Estrutura Molecular e Ligações Químicas Parte 3

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Disciplina Ligaçoes Químicas

Prof. Dalmo Mandelli

Estrutura Molecular e Ligações Químicas

Parte 3

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Os OM das moléculas diatômicas heteronucleares diferem daqueles das

moléculas diatômicas homonucleares por terem contribuições desiguais de cada orbital atômico

Cada orbital molecular tem a forma abaixo, como nas moléculas homonucleares

 = c_a_a + c_b_b + ....

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Os orbitais que não foram escritos incluem todos os outros orbitais com a simetria correta para formar ligações  ou , mas que geralmente fazem uma contribuição menor do que os dois orbitais da camada de valência que estamos considerando

Em comparação com os orbitais das espécies homonucleares, os coeficientes c_a e c_b não são necessariamente iguais em magnitude.

Se c2

a > c2b o orbital é composto principalmente de a e um elétron que ocupe este OM é mais provável de ser encontrado próximo ao átomo A do que B

O oposto é verdadeiro para um OM no qual Se c2

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OM heteronucleares

Moléculas diatômicas heteronucleares são polares; elétrons ligantes tendem a ser encontrados no átomo mais eletronegativo e elétrons antiligantes no átomo menos eletronegativo

A maior contribuição para um orbital molecular ligante normalmente vem do

átomo mais eletronegativo (B): os elétrons ligantes terão uma maior

probabilidade de serem encontrados próximos a este átomo, e conseqüentemente estarão em uma posição energeticamente favorável

O átomo menos eletronegativo (A) normalmente contribui mais para um orbital antiligante

Os elétrons antiligantes terão uma maior probabilidade de serem encontrados em uma posição energeticamente desfavorável, próximo ao átomo menos eletronegativo.

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O caso extremo de uma ligação covalente polar, que é uma ligação covalente

formada por um par de elétrons que está compartilhado de maneira desigual pelos dois átomos, é uma ligação iônica

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Uma segunda diferença entre as moléculas diatômicas homonucleares e heteronucleares deriva da diferença de energia entre os dois conjuntos de OA para as últimas

Duas funções de onda interagem mais fracamente à medida que suas E divergem - sobreposição de OA de átomos diferentes em uma molécula heteronuclear, é menos pronunciada do que em uma molécula homonuclear, na qual os orbitais têm as mesmas energias

Entretanto, não podemos necessariamente concluir que as ligações A-B são mais fracas do que as ligações A-A, porque outros fatores (dentre os quais tamanho do orbital e distância de aproximação) também são importantes

A molécula heteronuclear de CO, por exemplo, que é isoeletrônica da molécula

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Moléculas Lineares

Para se prever o conjunto de OM que deve estar presente em um determinado tipo de molécula, deve-se conhecer todos os OA presentes em cada um dos átomos que constituem a molécula.

Quanto maior o número de átomos presentes na molécula, mais complicado e/ou maior o número de OM que estarão presentes.

Se a molécula for heteronuclear, ou seja, constituída por átomos de elementos

diferentes, deve-se ter um conhecimento prévio também da E relativa de todos estes orbitais.

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OA correspondentes de dois elementos diferentes, tais como os orbitais 2s de átomos de nitrogênio e oxigênio, têm E diferentes

A eletronegatividade dos átomos envolvidos também passa a ser importante

OA de elementos mais eletronegativos tem E mais baixa do que o corres-pondente orbital de elementos menos eletronegativo

Comparando com compostos homonucleares, tem-se que reavaliar o conceito de atração simultânea (a atração não é mais a mesma para ambos os núcleos)

Quanto mais eletronegativo for o átomo envolvido na ligação covalente, menor será a energia dos seus OA e maior será a atração que o seu núcleo exercerá sobre os elétrons que participam da interação

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Na formação de uma ligação covalente, os elétrons tenderão a permanecer mais tempo na região próxima ao núcleo do átomo mais eletronegativo.

