Química Básica - Estrutura - Departamento de Química ...

Observa-se na Fig. 33 que:
i) são mostrados apenas os OM (σ1s e σ*1s) obtidos por CLOA dos orbitais 1s
dos átomos A e B;
ii) o OM ligante, σ1s, tem uma energia menor que a dos átomos separados A e
B, o que justifica a formação da ligação química;
iii) ao contrário, o OM antiligante, σ*1s, possui uma energia maior e não
propicia a formação da ligação química.
O conhecimento do diagrama de energia dos orbitais moleculares (Fig. 33)
é de grande importância, pois permite obter dois parâmetros fundamentais para a
discussão das propriedades das ligações:
i) Configuração eletrônica - distribuição dos elétrons nos orbitais moleculares;
ii) Ordem de ligação (OL) - medida da ligação liquida em uma molécula
diatômica.
Distribuição dos Elétrons nos Orbitais Moleculares
É possível distribuir os elétrons nos orbitais moleculares (que podem ser
ligantes e antiligantes), ou seja, podemos construir a “configuração eletrônica”
das moléculas. Para isso, é necessário saber a ordem de energia dos orbitais
moleculares existentes na molécula, tal como era preciso conhecer a ordem de
energia dos orbitais nos átomos multieletrônicos.
Ordem de ligação (OL)
A OL é definida matematicamente como:
OL = (n – n*) / 2 (26)
onde n = número de elétrons presentes nos orbitais moleculares ligantes (σ e π) e
n* = número de elétrons nos orbitais moleculares antiligantes (σ* e π*).
Com o diagrama da Fig. 33, podemos construir a configuração eletrônica e
determinar a OL dos sistemas H2 + , H2, He2 + e He2 como veremos a seguir. Para
isso, deve-se obedecer ao “princípio de exclusão de Pauli”. Como resultado,
teríamos as seguintes configurações eletrônicas e as ordens de ligação
correspondentes:
H2 + ⇒ (σ1s) 1 ⇒ OL = ½ (mais fraca que uma ligação simples)
H2 ⇒ (σ1s) 2 ⇒ OL = 1 (ligação simples)
He2 + ⇒ (σ1s) 2 (σ*1s) 1 ⇒ OL = ½ (equivale à ligação no H2 + )
He2 ⇒ (σ1s) 2 (σ*1s) 2 ⇒ OL = 0 (não existe ligação).
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