Química Inorgânica
Estr tru utu turra Molecular e Ligação TOM
T EORIA
DOS
O RBITAIS M OLECULARES
Generalizamos agora a descrição dos orbitais atômicos dos átomo para uma descrição dos orbitais moleculares (OM) das moléculas, nos quais os elétrons se espalham sobre todos os átomos de uma molécula e se ligam a todos eles.
Consideraremos inicialmente as moléculas e os íons diatômicos homonucleares formados por dois átomos de um mesmo elemento.
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O RBITAIS M OLECULARES
Generalizamos agora a descrição dos orbitais atômicos dos átomo para uma descrição dos orbitais moleculares (OM) das moléculas, nos quais os elétrons se espalham sobre todos os átomos de uma molécula e se ligam a todos eles.
Consideraremos inicialmente as moléculas e os íons diatômicos homonucleares formados por dois átomos de um mesmo elemento.
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O RBITAIS M OLECULARES A S A PROXIMAÇÕES DA T EORIA
Como na descrição das estruturas eletrônicas dos átomos, iniciamos fazendo a aproximação orbital,, na qual assumimos que a função de orbital onda, Ψ Ψ, dos N elétrons da molécula pode ser escrita como um produto de funções de onda de um elétron: Ψ ( 11)) ψ ( 22)) ... ψ Ψ = ψ ψ(1 ψ(2 ψ( N N) .
Estas funções de onda de um elétron são os orbitais moleculares da teoria.
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Assim como para os átomos, o quadrado de uma função de onda de um elétron nos dá a distribuição de probabilidade para este elétron na moléc olécul ula a: um elétron em um orbital molecular tem mai maior or probabilidade proba pr obabi bililidad dade e de ser maior encontrado onde o orbital tem uma grande amplitude e não será encontrado em qualquer dos seu nós nós..
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O RBITAIS M OLECULARES A S A PROXIMAÇÕES DA T EORIA
Quando um elétron está próximo do núcleo de um átomo, sua função de onda assemelha-se à de um orbital atômico daquele átomo.
Ex.: quando um elétron está próximo do núcleo de um átomo de H de uma molécula, sua função de onda é semelhante à do orbital 1s daquele átomo.
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Uma primeira aproximação do orbital molecular pode ser construída sobrepondo orbitais atômicos que contribuem para o OM OM. Este modelo de orbital molecular, em termos dos orbitais atômicos contribuintes, é chamado de aproximação da combinação linear linear dos orbitais atômicos (CLOA) CLOA). Orbitais atômicos de átomos contribuintes podem combinar-se para formar os orbitais moleculares que se estendem por toda a molécula.
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Somente os orbitais atômicos da camada de valência são usados para formar os orbitais moleculares.
Uma vez que o H2 é uma molécula diatômica homonuclear, os seus elétrons têm probabilidades iguais de serem encontrados próximos a ambos os núcleos, de forma que a combinação linear que produz a menor energia terá contribuições iguais de cada orbital 1s (c 2A = c 2B).
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Especificamente, os coeficientes no orbital molecular não normalizados são c cA = c cB = 1 e +
=
φ A
+
φ B
A combinação que corresponde ao próximo orbital de energia mais alta também tem contribuições iguais de cada orbital 1 s (c 2A = c 2B), mas os coeficientes têm sinais opostos (c cA = +1, c cB = -1). −
=
φ A
−
φ B
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Os sinais relativos dos coeficientes na CLOA têm um papel muito importante na determinação das energias dos orbitais.
Os sinais relativos determinam se os orbitais atômicos interferem construtiva ou destrutivamente em diferentes regiões da molécula e, portanto, se conduzem a um aumento ou redução da densidade eletrônica nestas regiões.
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Desse modo, dois orbitais moleculares podem ser construídos a partir de dois orbitais atômicos .
Em geral, N N orbitais moleculares podem ser construídos a partir de um conjunto de base de N atômicos. N orbitais atômicos
Ex.: se usarmos os quatro orbitais de valência de cada um dos átomos de O do O 2, então de um total de oito orbitais atômicos poderemos construir oito orbitais moleculares.
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As mesmas regras que são usadas para preencher com elétrons os orbitais atômicos se preencher aplicam para preencher preencher os orbitais moleculares moleculares.
O padrão geral das energias dos orbitais moleculares formados a partir de N orbitais atômicos é que um orbital molecular fica com energia abaixo daquela dos orbitais atômicos dos quais ele é formado, um fica com energia acima daqueles que o originaram e os restantes ficam distribuídos entre esses dois extremos extremos.