Isto significa que a energia do OM ligante é mais próxima da energia do orbital do átomo mais eletronegativo

Portanto o OM ligante é mais parecido, ou tem maior caráter, do OA do átomo mais eletronegativo.

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Os diagramas de OM mais simples são os de moléculas diatômicas que apresentam um átomo de hidrogênio

Inicialmente determina-se o conjunto de orbitais de valência, de cada um dos átomos envolvidos.

Para o LiH o átomo de hidrogênio apresenta apenas o orbital 1s enquanto que o átomo de Li apresenta os orbitais 2s, 2p_x, 2p_y e 2p_z

Imaginando agora a linha de união entre os dois núcleos coincidindo com o eixo z, deve-se avaliar todas as combinações possíveis

envolvendo os orbitais de ambos os átomos

Inicialmente, não será levado em conta nenhum tipo de mistura ou qualquer combinação entre os orbitais do mesmo átomo

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O orbital 2s (a) bem como orbital 2p_z (b) apresentam orientação e sinal algébricos adequados para se combinarem com o orbital 1s do H

Os orbitais 2p_x e 2p_y que se encontram perpendiculares à linha de união entre os dois núcleos não apresentam uma combinação efetiva com o orbital 1s uma vez que os sinais algébricos destes orbitais se cancelam mutuamente (c)

Assim as únicas interações que levam à formação de orbitais moleculares do tipo  são as provenientes das interações envolvendo os orbitais 2s e 2p_z do átomo de Li com o orbital 1 s do átomo de H

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Gráfico de contorno

mostrando a sobreposição (overlap) de orbitais de simetria adequada.

Overlaps positivo e negativo se cancelam não ocorrendo formação de OM.

(13)

Por outro lado os dois orbitais 2p restantes no átomo de Li , que se encontram

perpendiculares ao eixo de união entre os dois núcleos, não participam de qualquer tipo de combinação e permanecem com a mesma energia.

(14)

Como os dois átomos são diferentes, deve-se considerar a diferença de eletronegatividade entre eles para que se possa estabelecer a energia relativa do conjunto de OA dos átomos que participam da molécula.

Em um diagrama dos níveis de energia dos OM de moléculas heteronucleares

representamos os OA respeitando a eletronegatividade de cada um dos átomos envolvidos

Como o átomo de H é mais eletronegativo que o Li, seu orbital 1s deve ser representado em um nível de E mais baixo que aquele dos orbitais atômicos do Li

(15)

Os níveis de E são representados sempre de baixo para cima, de acordo com a diminuição da eletronegatividade dos átomos envolvidos

Representa-se o conjunto de orbitais atômicos do Li (2s e 2p) do lado esquerdo do diagrama, e o orbital 1s do átomo de H do lado direito abaixo dos orbitais do Li

(16)

Tanto o orbital 2s quanto o orbital 2p_z do Li podem combinar-se com o orbital 1 s do H para formar orbitais

moleculares do tipo 

Como a E do orbital 2s do átomo de lítio é mais baixa que a energia do 2p, seria de se esperar que a contribuição do orbital 2s fosse maior que aquela do orbital 2p, na formação do orbital molecular  ligante

(17)

Como 2s e 2p do átomo de Li contribuem para a formação do mesmo orbital  ligante, os outros dois OM formados deverão ser antiligantes, sendo que um deles envolve a participação predominante do orbital 2s e outro a do 2p_z.

Por outro lado, como os outros dois orbitais p do Li não participam de nenhuma

(18)

O OM ligante de E mais baixa deve apresentar um caráter mais próximo do orbital atômico 1 s do H do que dos orbitais 2s e 2p_z do Li uma vez que a sua E é bem mais próxima da energia deste orbital. E

Pode-se dizer que este orbital  de E mais baixa é mais parecido com o orbital atômico 1s do H do que com os demais

Assim o orbital atômico 1s do H contribui muito mais para a formação do orbital  de E mais baixa do que qualquer um dos outros orbitais

(19)

Assim os elétrons que ocuparão o orbital molecular  se encontrarão muito mais próximos do átomo de H do que do Li

(20)

No diagrama de OM só se pode comprovar a ordem crescente de energia dos OM por meio de dados experimentais ou de cálculos bastante sofisticados

(21)

(22)

J. Keeler, P. Wothers, Chemical, Strcuture and Reactivity: an integrated approach, 1st Ed

Abordagem de J. Keeler para LiH é mais simples, pois só considera a interação entre os orbitais H1s e Li2s,

desconsiderando os orbitais 2p do Li.

