10.8: Teoria das Orbitais Moleculares I

Visão Geral da Teoria das Orbitais Moleculares

A teoria das orbitais moleculares descreve a distribuição de eletrões em moléculas da mesma forma que a distribuição de eletrões em átomos é descrita utilizando orbitais atómicas. A mecânica quântica descreve o comportamento de um eletrão em uma molécula por uma função de onda, Ψ, análoga ao comportamento em um átomo. Assim como eletrões em torno de átomos isolados, os eletrões em torno de átomos nas moléculas são limitados a energias discretas (quantizadas). A região do espaço em que um eletrão de valência em uma molécula é provável ser encontrado é chamada de orbital molecular (Ψ²). Como uma orbital atómica, uma orbital molecular está cheia quando contém dois eletrões com spin oposto.

Combinação Linear de Orbitais Atómicas

O processo matemático da combinação de orbitais atómicas para gerar orbitais moleculares é chamado de combinação linear de orbitais atómicas (LCAO). A mecânica quântica descreve orbitais moleculares como combinações de funções de onda orbitais atómicas. A combinação de ondas pode levar a uma interferência construtiva ou destrutiva. Em orbitais, as ondas podem combinar-se com as ondas em fase produzindo regiões com maior probabilidade de densidade de eletrões e ondas fora de fase produzindo nós, ou regiões sem densidade de eletrões.

Orbitais Moleculares de Ligação e Antiligantes

Existem dois tipos de orbitais moleculares que se podem formar a partir da sobreposição de duas orbitais atómicas s em átomos adjacentes. A combinação em fase produz uma menor energia orbital molecular σ_s (lida como "sigma-s"), na qual a maior parte da densidade de eletrões está diretamente entre os núcleos. A adição fora de fase (ou subtraindo as funções da onda) produz uma orbital molecular de maior energia σ_s* (lida como "sigma-s-estrela"), na qual existe um nó entre os núcleos. O asterisco significa que a orbital é uma orbital antiligante. Os eletrões em uma orbital σs são atraídos por ambos os núcleos ao mesmo tempo e são mais estáveis (de menor energia) do que nos átomos isolados. A adição de eletrões a estas orbitais cria uma força que mantém os dois núcleos juntos, pelo que estas orbitais são denominadas orbitais de ligação. Os eletrões nas orbitais σ_s* estão localizados bem longe da região entre os dois núcleos. A força de atração entre os núcleos e estes eletrões separa os dois núcleos. Assim, estas orbitais são chamadas orbitais antiligantes. Os eletrões preenchem a orbital de ligação de energia inferior antes da orbital antiligante de energia superior. 

Em orbitais p, a função de onda dá origem a dois lóbulos com fases opostas. Quando os lóbulos orbitais da mesma fase se sobrepõem, a interferência construtiva da onda aumenta a densidade de eletrões. Quando regiões de fases opostas se sobrepõem, a interferência de onda destrutiva diminui a densidade de eletrões e cria nós. Quando as orbitais p se sobrepõem de ponta a ponta, elas criam orbitais σ e σ*. A sobreposição lado a lado de duas orbitais p dá origem a uma orbital molecular de ligação pi (π) e a uma orbital molecular antiligante π*. Os eletrões na orbital π interagem com ambos os núcleos e ajudam a manter os dois átomos juntos, tornando-a uma orbital de ligação. Para a combinação fora de fase, existem dois planos nodais criados, um ao longo do eixo internuclear e um perpendicular entre os núcleos. 

Este texto foi adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 8.4: Molecular Orbital Theory.
 

A teoria orbital molecular descreve a distribuição de elétrons através de uma molécula em vez de os localizar para ligações específicas entre átomos. Como orbitais atómicos, orbitais moleculares são funções de onda que descrevem onde elétrons são susceptíveis de o ser. Estas funções são estimadas por um processo matemático chamado a combinação linear de orbitais atómicos.

As ondas podem interagir de forma construtiva ou de forma destrutiva. Interferência construtiva entre orbitais atómicos em fase corresponde a um elétron de maior densidade entre os núcleos positivamente carregados, tornando a molécula mais estável. Este orbital molecular de ligação é mais baixo em energia do que qualquer uma das orbitais atómicas originais.

Interferência destrutiva entre orbitais atómicos fora de fase corresponde a uma menor densidade de elétrons num plano nodal entre os núcleos, tornando a molécula menos estável. Este orbital molecular anti-ligação é mais elevado em energia do que as orbitais atómicas e é marcado com uma estrela ou um asterisco. As orbitais moleculares são classificadas a propósito as orbitais atómicas sobrepõem-se.

Combinação frontal de orbitais atómicos ao longo dos eixos internuclear tais como a sobreposição entre dois s orbitais ou duas orbitais p de ponta a ponta, resulta em orbitais moleculares sigma. A densidade sigma orbital dos elétrons está centrada sobre o eixo internuclear. Sobreposição lateral, tal como a sobreposição lateral de dois p orbitais, resulta em orbitais moleculares pi.

Aqui, a densidade de elétrons está concentrada em lados opostos do eixo internuclear. A orientação das três orbitais p diferentes significa que tipicamente, um par sobrepõe-se de ponta a ponta e os outros dois pares sobrepõem-se lateralmente. As orbitais de ligação pi são tipicamente iguais em energia, ou degeneradas, como o são as orbitais anti-condensação pi.

As orbitais podem sobrepor-se se as suas energias forem semelhantes e as suas simetrias coincidem. Assim, duas orbitais de 2s podem sobrepor-se, mas uma orbital de 2s em geral tem uma sobreposição insignificante com um orbital de 1s ou 2p.