A TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES E LIGAÇÃO METÁLICA

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO RIO DE JANEIRO

CAMPUS NILÓPOLIS

CURSO DE LINCENCIATURA EM QUÍMICA

LUANA GALDINO - 31323018

WELINGTON BRANDÃO – 31513049

TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES E LIGAÇÃO METÁLICA

NILÓPOLIS

2016

LUANA GALDINO – 31323018

WELINGTON BRANDÃO – 31513049

TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES E LIGAÇÃO METÁLICA

Teoria dos orbitais moleculares e ligação metálica

entregue como requisito parcial para aprovação

na disciplina licenciatura em química.

Prof. Francisco Bustamante

Nilópolis

2016

                

SUMÁRIO

1. Teoria dos Orbitais Moleculares ...................................................4
2. Orbitais moleculares ligantes e antiligantes ...............................5
3. Teoria das bandas e a condutividade elétrica  ............................8
4. Condutores ......................................................................................9
5. Semicondutores ............................................................................10
6. Bibliografia ....................................................................................12

Teoria dos Orbitais Moleculares

A teoria da ligação de valência é um dos dois métodos da mecânica química empregado para explicar a formação de ligações químicas em moléculas. Essa teoria baseia-se no recobrimento espacial de orbitais atômicos para explicar, em termos qualitativos, estabilidade das ligações covalentes. Recorrendo ao conceito de hibridização, a teoria da ligação de valência pode explicar as geometrias moleculares previstas pelo modelo RPECV. Contudo, a suposição de que em uma molécula os elétrons ocupam os orbitais atômicos dos átomos individuais é apenas uma aproximação, uma vez que cada elétron ligante deve ocupar um orbital que é característico da molécula como um todo.

Em alguns casos, a teoria da ligação de valência não pode explicar satisfatoriamente as propriedades observadas para moléculas. Considere a molécula de oxigênio cuja estrutura de Lewis é

[pic 1]

De acordo com essa descrição, todos os elétrons de O2 estão emparelhados e, portanto, o oxigênio deveria ser diamagnético. No entanto, verifica-se experimentalmente que a molécula de oxigênio tem dois elétrons desemparelhados. Esse fato indica a existência de uma deficiência fundamental na teoria da ligação de valência, e justifica a procura por uma aproximação alternativa para explicar a ligação química e as propriedades do O2, e de outras moléculas, que não podem ser previstas pela teoria de ligação de valência.

As propriedades das moléculas, inclusive as magnéticas, às vezes, são melhor explicadas por outra teoria da mecânica quântica chamada de teoria dos orbitais moleculares (TOM). A teoria dos orbitais moleculares descreve as ligações covalentes em termos de orbitais moleculares, que resultam da interação entre os orbitais atômicos dos átomos envolvidos na ligação e estão associados à molécula como um todo. A diferença entre um orbital molecular e um orbital atômico é que este último está associado somente a um átomo.

Orbitais Moleculares Ligantes e Antiligantes

De acordo com a TOM, o recobrimento dos orbitais 1s de dois átomos de hidrogênio leva à formação de dois orbitais moleculares: um orbital molecular ligante e um orbital molecular antiligante. Um orbital molecular ligante tem menor energia e maior estabilidade do que os orbitais atômicos dos quais se formou. Um orbital molecular antiligante tem maior energia e menor estabilidade que os orbitais atômicos dos quais se formou. Assim como sugerem as designações “ligante” e “ antiligante”, se colocarmos elétrons em um orbital molecular ligante, obteremos uma ligação covalente estável, mas se os colocarmos em um orbital molecular ligante, obteremos uma ligação covalente estável, mas se os colocarmos em um orbital molecular antiligante, teremos uma ligação instável.

Em um orbital molecular ligante a densidade eletrônica é máxima entre os núcleos dos átomos envolvidos na ligação. No entanto, em um orbital molecular antiligante, a densidade eletrônica diminui a zero entre os núcleos dos átomos. Podemos compreender essa diferença se recordarmos que os elétrons (em orbitais) têm características ondulatórias. Uma propriedade típica das ondas permite que as ondas do mesmo tipo interajam resultando em uma onda com amplitude superior ou amplitude inferior a das ondas originais. No primeiro caso, chamamos a interação de interferência construtiva, no segundo, de interferência destrutiva.

[pic 2]

A formação de orbitais moleculares ligantes corresponde à interferência construtiva no aumento da amplitude da onda é análogo à acumulação de densidade eletrônica entre os dois núcleos. A formação de orbitais moleculares antiligantes corresponde à interferência destrutiva a diminuição da amplitude da onda é análoga à diminuição de  densidade eletrônica entre os dois núcleos. As interações construtiva e destrutiva entre dois orbitais 1s na molécula H2 levam, então, à formação de um orbital molecular sigma ligante e de um orbital molecular

[pic 3]

Em que o asterisco representa um orbital molecular antiligante.

Em um orbital molecular sigma (ligante ou antiligante) a densidade eletrônica está concentrada simetricamente em torno de uma linha entre os núcleos dos dois átomos envolvidos na ligação. Forma-se uma ligação sigma quando dois elétrons ocupam um orbital molecular sigma. Uma ligação covalente simples é quase sempre uma ligação sigma.

[pic 4]

A Figura mostra o diagrama de níveis de energia dos orbitais moleculares, isto é, os níveis de energia relativos dos orbitais envolvidos na formação da molécula de H2 e as interações construtiva e destrutiva entre os dois orbitais 1s. Observe que no orbital molecular antiligante há um nó entre os núcleos, ou seja, uma região de densidade eletrônica nula. Como a densidade eletrônica na região internuclear é zero, os núcleos de carga positiva repelem-se em vez de permanecerem juntos. Os elétrons no orbital molecular antiligante têm maior energia (e menor estabilidade) do que teriam nos átomos isolados. Por outro lado, os elétrons no orbital molecular ligante têm menor energia (e, portanto, maior estabilidade) do que teriam nos átomos isolados.