(23)

Vídeos interessante (em português sobre TOM)

https://www.youtube.com/watch?v=6v1DpbLQalU Parte 1

(24)

Ácido Fluorídrico - HF

OA do H que participa desta interação é o 1s enquanto que o F participa com os orbitais 2s e 2p

Considera-se que a linha de união entre os dois núcleos coincide com o eixo z

Seria de se esperar que ocorresse o mesmo tipo de interação que para o LiH uma vez que se tem o mesmo conjunto de orbitais

(25)

Como o F é bem mais eletronegativo que o H seus orbitais devem ser representados com E mais baixas do que do H

Apesar de não existir nenhuma regra a este respeito, normalmente, colocam-se os orbitais de menor energia do lado direito do diagrama que está sendo montado

P. Faria , Estrutura Atômica e Ligação Química, 2ª. Ed

(26)

Dados na literatura que indicam que E entre os OA 2s e 2p do F é muito mais pronunciada do que nos elementos do início do período e que E entre o orbital 2s do F e o 1s do H também é muito pronunciada

Apesar destes apresentarem orientação adequada para se combinar, a diferença de E que existe faz com que não exista qualquer combinação entre os mesmos

(27)

(28)

Restam três OA 2p do F para serem combinados com o OA 1s do átomo de hidrogênio.

Apesar do E entre estes orbitais ainda ser grande, ele é menor que no caso anterior (o 1s do H e o 2s do F) e permite que haja combinação entre os mesmos, desde que haja orientação adequada para tal.

(29)

Desta maneira, a combinação destes dois OA (ls ±_{2pz), leva à formação de dois orbitais}

moleculares do tipo , um ligante e outro antiligante

(30)

Comparando·-se os diagramas de OM do LiH e HF observa-se que apesar dos tipos de OA envolvidos serem os mesmos (1s, 2s e 2p) o grau de participação destes OA na formação dos OM é diferente nos dois casos

A razão é o E entre estes conjuntos de OA que é particular para cada molécula

Portanto não basta apenas os OA terem orientação adequada para se combinarem: é fundamental que o E entre os mesmos não seja muito grande

(31)

Nos casos de moléculas diatômicas heteronucleares, em que ambos os átomos envolvidos apresentam orbitais atômicos dos tipos 2s e 2p, o número de combinações possíveis será bem maior

Pode-se usar aqui todo subsídio já desenvolvido anteriormente para moléculas diatômicas homonucleares.

(32)

Molécula AB (B mais eletronegativo que A)

Considerando agora uma molécula hipotética AB, em que o átomo B é mais

eletronegativo que A e ambos apresentam elétrons nos orbitais 2s e 2p mais externos

O conjunto de OM formados pela combinação linear destes orbitais atômicos deve ser semelhante ao mostrado na figura abaixo (lembrar da re-combinação dos OMs

gerando novos OMs)

(33)

Molécula AB (B mais eletronegativo que A)

Considerando agora uma molécula hipotética AB, em que o átomo B é mais

eletronegativo que A e ambos apresentam elétrons nos orbitais 2s e 2p mais externos

O conjunto de OM formados pela combinação linear destes orbitais atômicos deve ser semelhante ao mostrado na figura abaixo (lembrar da recombinação dos OMs gerando novos OMs)

(34)

Porém o conjunto de OA do elemento mais eletronegativo deve se encontrar abaixo dos OA correspondentes ao elemento menos eletronegativo