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O orbital ψ + é um exemplo de um orbital ligante. ligante
É assim chamado porque se este orbital estiver ocupado por elétrons a energia da molécula será menor do que aquela dos átomos separados.
O caráter ligante de ψ + é atribuído à interferência construtiva entre os dois orbitais atômicos e ao aumento da amplitude entre os dois núcleos que isto causa.
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Um elétron que ocupe o ψ + tem uma maior probabilidade de ser encontrado na região internuclear e pode interagir fortemente com ambos os núcleos.
Logo, a sobreposição orbital, orbital que é o espalhamento de um orbital na região ocupada por outro, conduz ao aumento da probabilidade dos elétrons serem encontrados na região internuclear, sendo tida como a origem da força das ligações.
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O orbital ψ - é um exemplo de um orbital antiligante. antiligante É assim chamado porque se este orbital estiver ocupado por elétrons a energia da molécula será maior do que aquela dos átomos separados. A maior energia de um elétron nesse orbital se origina da interferência destrutiva entre os dois orbitais atômicos, que cancelam suas amplitudes, dando origem a um plano nodal entre os dois núcleos.
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Elétrons que ocupam o ψ - estão significativamente excluídos da região internuclear e são forçados a ocupar posições energeticamente menos favoráveis.
A energia de um orbital molecular em uma molécula poliatômica é tanto maior quanto mais nós ele possuir.
Este aumento de energia reflete o aumento da exclusão dos elétrons das regiões entre os núcleos.
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As energias dos dois orbitais moleculares do H2 são mostradas na figura seguinte, a qual é um exemplo de um diagrama dos níveis de energia dos orbitais moleculares.
Um diagrama dos níveis de energia dos orbitais moleculares é um diagrama que apresenta as energias relativas dos orbitais moleculares.
Os dois elétrons ocupam o orbital molecular de menor energia.
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O princípio da exclusão de Pauli limita a dois o número de elétrons que podem ocupar qualquer orbital molecular e requer que estes dois elétrons estejam emparelhados (↑↓).
O princípio da exclusão é a origem da importância do par de elétrons na formação de uma ligação na teoria OM, OM da mesma forma como na LV.
No contexto da teoria OM, dois é o número máximo de elétrons que podem ocupar um orbital que contribui para a estabilidade da molécula molécula.
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A molécula de H2 tem uma energia menor que a dos átomos separados porque os dois elétrons podem ocupar o orbital ψ + e ambos podem contribuir para a redução da sua energia.
Uma ligação mais fraca pode ser esperada se apenas um elétron está presente no orbital ligante; apesar disso, o H2+ é conhecido como um íon transiente em fase gasosa.
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Três elétrons, como no H2-, são menos efetivos do que dois elétrons porque o terceiro elétron deve ocupar o orbital antiligante ψ -, consequentemente desestabilizando a molécula.
Além dos orbitais ligantes e antiligantes é possível gerar um orbital molecular que tenha a mesma energia que os orbitais atômicos originais.
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A ocupação deste orbital não estabiliza nem desestabiliza a molécula, de forma que ele é denominado um orbital nãoligante. não-ligante
Geralmente, um orbital não-ligante é um orbital molecular que consiste em um único orbital em um átomo, talvez porque não existia um orbital atômico no átomo vizinho com a simetria correta para ele se sobrepor .
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES
Uma das mais diretas visualizações da estrutura eletrônica é obtida pela espectroscopia fotoeletrônica na região do ultravioleta, ultravioleta na qual os elétrons são ejetados dos orbitais que eles ocupam nas moléculas e as suas energias são determinadas.
O espectro nos dá uma vívida visualização dos níveis de energia dos orbitais moleculares da molécula.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
Como a teoria do orbital molecular pode esclarecer as características reveladas pela espectroscopia fotoeletrônica e outras técnicas, que são usadas para estudar moléculas diatômicas?
O ponto inicial da discussão teórica é o conjunto de base mínimo mínimo.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
O conjunto de base mínimo é o menor conjunto de orbitais atômicos a partir do qual orbitais moleculares úteis podem ser formados.
