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Orbitais Moleculares σ2s e σ*2s na Molécula de F2 Para explicar a formação dos orbitais σ2s e σ*2s no F2, usamos um procedimento análogo ao empregado para o caso dos orbitais moleculares σ1s e σ*1s do H2. Além disso, os orbitais σ2s e σ*2s obtidos pelo método CLOA são semelhantes (mesma forma), porém apresentam energias maiores que as dos orbitais σ1s e σ*1s. Orbitais Moleculares σ2p e σ*2p na molécula F2 Os OM’s σ2p e σ*2p são obtidos por meio da combinação linear dos orbitais 2pz, considerando que a linha internuclear corresponda ao eixo z. Uma representação esquemática da formação dos orbitais moleculares σ2p e σ*2p é mostrada na Fig. 34. Fig. 34 - Formação dos orbitais ligante (σ2p) e antiligante (σ*2p) através da combinação linear de dois orbitais atômicos 2pz. Observe na Fig. 34 que, semelhantemente ao caso do orbital σ1s, a soma das funções de onda dos orbitais atômicos 2pz conduz a um aumento da densidade eletrônica na região internuclear, gerando um OM ligante σ2p. Por outro lado, quando subtraímos as funções de onda atômicas, forma-se uma região nodal entre os núcleos, resultando no OM antiligante σ*2p. Formação de Ligação “π” em Moléculas Diatômicas Homonucleares A exemplo de F2, nas moléculas diatômicas homonucleares O2 e N2 temos a formação do OM´s σ2s e σ*2s. Porém, as moléculas O2 e N2 apresentam também ligação(ões) “π” líquida(s) como veremos a seguir. A molécula de O2 Começando pela molécula de O2 – que só contém uma ligação π líquida –, podemos descrever a formação dos OM’s “π” ligante e antiligante também pela aplicação do método CLOA. Para isso, devemos somar e subtrair as funções de onda correspondentes ao orbital atômico 2px (ou 2py), conforme Fig. 35. 63
Fig. 35 – Formação dos orbitais moleculares π ligantes e antiligantes. Podemos notar nessa figura que: ♦ o orbital molecular π2px (ou πx) apresenta um plano nodal yz, em analogia aos dois orbitais 2px que o originaram. Logo, as regiões de maior densidade eletrônica se encontram acima e abaixo desse plano nodal; ♦ essa densidade eletrônica é suficiente para formar uma ligação química, porém as ligações π são – por via de regra – mais fracas que as ligações σ. Isto porque os elétrons presentes nos orbitais π ligantes se encontram mais distantes do eixo internuclear do que os elétrons no orbital σ e, por isso, suas forças de atração sobre os núcleos geram componentes menores sobre o eixo internuclear (z); ♦ no caso do OM antiligante, π*2px (ou (π*x) temos dois planos nodais: o plano yz (que é mesmo do OM π2px) e o plano perpendicular ao primeiro que passa entre os núcleos, ou seja, o plano xy. Isto confere portanto um caráter antiligante ao OM π*2px. A molécula de N2 Já a molécula de N2 apresenta uma ligação π líquida a mais em relação à molécula de O2, totalizando 3 ligações (uma σ e duas π). Para formar a segunda ligação π, combinam-se os orbitais atômicos 2py de modo a obter os OM’s ligante (π2py ou πy) e antiligante (π*2py ou π*y), usando um procedimento semelhante ao caso anterior. Porém, os OM’s agora formados apresentarão uma orientação perpendicular aos orbitais π2px e π*2px. Por 64
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