(35)

O diagrama mostrado é válido para moléculas como CO, NO, NO+_{, CN}-_{, CS etc.}

(36)

Desta maneira, o nível de energia do OM 2, em relação ao OA 2s do átomo menos eletronegativo, é diferente quando comparamos, por exemplo, as espécies CO e NO+

Existem dados na literatura que indicam que no CO, o OM 2 se encontra em

um nível mais baixo de energia que o orbital atômico 2s do C

No íon NO+_{a situação é inversa, ou seja, como mostrado na figura}_{. Isto não traz}

(37)

Monóxido de Carbono - CO

A teoria da repulsão entre os pares de elétrons da camada de valência (VSEPR) indica que o CO é linear, com os dois átomos apresentando uma hibridização do tipo sp

Assim cada um dos átomos apresenta ao seu redor dois orbitais híbridos do tipo sp, separados por um ângulo de 180o_{, além de dois orbitais p puros, que não foram utilizados na hibridização.}

(38)

Os orbitais híbridos do tipo sp, presentes em cada um dos átomos, que estão orientados um em direção ao outro, combinam-se para formar uma ligação 

Os outros dois orbitais híbridos do tipo sp, que se encontram orientados em direções opostas e não podem se combinar, permanecem com a mesma energia

Cada um dos átomos apresenta ainda dois orbitais p, que podem ser combinados com os orbitais correspondentes do outro átomo, para formar duas ligações 

(39)

(40)

(41)

Como o O é muito mais eletronegativo que o C a densidade eletrônica deverá ficar mais

próxima do O

Portanto os OM na molécula de CO não

poderão ser representados de forma simétrica

(42)

Porém a construção do diagrama de OM desta molécula pode nos dar informações acerca das E relativas dos seus vários orbitais

Para isso deve-se é imaginar todas as interações que podem ocorrer, envolvendo todos os OA mais externos de cada um dos átomos que participam da molécula

Isto pode ser feito considerando-se ou os orbitais misturados ou os orbitais puros

Para o CO utilizaremos, separadamente, as duas maneiras para ilustrar esta afirmação

(43)

Tanto o orbital 2s quanto o 2p_z de cada um dos átomos pode participar da formação de OM do tipo , que aumentam a densidade eletrônica na região entre os dois núcleos

Se combinarmos estes 4 OA teremos então 4 OM 

Destes 4 orbitais, um deverá ter E mais baixa e outro mais alta que todos os OA dos dois átomos isolados

(44)

Os outros 2 OM deverão apresentar E intermediárias entre as E dos OA isolados

Os outros 2 orbitais 2p de cada um dos átomos encontram-se paralelos aos correspondentes do outro átomo, de maneira que eles podem combinar-se para formar 2 OM  ligantes e 2 *

Tem-se assim o conjunto dos 8 OM presentes na molécula de CO

(45)

Os outros 2 OM deverão apresentar E intermediárias entre as E dos OA isolados

Os outros 2 orbitais 2p de cada um dos átomos encontram-se paralelos aos correspondentes do outro átomo, de maneira que eles podem combinar-se para formar 2 OM  ligantes e 2 *

Tem-se assim o conjunto dos 8 OM presentes na molécula de CO

(46)

Pode-se imaginar também que em cada um dos átomos ocorreria inicialmente a mistura dos seus correspondentes OA mais externos

Estariam envolvidos o orbital 2s e o orbital 2p_z de cada um dos átomos formando

2 OA combinados, que poderíamos chamar de sp, em cada um dos átomos

Os outros dois orbitais p em cada um dos átomos, que não foram utilizados na mistura, permanecem com a mesma E

Uma outra abordagem....

