Química Básica - Estrutura - Departamento de Química ...

OBS.: Como veremos adiante, a OL é um parâmetro útil para discutir as
características (ou propriedades) das ligações, pois está correlacionado com o
comprimento e a energia das ligações. Sendo assim, quanto mais elevada a OL
entre dois átomos:
i. MENOR será o comprimento da ligação;
ii. MAIOR será a energia da ligação e, portanto, a força da ligação.
Com base nessas considerações, podemos concluir que:
• o comprimento da ligação (re) no H2 é MENOR que no H2 + , pois a OL no H2 é
MAIOR que no H2 + ;
• a energia (De) e a força da ligação no H2 é MAIOR que no H2 + , pois a OL no
H2 é MAIOR que no H2 + .
Essas previsões estão em perfeita concordância com os parâmetros de
ligação no H2 e H2 + experimentais e/ou determinados através de suas curvas
teóricas de energia potencial (Tab. 9).
Por outro lado, como a OL no He2 + é igual a 1/2, logo seus parâmetros de
ligação (comprimento e energia) devem ter valores similares aos do H2 + , como se
pode constatar na Tab. 9. Isto ocorre porque o terceiro elétron deve ir
obrigatoriamente para o orbital σ*, o qual tende a cancelar o efeito de ligação
promovido por um dos elétrons presentes no orbital ligante (σ). Como resultado, o
efeito líquido leva à formação de uma ligação com características similares às do
sistema H2 + , diferindo apenas um pouco no valor experimental do comprimento e
na energia da ligação devido à repulsão intereletrônica existente no He2 + , que não
existe no H2 + .
A molécula de He2 (OL = 0) não deve ser estável (logo não existe), pois
apresenta dois elétrons no orbital molecular ligante (σ1s) e dois no orbital (σ)1s*,
cujo efeito antiligante cancela o da ligação promovido pelos elétrons presentes no
orbital ligante. O grande valor de re e o pequeno valor de De encontrados na Tab.
9 aparecem devido às interações de van der Waals (interações de London) e não
por causa da formação de uma ligação química.
Formação de Ligação “σ2s” e σ2p” em Moléculas Diatômicas
Homonucleares
Conforme vimos, a ligação formada na molécula de H2 + é do tipo “σ1s”,
pois, de acordo com o método CLOA, o orbital molecular formado (σ1s) foi obtido
a partir de dois orbitais atômicos 1s.
No caso da molécula de F2, por exemplo, a ligação formada envolve
somente a participação efetiva dos orbitais atômicos 2s e 2p, pois os orbitais 1s
(cerne) do átomo de F encontram-se bastante atraídos pelo núcleo, sendo pouco
afetados pelo fato de estarem livres ou ligados quimicamente. Logo, os elétrons 1s
de cada flúor podem ser considerados não-ligantes.
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