TLV E TOM

Comparação Comparação entre Teoria Teoria da Ligação de Valên alênci cia a (TL (TLV) e Teori eoria a dos dos

Marilena Meira

Teoria Eletrônica de Valência (TLV)

Proposta em por Linus Pauling Prêmio Nobel de Química de 1954

TLV: Princípios básicos • • •

Superposição: Superposição: mesma região do espaço.

•

Apenas 2 elétrons com spins opostos podem se superpor.

Maior superposição, mais forte a ligação Par de elétrons: partilhado na região de superposiç o.

TLV: Princípios básicos

Uma ligação covalente é formada quando um orbital atômico de um átomo se superpões ao orbital atômico de outro.

TLV: Princípios básicos

Ligação sigma

• Resulta da superposição de dois orbitais s  ou p x  • Superposição de topo • Forma-se uma nuvem eletrônica de simetria cilíndrica em torno do eixo internuclear.

Ligação π

• Resulta da superposição lateral • É constituída por dois lóbulos.

Comparação entre as ligações σ

eπ

• Uma ligação σ é mais forte do que uma π, em virtude de a superposição de to topo se ser superior à lateral. .

Formação Formação da molécula do H2 • 1H:: 1s1

Formação Formação da molécula do HF • Formaç rmaçãão da mol moléc écul ulaa do do HF HF • 1H:: 1s1 • 9F:: 1s2 2s2

2p5

Formação Formação da molécula da água

1H:: 8O::

1s1 1s2 2s2

2p4

Formação Formação da amônia

1H:: 7N::

1s1 1s2 2s2

2p3

Hibridização Hibridização de orbitais •

Geralmente o número de ligações formadas por um átomo é igual ao número de elétrons desemparelhados existentes no estado .

•

No entanto, entanto, há casos em que os átomos átomos podem formar mais ligações que as previstas.

Hibridização Hibridização de orbitais • •

Exemplo: Formação do metano CH 4 Pela distribuição eletrônica do carbono esperaríamos apenas 2 ligações para o

Hibridização Hibridização sp3 do carbono •

Ocorre através através de uma uma excitação ou ativação do átomo.

•

Elétrons emparelhados são desemparelhados .

Hibridização Hibridização sp3 do carbono •

Com isso aumenta o número de elétrons desemparelhados.

• número de ligações possíveis.

Hibridização Hibridização sp3 do carbono

Hibridização Hibridização sp3 do carbono

2 Etano

Hibridização Hibridização sp3 do carbono

Hibridização Hibridização sp2 do carbono

Hibridização Hibridização sp2 do carbono

Molécula do eteno

Ligação dupla

Hibri Hibridiz dizaç ação ão sp do carbono arbono

Hibri Hibridiz dizaç ação ão sp do carbono arbono

Formação Formação do acetileno (etino) Ligação tripla

Hibri Hibridi dizzação ação sp do beríl berílio io •

Pela distribuição eletrônica o berílio não faria nenhuma ligação!

Hibri Hibridi dizzação ação sp do beríl berílio io BeH2

Linear

Hibridização Hibridização sp2 do boro

O boro pela só faria 1 ligação!

Hibridização Hibridização sp2 do boro BF3

Hibridização Hibridização sp3 do nitrog nitrogênio ênio

Teoria do Orbital Orbital Molecular Molecular Robert Mullik Mulliken en

O par param amag agne neti tism smo o do O2 • Explica al algumas fa falhas da TLV TLV como como por por exemplo, o para parama magn gnet etis ismo mo da molécula de oxigênio:

8O

• A molécula do O2 pela TLV não seria paramagnética! Cada O na molécula do O2

Princípios básicos: TOM TOM • • •

Os elétrons de valência são deslocalizados; Todos os os elétrons de valência têm uma influência na estabilidade da molécula Em uma mo cu a os e trons e va ncia e cada átomo estão em orbitais moleculares que se espalham pela molécula inteira.

Princípios básicos: TOM TOM •

Dois orbitais atômicos se combinam para formar dois orbitais moleculares.

•

Ao formar estas orbitais moleculares, as interferência interferência construtiva ou ou destrutiva.

•

No primeiro caso, as intensidades das ondas adicionam-se, enquanto que no segundo, subtraem-se.

Princípios básicos: TOM TOM •

As orbitais moleculares em que a interferência é construtiva demoninam-se orbitais moleculares ligant ligantes es, e contribuem para a .

•

As orbitais moleculares em que a interferência é destrutiva denoninam-se orbitais moleculares antiligantes , e contribuem para o afastamento dos núcleos.

Orbital molecular ligante •

Quando as amplitudes de duas ondas são adicionadas o orbital molecular resultante tem uma forma que concentra a densidade .

• • •

Estabiliza a molécula. Ligação mais estável que os átomos isolados. Mantém os núcleos unidos.

Orbital molecular anti-ligante •

A densidade eletrônica máxima está está fora fora da região entre os núcleos.

• •

Mantém os núcleos afastados. Esta o e energia mais e eva o que os átomos isolados.

Formação Formação da molécula do H2

Formação Formação da molécula do H2 σ∗

σ

Anti-ligante

Ligante

Ordem de ligação

Para o H2: 2 – 0 = 1 liga ligaçã çãoo simp simple less 2

Orbitais moleculares ligante e antiligante

Orbitais moleculares ligante e antiligante

Plano nodal

Região onde a densidade eletrônica é nula.

Orb Orbtais ais pz lig ligant ante e anti anti-l -lig igan antte σ∗

σ

Anti-ligante

Ligante

Orbitais Orbitais px ligant ligante e e anti-lig anti-ligant ante e

π∗

π

Anti-ligante

Ligante

Porque não existe molécula do He2

OL para o He2: 2 – 2 = 0 liga ligaçã çãoo 2

Preenchimento Preenchimento dos orbitais moleculares para B2, C2 e N2

•

Os elétrons da camada de valência dos dois átomos são preenchidos por ordem crescente de energia no diagrama.

Moléculas de B2, C2 e N2

Preenchimento Preenchimento dos orbitais moleculares para O2, F2 e Ne2 Os elétrons da camada de valência dos dois átomos são preenchidos por ordem crescente de energia no diagrama.

Moléculas de O2, F2 e Ne2

Comparação Comparação entre as duas séries de moléculas do segundo período

Moléculas de B2, C2 e N2

Moléculas de O2, F2 e Ne2

• O cará caráter ter s dos dos orbi orbitai taiss πy e πz di dimi minu nuii à med medid idaa que que a carga cresce no período. • Me Meno norr cará caráte terr s maior energia do orbital.

Comparação entre N2 e O2 O2 é paramagnético

N2 líquido

O2 líquido

Formação Formação da molécula do BeH2

Aspectos comparativos entre TLV e TOM • •

TLV TLV Orbitais atômicos de elétrons elétrons desemparelhados da camada de valência se sobrepõe.

• •

individualidade Região de sobreposição comum aos dois átomos. Hibridização complementa a TLV.

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TOM Orbitais atômicos não mais existem. Dão origem a um novo conjunto de energia (orbital 2 orbitais atômicos dão origem a 2 orbitais moleculares, 1 ligante e outro anti-ligante. Todos os elétrons de valência participam para a estabilidade estabilidade da molécula