(47)

Estariam envolvidos o orbital 2s e o orbital 2p_z de cada um dos átomos formando

2 OA combinados, que poderíamos chamar de sp, em cada um dos átomos

Os outros dois orbitais p em cada um dos átomos, que não foram utilizados na mistura, permanecem com a mesma E

(48)

Estariam envolvidos o orbital 2s e o orbital 2p_z de cada um dos átomos formando 2 OA combinados, que poderíamos chamar de sp, em cada um dos átomos

Os outros dois orbitais p em cada um dos átomos, que não foram utilizados na mistura, permanecem com a mesma E

P. Faria , Estrutura Atômica e Ligação

Química, 2ª. Ed

O

(49)

Estes dois novos conjuntos de orbitais atômicos sp são agora combinados para formar o maior número possível de ligações, sendo que estas ligações devem ser as mais fortes possíveis e levar à maior atração simultânea

Assim o orbital misturado sp de energia mais baixa no C deve se combinar com o orbital misturado de energia mais alta no átomo de O pois o E entre eles não é muito

pronunciada

Não se pode esquecer que (a) orientação adequada e (b) menor E entre os orbitais levam a uma maior atração

(50)

A combinação destes 2 OA (misturados) leva à formação dos 2 OM do tipo , o ligante e o antiligante

Como o E entre os dois orbitais misturados restantes, um em cada átomo, é muito

acentuada, estes não interagem e permanecem no CO com a mesma E que apresentavam nos átomos isolados

Os outros 2 orbitais 2p de cada um dos átomos combinam-se entre si formando 2 OM do tipo

 ligantes e 2 anitiligantes

Novamente, temos agora o conjunto dos 8 OM presentes na molécula de CO

(51)

A combinação destes 2 OA (misturados) leva à formação dos 2 OM do tipo , o ligante e o antiligante

Como o E entre os dois orbitais misturados restantes, um em cada átomo, é muito

acentuada, estes não interagem e permanecem no CO com a mesma E que apresentavam nos átomos isolados

Os outros 2 orbitais 2p de cada um dos átomos combinam-se entre si formando 2 OM do tipo

 ligantes e 2 anitiligantes

(52)

A combinação destes 2 OA (misturados) leva à formação dos 2 OM do tipo , o ligante e o antiligante

Como o E entre os dois orbitais misturados restantes, um em cada átomo, é muito

acentuada, estes não interagem e permanecem no CO com a mesma E que apresentavam nos átomos isolados

Os outros 2 orbitais 2p de cada um dos átomos combinam-se entre si formando 2 OM do tipo  ligantes e 2 anitiligantes

(53)

Comparando-se os diagramas anteriores pode-se observar que o conjunto de OM nas duas figuras apresenta a mesma ordem

crescente de E

É importante observar que os orbitais do tipo n na figura (b) correspondem aos orbitais 1 e 3 na figura (a)

(a)

(b)

Isto significa que os dois diagramas são equivalentes. A mistura ou combinação está implícita quando dizemos que tanto os orbitais 2s quanto os 2p_z contribuem para a formação dos mesmos orbitais 

A diferença é apenas conceitual. Desta maneira, quando formos construir um diagrama de OM, podemos ficar completamente à vontade quanto a utilizar ou não orbitais misturados.

O

C

(54)

Interpretação do Diagrama de OM do CO

Dentre os 4 OM do tipo  formados, o de E mais baixa tem um caráter

predominantemente não-ligante, já que está

concentrado na região próxima do átomo de O

(a)

Pode-se dizer ainda que os

elétrons que ocupam este orbital não estão sujeitos à atração

simultânea por parte dos dois núcleos e assim sua ocupação não contribui para manter os dois

(55)

Por outro lado o OM de E mais alta do tipo  tem um caráter exclusivamente

antiligante já que apresenta uma E bem mais alta que a energia de todos os OA

envolvidos na formação da molécula

(a)

Com relação aos outros OM do tipo  restantes o de E mais baixa tem caráter ligante enquanto que o de energia mais alta tem um caráter predominantemente não-ligante já que tem a sua energia muito próxima da energia de um OA do C (os elétrons que ocupam este orbital ficam sujeitos quase que

exclusivamente, ao efeito da atração do núcleo deste átomo)

(b)

O

C

(56)

