Química Básica - Estrutura - Departamento de Química ...

e) A molécula N2
Para explicar a formação da ligação tripla (uma σ e duas π), utiliza-se o
mesmo procedimento e argumentos baseados na TLV usados para explicar a
ligação dupla no O2 (Fig. 30). A única diferença é que no N2 existem duas
ligações π, onde a segunda (que é a πx) resulta da superposição e
emparelhamento de elétrons dos orbitais 2px.
Embora a TLV permita explicar de modo satisfatório a formação da ligação
dupla no O2, ela falha ao prever o emparelhamento dos elétrons nas ligações
dessa molécula. De fato, constata-se experimentalmente que a molécula O2
apresenta propriedades magnéticas, o que pressupõe a existência de elétron
desemparelhado. Este fato constitui uma das principais limitações da TLV, a qual
foi adequadamente superada ao se aplicar a TOM para explicar a formação da
ligação dupla no O2. Além disso, a TLV não oferece nenhuma explicação em
relação aos elétrons dos orbitais de valência que não participaram diretamente da
formação das ligações.
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Essa teoria foi desenvolvida de modo mais aperfeiçoado que a TLV, o que
proporcionou conceitos amplamente utilizados nas discussões modernas sobre as
ligações. Além disso, permitiu contornar algumas limitações apresentadas pela
TLV, como, por exemplo, sua incapacidade de justificar o paramagnetismo
observado para a molécula de oxigênio (O2).
De acordo com a TOM, quando o(s) orbital(ais) de valência dos átomos se
superpõem, podemos ter as seguintes situações:
i. formação de um orbital molecular (OM) ligante, σ ou π;
ii. formação de um orbital molecular (OM) antiligante, (σ* ou π*).
Os orbitais σ ou π resultam da soma dos dois orbitais atômicos (ou melhor
de suas funções de onda) quando eles se superpõem no momento da formação
da ligação química, enquanto os antiligantes (σ* ou π*) são obtidos a partir da
subtração dos orbitais atômicos. Este método é conhecido como “OM-CLOA -
Orbital Molecular como uma Combinação Linear de Orbitais Atômicos”.
O método CLOA permite encontrar satisfatoriamente a forma e a energia
dos orbitais moleculares a partir dos orbitais atômicos. Os exemplos mostrados a
seguir ilustram como isto pode ser feito.
a) Formação da Ligação “σ1s” no H2 +
Quando os orbitais atômicos 1s (dos átomos de H) se somam, eles reforçam
a densidade eletrônica na região entre os dois núcleos e diminuem a energia
potencial coulômbica do sistema. Isto leva à formação do “orbital molecular ligante
(σ1s)” e ,portanto, da “ligação química”. A forma do σ1 é mostrada na Fig. 31a.
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