Teoria Orbital Molecular

A Teoria orbital molecular é um método para determinar a estrutura de uma molécula assumindo que os elétrons não estão fixos às ligações entre átomos individuais.

É uma teoria mais precisa do que a teoria da ligação de valência é a teoria orbital molecular.

Na teoria dos orbitais moleculares, imaginamos que os orbitais eletrônicos cobrem toda a molécula e não estão localizados em um átomo.

Embora possamos imaginar os orbitais híbridos da teoria dos laços de valência com muita facilidade, precisamos de computadores para visualizar os orbitais moleculares.

O que é

A teoria orbital molecular é um método de explicar a ligação entre átomos em termos de elétrons espalhados ao redor de uma molécula em vez de localizados ao redor dos átomos, em contraste com a teoria da ligação de valência.

Elétrons nos átomos são organizados em orbitais dentro de subcascas dentro de conchas. Como regra geral, são os elétrons nos orbitais dentro da camada mais externa que estão envolvidos na ligação química, embora existam exceções a isso. Um orbital pode conter no máximo dois elétrons, que devem ter rotações opostas.

Na teoria dos orbitais moleculares, quando dois átomos formam uma ligação química, os orbitais atômicos dos elétrons de ligação se combinam para produzir orbitais moleculares com regras semelhantes em relação ao número e ao spin dos elétrons.

Os elétrons, como todas as partículas subatômicas, podem se comportar como ondas. Em vez de ocupar um ponto definido no espaço em um dado momento, um elétron se espalha por todos os seus locais possíveis ao redor do núcleo atômico e sua posição só pode ser expressa em termos de probabilidade.

Uma equação desenvolvida pelo físico Erwin Schrodinger pode ser usada para determinar a “função de onda” de um orbital atômico, dando a probabilidade de encontrar um elétron em diferentes locais ao redor do núcleo em termos de distribuição de densidade de elétrons.

A teoria dos orbitais moleculares explica a ligação atômica adicionando as funções de onda dos orbitais atômicos envolvidos na ligação para fornecer funções de onda para os orbitais moleculares que envolvem a molécula inteira.

Como a equação da função de onda fornece valores positivos e negativos, conhecidos como fases, dois orbitais moleculares são produzidos.

No primeiro, os orbitais atômicos são adicionados na fase – positivo para positivo e negativo para negativo.

O segundo tipo é aquele em que estão fora de fase – negativo para positivo e positivo para negativo.

A adição em fase fornece um orbital molecular com a densidade de elétrons concentrada no espaço entre os núcleos, aproximando-os e resultando em uma configuração com uma energia mais baixa que os dois orbitais atômicos originais combinados. Isso é conhecido como um orbital de ligação.

A adição fora de fase resulta na concentração de elétrons concentrada no espaço entre os núcleos, separando-os e produzindo uma configuração com um nível de energia mais alto que os orbitais atômicos.

Isso é conhecido como um orbital anti-ligação. Os elétrons dos orbitais atômicos envolvidos na ligação preferem preencher os orbitais moleculares da ligação de menor energia.

Para determinar a natureza da ligação entre dois átomos, a “ordem de ligação” é calculada como: (elétrons de ligação – elétrons anti-ligação)/2. Uma ordem de ligação zero indica que nenhuma ligação ocorrerá.

Em comparação, uma ordem de ligação 1 indica uma ligação simples, com 2 e 3 indicando ligações duplas e triplas, respectivamente.

Como um exemplo muito simples, a ligação de dois átomos de hidrogênio pode ser descrita em termos da teoria orbital molecular. Cada átomo tem apenas um elétron, normalmente no orbital de menor energia.

As funções de onda desses orbitais são adicionadas, fornecendo uma ligação e um orbital anti-ligação. Os dois elétrons preencherão o orbital de ligação de energia mais baixa, sem elétrons no orbital de ligação.

A ordem das ligações é, portanto, (2 – 0)/2 = 1, dando uma ligação única. Isso está de acordo com a teoria da ligação de valência e com a observação.

A interação de dois átomos do próximo elemento na tabela periódica, o hélio, produz um resultado diferente, pois existem dois elétrons em um orbital em cada átomo de hélio. Quando as funções de onda são adicionadas, uma ligação e um orbital anti-ligação são produzidos, como no hidrogênio. Desta vez, no entanto, existem quatro elétrons envolvidos.

Dois elétrons preencherão o orbital de ligação e os outros dois terão que preencher o orbital anti-ligação de energia mais alta. A ordem das ligações neste momento é (2 – 2)/2 = 0, portanto, nenhuma ligação ocorrerá.

Novamente, isso concorda com a teoria da ligação de valência e com a observação: o hélio não forma moléculas.

A teoria do orbital molecular também prevê corretamente ligações duplas e triplas para moléculas de oxigênio e nitrogênio, respectivamente.

Na maioria dos casos, a Teoria orbital molecular e a teoria da ligação de valência estão de acordo; no entanto, o primeiro explica melhor as moléculas onde a ordem das ligações se situa entre uma ligação simples e uma ligação dupla e as propriedades magnéticas das moléculas.