Por outro lado o OM de E mais alta do tipo  tem um caráter exclusivamente antiligante já que apresenta uma E bem mais alta que a energia de todos os OA envolvidos na formação da molécula

(a)

Com relação aos outros OM do tipo  restantes o de E mais baixa tem

caráter ligante enquanto que o de energia mais alta tem um caráter

predominantemente não-ligante já que tem a sua energia muito próxima da energia de um OA do C (os elétrons que ocupam este orbital ficam sujeitos quase que exclusivamente, ao efeito da atração do núcleo deste átomo)

(b)

O

C

(57)

Por outro lado o OM de E mais alta do tipo  tem um caráter exclusivamente antiligante já que apresenta uma E bem mais alta que a energia de todos os OA envolvidos na formação da molécula

(a)

Com relação aos outros OM do tipo 

restantes o de E mais baixa tem caráter ligante enquanto que o de energia mais alta tem um caráter

predominantemente não-ligante já que tem a sua energia muito próxima da energia de um OA do C (os elétrons que ocupam este orbital ficam sujeitos quase que exclusivamente, ao efeito da atração do núcleo deste átomo)

(b)

O

C

(58)

Enquanto a estrutura de Lewis indica que na molécula de CO existem dois pares de elétrons não-compartilhados, um na região do C e outro na região do O, o diagrama de OM mostra que estes dois pares de elétrons são completamente diferentes (ou melhor, apresentam E completamente diferentes!!)

O diagrama dos OM mostra que o par de elétrons na região do átomo de O (n_(O) ou 1) é o menos

energético de todos os elétrons que aparecem no

diagrama. Já o par de elétrons na região do C (HOMO) é o mais energético (n_(C) ou 3)

CO: 12₂2₁4₃2

C

(59)

Enquanto a estrutura de Lewis indica que na molécula de CO existem dois pares de elétrons não-compartilhados, um na região do C e outro na região do O, o diagrama de OM mostra que estes dois pares de elétrons são completamente diferentes (ou melhor, apresentam E completamente diferentes!!)

O diagrama dos OM mostra que o par de elétrons na região do átomo de O (n_(O) ou 1) é o menos energético de todos os elétrons que aparecem no diagrama. Já o

par de elétrons na região do C (HOMO) é o mais energético (n_(C) ou 3)

CO: 12₂2₁4₃2

C

(60)

Esta diferença de E tão acentuada entre estes pares de elétrons acaba sendo responsável por uma série de características da molécula de CO.

Na estrutura de Lewis da molécula de CO observamos ainda a presença de uma ligação  e duas ligações  entre os dois átomos

Observando-se o diagrama de OM percebe-se que o OM do tipo  ligante apresenta uma E muito mais próxima da E dos OA do O enquanto que OM * tem a sua E muito próxima dos OA do C

C

(61)

Observando-se o diagrama de OM percebe-se que o

OM do tipo  ligante apresenta uma E muito mais próxima da E dos OA do O enquanto que OM * tem a sua E muito próxima dos OA do C

C

(62)

Observando-se o diagrama de OM percebe-se que o OM do tipo  ligante apresenta uma E muito mais próxima da E dos OA do O enquanto que OM * tem a sua E muito próxima dos OA do C

C

(63)

O conjunto destas informações indica que o OM  ligante está muito mais concentrado na região próxima do O enquanto que o orbital  antiligante concentra-se muito mais na

região próxima do C

Se estivéssemos interessados apenas em saber se a ligação entre o C e o O é simples, dupla ou tripla, bastaria apenas fazer a estrutura de Lewis desta molécula

C

(64)

Porém se quiséssemos saber como seria a interação desta molécula com um composto de metal de transição o desenho de todos os orbitais presentes nesta molécula seria altamente elucidativo, enquanto que a estrutura de Lewis não nos forneceria nenhum tipo de

informação importante ou esclarecedora.

