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Orbital molecular

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Em química cuántica, os orbitais moleculares são os orbitais (funções matemáticas) que descrevem o comportamento ondulatorio que podem ter os elétrons nas moléculas. Estas funções podem usar-se para calcular propriedades químicas e físicas tais como a probabilidade de encontrar um elétron em uma região do espaço. O termo orbital foi utilizado pela primeira vez em inglês por Robert S. Mulliken em 1925 como uma tradução da palavra alemã utilizada por Erwin Schrödinger,'Eigenfunktion'. Desde então considera-se um sinónimo à região do espaço gerada com dita função. Os orbitais moleculares constroem-se habitualmente por combinação linear de orbitais atómicos centrados na cada átomo da molécula. Utilizando métodos de cálculo da estrutura electrónica, como por exemplo, o método de Hartree-Fock se podem obter de forma cuantitativa.

Conteúdo

Configuração electrónica

Os orbitais moleculares utilizam-se para especificar a configuração electrónica das moléculas, que permite descrever o estado electrónico do sistema molecular como um produto antisimetrizado dos espín-orbitais. Para isso se costumam representar os orbitais moleculares como uma combinação linear de orbitais atómicos (também denominado LCAO-MO). Uma aplicação importante é utilizar orbitais moleculares aproximados como um modelo simples para descrever o enlace nas moléculas.

A maioria dos métodos de química cuántica começam com o cálculo dos orbitais moleculares do sistema. O orbital molecular descreve o comportamento de um elétron no campo eléctrico gerado pelos núcleos e uma distribuição promediada do resto dos elétrons. No caso de dois elétrons que ocupam o mesmo orbital, o princípio de exclusão de Pauli obriga a que tenham espines opostos. Há que destacar que existem métodos mais elaborados que não utilizam a aproximação introduzida ao considerar a função de onda como um produto de orbitais, como são os métodos baseados no uso de funções de onda de dois elétrons (geminales).

Obtenção cualitativa de orbitais moleculares

Com o fim de descrever qualitativamente a estrutura molecular podem-se obter os orbitais moleculares aproximando-os como uma combinação linear de orbitais atómicos.

Algumas regras singelas que permitem obter qualitativamente os orbitais moleculares são:

A molécula de hidrógeno

Como exemplo simples, é ilustrativa a molécula de dihidrógeno H2, com dois átomos etiquetados H' e H". Os orbitais atómicos mais baixos em energia, 1s' e 1s", não se transformam de acordo com a simetría da molécula. No entanto, as seguintes combinações líneales sim fazem-no:

1s' - 1s" Combinação antisimétrica: negada por reflexão, inalterada pelas outras operações
1s' + 1s" Combinação simétrica: inalterada por todas as operações

Em general, a combinação simétrica (telefonema orbital enlazante) está mais baixa em energia que os orbitais originais, e a combinação antisimétrica (telefonema orbital antienlazante) está mais alta. Como a molécula de dihidrógeno H2 tem dois elétrons, os dois podem ser descritos pelo orbital enlazante, de forma que o sistema tem uma energia mais baixa (por tanto, é mais estável) que dois átomos de hidrógenos livres. Isto se conhece como enlace covalente.

A aproximação de orbitais moleculares como combinação linear de orbitais atómicos (OM-CLOA) foi introduzida em 1929 por Sir John Lennard-Jones. Sua publicação mostrou como derivar a estrutura electrónica das moléculas de diflúor e dioxígeno a partir de princípios cuánticos. Esta aproximação cuantitativo à teoria de orbitais moleculares representou o nascimento da química cuántica moderna.

Tipos de orbitais moleculares

Ao enlaçar dois átomos, os orbitais atómicos fundem-se para dar orbitais moleculares :

Os tipos de orbitais moleculares são:

  1. Orbitais σ enlazantes: Combinação de orbitais atómicos s com p (s-s p-p s-p p-s). Enlaces "singelos" com grau de deslocalización muito pequeno. Orbitais com geometria cilíndrica ao redor do eixo de enlace.
  2. Orbitais π enlazantes: Combinação de orbitais atómicos p perpendicuales ao eixo de enlace. Elétrons fortemente deslocalizados que interaccionan facilmente com o meio. Distribuem-se como nuvens electrónicas por em cima e embaixo do plano de enlace.
  3. Orbitais σ* antienlazantes: Versão excitada (de maior energia) dos enlazantes.
  4. Orbitais π* antienlazantes: Orbitais π de alta energia.
  5. Orbitais n: Para moléculas com heteroátomos (como o N ou o Ou, por exemplo). Os elétrons desapareados não participam no enlace e ocupam este orbital.

Os orbitais moleculares enchem-se "" de elétrons ao igual que o fazem os orbitais atómicos:

Segundo estas regras vão-se completando os orbitais. Uma molécula será estável se seus elétrons encontram-se de forma maioritária em orbitais enlazantes e será instável se encontram-se em orbitais antienlazantes:

Veja-se também

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