A principal desvantagem da teoria orbital molecular é que, exceto em casos muito simples, como os descritos acima, os cálculos são muito mais complicados.

Em química, o que é um orbital molecular?

Um orbital molecular é essencialmente o caminho que um elétron percorre em torno de uma molécula. Isso é muito semelhante a um orbital atômico, exceto que um orbital molecular é um caminho que leva em conta o campo de mais de um núcleo.

Existem dois tipos de orbital molecular, um de ligação e outro de ligação.

Isso é basicamente decidido se os elétrons em órbita se movem ao redor dos núcleos em fase ou fora de fase.

Os orbitais moleculares são basicamente orbitais atômicos sobrepostos, e o grau pelo qual eles caminham juntos determina se os átomos se ligam ou não.

Antes de poder entender os orbitais, é importante conhecer a estrutura de um átomo. Prótons e nêutrons ocupam o núcleo do átomo, que é um recipiente muito condensado que fica no centro de um átomo.

Os elétrons giram ao redor do exterior do núcleo, essencialmente da mesma maneira que os planetas orbitam o sol. Uma descrição simplista de como os elétrons orbitam um núcleo divide os elétrons em “conchas”, que são basicamente grandes círculos ao redor do núcleo que podem conter uma quantidade definida de elétrons. Assim como nas órbitas planetárias, os orbitais de elétrons não assumem a forma de círculos perfeitos.

Os elétrons nem sempre andam em torno de um átomo em círculos ordenados.

Em vez disso, eles geralmente têm órbitas mais incomuns, e a órbita específica que eles têm é descrita pela teoria orbital atômica. O orbital “s” é o mais simples, e este é essencialmente um orbital esférico.

Existem também orbitais em forma de halteres, chamados orbitais “p”, que vêm em três alinhamentos diferentes.

A interação entre os dois orbitais atômicos determina o tipo do orbital molecular.

Quando dois átomos se ligam, os elétrons ainda estão tentando seguir seu padrão orbital definido e suas posições determinam o tipo de orbital molecular.

O primeiro tipo de orbital molecular ocorre quando os elétrons orbitam ambos os núcleos em fase e se sobrepõem em algum momento. Isso cria um orbital de “ligação”, porque a sobreposição dos elétrons intensifica a carga negativa e diminui a energia potencial da molécula. Portanto, seria necessário energia para separá-los em átomos separados, e os átomos permanecem juntos.

O outro tipo de orbital molecular ocorre quando os elétrons orbitam fora de fase. Isso diminui a carga negativa que eles criam, o que aumenta a energia potencial geral armazenada na molécula.

Os elétrons gostam de uma energia de baixo potencial, portanto, é mais provável que eles se separem do que orbitam fora de fase.

A baixa energia potencial de uma órbita fora de fase significa que os átomos se separam e a ligação não é formada.

Resumo

O modelo orbital molecular é de longe o mais produtivo dos vários modelos de ligação química e serve como base para a maioria dos cálculos quantitativos, incluindo aqueles que levam a muitas das imagens geradas por computador que você já viu em outras partes dessas unidades.

Em seu pleno desenvolvimento, a teoria orbital molecular envolve muita matemática complicada, mas as idéias fundamentais por trás dela são facilmente compreendidas, e é isso que tentaremos realizar nesta lição.

Este é um grande afastamento dos modelos simples de Lewis e VSEPR que foram baseados nos orbitais de um centro de átomos individuais.

O modelo de hibridação mais sofisticado reconheceu que esses orbitais serão modificados por sua interação com outros átomos. Mas todos esses modelos de ligação de valência, como são geralmente chamados, são muito limitados em sua aplicabilidade e poder preditivo, porque eles não reconhecem que a distribuição dos elétrons de valência combinada é governada pela totalidade dos centros positivos.

Orbitais Moleculares

A ligação química ocorre quando as forças atrativas líquidas entre um elétron e dois núcleos excedem a repulsão eletrostática entre os dois núcleos. Para que isso aconteça, o elétron deve estar em uma região do espaço que chamamos de região de ligação. Por outro lado, se o elétron está de um lado, em uma região anti-ligação, ele realmente aumenta a repulsão entre os dois núcleos e ajuda a afastá-los.

A maneira mais fácil de visualizar um orbital molecular é começar imaginando dois átomos isolados e os orbitais de elétrons que cada um teria separadamente.

Estes são apenas os orbitais dos átomos separados, por eles mesmos, que já entendemos.

Em seguida, tentaremos prever a maneira pela qual esses orbitais atômicos interagem à medida que gradualmente aproximamos os dois átomos.

Finalmente, chegaremos a um ponto em que a distância internuclear corresponde à da molécula que estamos estudando. Os orbitais correspondentes serão os orbitais moleculares de nossa nova molécula.

Os elétrons são partículas carregadas negativamente que orbitam o núcleo de um átomo

Um orbital molecular é uma função matemática que descreve um elétron em uma molécula

Fonte: hemed.chem.purdue.edu/www.chem.kyushu-u.ac.jp/www.wisegeek.org/chem.libretexts.org/www.ch.ic.ac.uk/www.toppr.com/www.chem.fsu.edu/