Para ilustrar uma aplicação bastante simples destas várias representações possíveis para a molécula de CO, vamos tentar imaginar como seria o comportamento desta molécula na presença de um ácido de Lewis

C

(65)

A distribuição dos elétrons nesta molécula indica que ela é uma base de Lewis, devido à presença dos pares de elétrons não compartilhados que ela apresenta nas regiões dos átomos de carbono e oxigênio

Por outro lado, o diagrama dos OM indica que, dentre todos estes pares de elétrons presentes aquele na região próxima ao átomo de C é o mais energético, ou seja, aquele que é mais fracamente atraído

C

(66)

Desta maneira, este par de elétrons é aquele que pode, mais facilmente, vir a ser compartilhado com uma espécie deficiente de elétrons

Assim, pode-se afirmar que quando a molécula de CO se liga a um ácido de Lewis, a ligação se, dá, exclusivamente, através do par de elétrons presente na região próxima ao átomo de C

C

(67)

(68)

C

O

(69)

C

O

(70)

O HOMO no CO é o n ou 3, o qual é principalmente um par isolado não-ligante no átomo de C

O LUMO é o par de orbitais  *ou 2 antiligantes, duplamente degenerado, com caráter principalmente do orbital 2p do C

C

O

HOMO

LUMO

HOMO

(71)

HOMO LUMO

C

HOMO LUMO

O

Esta combinação de orbitais de fronteira - um orbital

 completo localizado principalmente no C e um par de orbitais  vazios é uma razão de por que a

formação das carbonilas metálicas é um dos aspectos característicos dos metais d

Nas carbonilas dos metais d o par isolado do orbital HOMO do CO participa na formação de uma ligação

(72)

Esta combinação de orbitais de fronteira - um orbital

 completo localizado principalmente no C e um par de orbitais  vazios é uma razão de por que a

formação das carbonilas metálicas é um dos aspectos característicos dos metais d

Nas carbonilas dos metais d o par isolado do orbital HOMO do CO participa na formação de uma ligação

(73)

Embora a diferença de eletronegatividade entre o C e o O seja grande, o valor experimental do momento de dipolo elétrico da molécula de CO (0,1 D) é pequeno

Além disso, o lado negativo do dipolo está no átomo de C apesar de este ser o átomo menos eletronegativo

Esta situação ímpar deriva do fato de os pares isolados e os pares ligantes terem uma distribuição complexa

É equivocado concluir que, em razão dos elétrons ligantes estarem principalmente no átomo de O, este seja o lado negativo do dipolo, uma vez que isto ignora o efeito de balanceamento do par isolado no átomo de C

A estimativa da polaridade a partir das

eletronegatividades é particularmente incerta quando orbitais

(74)

Essa é a primeira aula de uma série chamada "Tudo Sobre Orbitais Moleculares“. São apresentadas a origem dos orbitais moleculares. Por que sempre são gerados dois

orbitais? Por que um é chamado ligante, e o outro antiligante? Por que tem energias diferentes. Explico tudo isso nessa aula, que é fundamental para entender a origem os Orbitais Moleculares.

https://www.youtube.com/watch?v=mGFU8pYY2ik

(75)

Aprende-se a montar um diagrama de orbitais moleculares de moléculas homonucleadas - H₂, O₂, N₂ etc

Aprende-se também o conceito de ordem de ligação, e alguns princípios básico de simetria de orbitais - porque uns são sigma e outros pi, porque uns são "g", gerade, e outros "u", ungerade.

(76)

Tudo sobre orbitais moleculares #3 Por que os orbitais do N₂ são invertidos?

(77)

Por que os orbitais da molécula de N₂ (ou C₂, ou B₂) são invertidos, quando comparado com as moléculas de O₂ ou F₂? A explicação mais elegante para isso surge mistura entre os orbitais s e p com pequena diferença de energia, que gera o chamado cruzamento sigma-pi, ou simplesmente a inversão.

(78)

Nessa aula aprende-se a montar o diagrama de orbital molecular de uma molécula heteronucleada, mais especificamente do CO e do HF.