Para as moléculas diatômicas do Segundo Período (Ex. O2, F2), o conjunto de base mínimo consiste em um orbital de valência s e três orbitais de valência p em cada átomo, resultando num total de oito orbitais atômicos.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
Veremos agora como o conjunto de base mínimo de oito orbitais atômicos da camada de valência (quatro de cada átomo, um s e três p ) é usado para construir oi oito to orb orbititai aiss moleculares.. moleculares
Usaremos o princípio de Pauli para prever as configurações eletrônicas do estado fundamental das moléculas. moléculas.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
As energias dos orbitais atômicos que formam o conjunto de base são mostrados em cada lado do diagrama de orbitais moleculares da figura seguinte.
São formados orbitais σ σ pela sobreposição dos orbitais atômicos que têm simetria cilíndrica em torno do eixo internuclear, o qual é chamado de z z.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
A notação σ σ significa que o orbital tem simetria cilíndrica.. cilíndrica
Entre os orbitais atômicos que podem formar orbitais σ temos os orbitais 2s e 2p z nos dois átomos.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
Com estes quatro orbitais (os orbitais 2 s e 2p z do átomo A e os orbitais correspondentes do átomo B) com simetria cilíndrica, podemos construir quatro orbitais moleculares σ , dos quais se originam predominantemente das interações entre os dois orbitais 2 s e dois das interações entre os orbitais 2 p z.
Estes orbitais moleculares são indicados por 1σ σg , 1σ σu , 2σ σg e 2σ σu , respectivamente.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
Os dois orbitais 2p remanescentes em cada átomo, os quais têm um plano nodal contendo o eixo z , se sobrepõem para formar orbitais orbitais π.
Orbitais π ligantes antiligantes podem ser ligantes e antiligantes formados pela sobreposição mútua de dois orbitais 2p px e também pela sobreposição mútua de dois orbitais 2p py .
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
Este padrão de sobreposição origina dois pares de níveis de energia duplamente degenerados (dois níveis de energia de mesma energia), indicados, na figura, por 1 1πu e 1πg.
Para moléculas diatômicas homonucleares, é algumas vezes conveniente identificar a simetria dos orbitais moleculares em relação ao seu comportamento quando sujeito à inversão através do centro da molécula.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
A operação de inversão consiste em iniciar em um ponto arbitrário na molécula, caminhar numa linha reta em direção ao centro da molécula e então continuar por uma distância igual para o outro lado do centro.
O orbital é designado g (gerade , par) se ele ficar inalterado após a inversão, e u (ungerade , impar) se ele mudar de sinal.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
Então, um orbital σ σ ligante é g e um orbital σ σ antiligante é u.
Por outro lado, um orbital orbital π antiligante é g.
Note que os orbitais σ σg são numerados separadamente dos orbitais σ σu , e da mesma forma para os orbitais π.
π
ligante é u e um
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
Do Li2 até o N2 o arranjo dos orbitais é mostrado na figura 2.18, enquanto que do O 2 ao F2 a ordem dos orbitais σ e π é invertida e o arranjo é aquele mostrado na figura 2.14.
Esta inversão de ordem pode ser atribuída ao aumento da separação entre os orbitais 2s s e 2p p que ocorre ao se ir para a direita ao longo do segundo período.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
Ao considerarmos espécies contendo dois átomos do bloco d d, como no Hg 22+, também devemos considerar a possibilidade de formação de ligações envolvendo orbitais d .
Um orbital d dz 2 tem um simetria cilíndrica em relação ao eixo internuclear (z), e assim pode contribuir para os orbitais σ que são formados a partir dos orbitais s e p z.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Os Orbitais
Os orbitais d yz e d zx se parecem como orbitais p quando vistos ao longo do eixo internuclear, e assim podem contribuir para os orbitais π formados a partir dos p z e p y. Os orbitais d x2-y2 e d xy não têm semelhança com os orbitais discutidos até agora. Estes dois orbitais podem se sobrepor com orbitais idênticos em outro átomo, originando pares duplamente degenerados de orbitais δ, ligantes e antiligantes.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES O Princípio do Preenchimento para Moléculas
Usamos o princípio do preenchimento em conjunto com o diagrama dos níveis de energia dos orbitais moleculares da mesma forma como fazemos para os átomos.
A ordem de ocupação dos orbitais é a ordem do aumento de energia.
Cada orbital pode acomodar até dois elétrons.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES O Princípio do Preenchimento para Moléculas
Se mais do que um orbital estiver disponível para ser ocupado, então os orbitais são ocupados separadamente.
Neste caso, os elétrons nos orbitais semipreenchidos adotam spins paralelos (↑↑ ↑↑), ↑↑ como é exigido pela regra de Hund para os átomos.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES O Princípio do Preenchimento para Moléculas
Com poucas exceções, essas regras conduzem à configuração real do estado fundamental das moléculas diatômicas do segundo período.
