Química Básica - Estrutura - Departamento de Química ...

Fig. 31 - Representação da formação dos orbitais moleculares ligantes (σ1) e
antiligante (σ*1) através da adição e subtração de orbitais atômicos.
Por outro lado, quando se faz a subtração dos orbitais atômicos (Fig. 31b),
eles se cancelam na região internuclear, gerando um plano nodal (probabilidade
nula de encontrar o elétron). Neste caso, a deficiência de elétron na região
internuclear ajuda a aumentar a energia potencial coulômbica do sistema. Como
resultado, “não há ligação” e o orbital descrito é “antiligante”.
Podemos resumir as discussões anteriores como:
i. Se o elétron estiver no σ ⇒ a energia total do H2 + < que a do
sistema H + + H ⇒ ligação formada;
ii. Se o elétron ocupa o σ* ⇒ a energia do H2 + > que a do
sistema H + + H ⇒ não se
forma ligação química.
As curvas da Fig. 32 descrevem as duas situações anteriores. Elas mostram
que a grandes distâncias internucleares (r) as energias de ambos os orbitais (σ e
σ*) do H2 + são iguais. Entretanto, quando a ligação química se forma (curva σ), o
mínimo de energia ocorre na distância de equilíbrio (re) e corresponde à
configuração mais estável. Define-se nesse ponto o comprimento da ligação no
equilíbrio. Além disso, a profundidade do poço de potencial é equivalente à
“energia da ligação (De)” no sistema H2 + . Por outro lado, a energia do orbital
antiligante (σ*) sempre aumenta na medida em que os núcleos de H se
aproximam.
59