ* 2s |------------------------- | σ 2s
        Energia ↑ | σ* 2p |------------------------- | π* 2p π* 2p |------------------------- | π 2p π 2p |------------------------- | σ 2p |------------------------- | σ* 2s |------------------------- | σ 2s
    

        Elétrons de Ligação: 10 Elétrons de Antiligação: 6 Ordem de Ligação: (10 - 6) / 2 = 2
        Elétrons de Ligação: 10 Elétrons de Antiligação: 6 Ordem de Ligação: (10 - 6) / 2 = 2
    

A ordem de ligação 2 explica por que _{O 2} tem uma dupla ligação.

Molécula de nitrogênio N 2

A molécula de nitrogênio tem 14 elétrons de valência. Seu diagrama de orbitais moleculares é assim:

        Energia ↑ | σ* 2p |------------------------- | π* 2p π* 2p |------------------------- | π 2p π 2p |------------------------- | σ 2p |------------------------- | σ* 2s |------------------------- | σ 2s
        Energia ↑ | σ* 2p |------------------------- | π* 2p π* 2p |------------------------- | π 2p π 2p |------------------------- | σ 2p |------------------------- | σ* 2s |------------------------- | σ 2s
    

        Elétrons de Ligação: 10 Elétrons de Antiligação: 4 Ordem de Ligação: (10 - 4) / 2 = 3
        Elétrons de Ligação: 10 Elétrons de Antiligação: 4 Ordem de Ligação: (10 - 4) / 2 = 3
    

A ordem de ligação 3 para N 2 correlaciona-se com a sua observada tripla ligação.

Vantagens da teoria do orbital molecular

• A MOT oferece uma imagem mais detalhada da estrutura eletrônica das moléculas.
• É responsável pelas propriedades magnéticas das moléculas (por exemplo, paramagnetismo em _{O 2}).
• Fornece um método para calcular propriedades moleculares como ordem de ligação e comprimento de ligação.

Limitações da teoria do orbital molecular

• Para moléculas maiores, isso pode ser complexo e intensivo matematicamente.
• Dados empíricos ainda são necessários para algumas previsões e confirmações.

Conclusão

A teoria do orbital molecular é um conceito essencial em química que proporciona uma compreensão mais completa da ligação química e da estrutura molecular. Ao considerar a molécula como um todo, permite que os químicos prevejam e expliquem o comportamento molecular que é essencial para avanços na pesquisa química e na indústria.

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