Ex.: A configuração eletrônica do N 2, com 10 elétrons de valência, é: N2: 1σg21σu21πu42σg2
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES O Princípio do Preenchimento para Moléculas
O orbital molecular molecular ocupado de mais alta energia (HOMO HOMO) HOMO é o orbital molecular que, de acordo com o princípio do preenchimento, é o último a ser ocupado.
O orbital molecular molecular desocupado de mais baixa energia (LUMO LUMO) LUMO é o próximo orbital molecular de maior energia.
São chamados de orbitais de fronteira fronteira.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H OMONUCLEARES Exercícios 1-
Preveja as configurações eletrônicas do estado fundamental da molécula de oxigênio, O2, do íon superóxido, O2-, e do íon peróxido, O22-.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES
Os orbitais moleculares das moléculas diatômicas heteronucleares diferem daqueles das moléculas diatômicas homonucleares por terem contribuições desiguais de cada orbital atômico.
Cada orbital molecular tem a forma: =
c A φ A
+
c B φ B
+
...
como nas moléculas homonucleares.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES
Em comparação com os orbitais das espécies homonucleares, os coeficientes c cA e c cB não são necessariamente iguais em magnitude.
Se c cA 2 > c cB 2, o orbital é composto principalmente de φ A, e um elétron que ocupe este orbital molecular é mais provável de ser encontrado próximo ao átomo A do que B.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES
Em moléculas diatômicas heteronucleares, o elemento mais eletronegativo apresenta uma maior maior contribuição para os orbitais ligantes e o elemento menos eletronegativo apresenta uma contribuição maior maior para os orbitais antiligantes. antiligantes
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES Orbitais Moleculares Heteronucleares
A maior contribuição para um orbital molecular ligante normalmente vem do átomo mais eletronegativo: os elétrons ligantes ligantes terão terão uma os elétrons maior de serem maior probabilidade probabilidade de serem encontrados próximos a este este e consequentemente próximos a este átomo, átomo, e estarão em uma estarão em uma posição posição energeticamente favorável .
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES Orbitais Moleculares Heteronucleares
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 iônica.
Em uma ligação iônica, um átomo assume o controle completo sobre o par de elétrons.
O átomo menos eletronegativo normalmente contribui mais para um orbital antiligante. antiligante
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES Orbitais Moleculares Heteronucleares
Os elétrons antiligantes terão uma maior probabilidade de serem encontrados em uma posição energeticamente desfavorável, próximo ao átomo menos eletronegativo. eletronegativo
Um outra diferença entre as moléculas diatômicas homonucleares e heteronucleares deriva da diferença de energia entre os dois conjuntos de orbitais atômicos para as últimas últimas.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES Orbitais Moleculares Heteronucleares
Esta dependência da separação de energia implica que a diminuição de energia, energia como resultado da sobreposição de orbitais atômicos de átomos diferentes em uma molécula heteronuclear, é menos pronunciada do que em uma molécula homonuclear , na qual os orbitais têm as mesmas energias.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES Fluoreto de Hidrogênio
Para ilustrar esses aspectos gerais, consideraremos uma molécula diatômica heteronuclear simples, o HF. HF Os cinco orbitais de valência disponíveis para a formação dos orbitais moleculares são o orbital 1s s do H e os orbitais 2s s e 2p p do F. Há 1 + 7 elétrons de valência para serem acomodados nos cinco orbitais moleculares que podem ser construídos a partir dessa base de cinco orbitais.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES Fluoreto de Hidrogênio
O orbital ligante 1σ σ tem predominante de F2s .
um
caráter
Ele está confinado principalmente ao átomo de F, sendo não-ligante.
O orbital 2σ σ é mais ligante do que o orbital 1 σ e tem um caráter tanto de H1 s quanto de F2s .
O orbital 3σ σ é antiligante e tem um caráter principalmente de H1s .
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES Fluoreto de Hidrogênio
Dois dos elétrons de valência entram no orbital 2σ , formando uma ligação entre os dois átomos.
Os outros seis entram nos orbitais 1 σ e 1π .
Estes dois orbitais são principalmente nãoligantes e confinados principalmente no átomo de F.
A configuração da molécula é: 1σ σ2 2σ σ2 1π π4 .
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES Fluoreto de Hidrogênio
Todos os elétrons ocupam orbitais que são predominantemente do átomo de F.
Como consequência, é esperado que a molécula de HF seja predominantemente polar com uma carga parcial negativa no átomo de F, o que é verificado experimentalmente.
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES Monóxido de Carbono
O diagrama dos níveis de energia dos orbitais moleculares para o monóxido carbono é monóxido de carbono um pouco mais complicado do que o do HF porque ambos os átomos têm orbitais 2 s e 2p que podem participar na formação dos orbitais σ e π.
A configuração do estado fundamental é: CO: 1σ σ2 2σ σ2 1π π4 3σ σ2
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES Monóxido de Carbono
O HOMO no CO é o 3σ , o qual é principalmente um par isolado não-ligante no átomo de C.
O LUMO é o par de orbitais π antiligantes, duplamente degenerado, com caráter principalmente do orbital C2 p .
T EORIA DOS O RBITAIS M OLECULARES M OLÉCULAS D IATÔMICAS H ETERONUCLEARES Monóxido de Carbono
Esta combinação de orbitais de fronteira – um orbital σ completo localizado principalmente no C e um par de orbitais π vazios – é uma razão de por que a formação das carbonilas metálicas é um dos aspectos característicos dos metais d d: nas carbonilas dos metais d o par isolado do orbital HOMO do CO participa na formação de uma ligação σ e o orbital LUMO π antiligante participa na formação de ligações π com o átomo central.
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O RBITAIS M OLECULARES P ROPRIEDADES DE L IGAÇÃO Ordem de Ligação
A ordem de ligação ligação quantifica o número de ligações entre dois átomos no formalismo dos orbitais moleculares.
Quanto maior a ordem de ligação entre um dado par de átomos, maior é a força da ligação. ligação
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O RBITAIS M OLECULARES P ROPRIEDADES DE L IGAÇÃO Ordem de Ligação
A ordem de ligação, b b , contabiliza um par de elétrons compartilhado entre dois átomos como uma “ligação” e um par de elétrons em um orbital antiligante como uma “antiligação”.
A ordem de ligação é definida como: b
=
1 2
(n
−
n
*
)
onde n é o número de elétrons nos orbitais ligantes e n * é o número nos orbitais antiligantes.
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O RBITAIS M OLECULARES P ROPRIEDADES DE L IGAÇÃO Ordem de Ligação
Ex.: F2 – 1σ g21σ u22σ g21π u41π g4 Os orbitais 1σ σg , 1π πu e 2σ σg são ligantes. Os orbitais 1σ σu e 1π πg são antiligantes. b
=
1 2
(2
+
2
+
4
−
2
−
4)
=
1
A ordem de ligação do F2 é 1 , o q u e é consistente com a estrutura de Lewis F ––– F e a descrição da molécula como tendo uma ligação simples simples.
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O RBITAIS M OLECULARES P ROPRIEDADES DE L IGAÇÃO Ordem de Ligação
Ex.: N2 – 1σ g21σ u21π u42σ g2 Os orbitais 1σ σg , 1π πu e 2σ σg são ligantes. O orbital 1σ σu é antiligante. b
=
1 2
(2
+
4
+
2
−
2)
=
3
A ordem de ligação do N2 é 3 , o q u e é consistente com a estrutura de Lewis :N ≡ N: e a descrição da molécula como tendo uma ligação tripla tripla.
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O RBITAIS M OLECULARES P ROPRIEDADES DE L IGAÇÃO Ordem de Ligação
A definição de ordem de ligação fornece uma indicação útil da multiplicidade da ligação, mas qualquer interpretação das contribuições para b b precisa ser feita considerando-se as propriedades dos orbitais calculados.
A definição de ordem de ligação permite a possibilidade de um orbital estar unicamente ocupado.
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O RBITAIS M OLECULARES P ROPRIEDADES DE L IGAÇÃO Ordem de Ligação
A ordem de ligação no O2-, por exemplo, é 1,5, uma vez que três elétrons ocupam os orbitais antiligantes 1π g.
A ordem de ligação no N2+, é 2,5.
Moléculas e íons isoeletrônicos têm a mesma ordem de ligação ligação, de forma que F2 e O22- têm ordem de ligação 1 e CO, N 2 e NO+ têm ordem de ligação 3.
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Correlações entre as Propriedades de Ligação
A força e o comprimento das ligações correlacionam-se muito bem entre si e, também, com a ordem de ligação.
Para um dado par de átomos:
A entalpia entalpia de de ligação ligação aumenta aumenta à à medida medida que a a ordem ordem de de ligação ligação aumenta aumenta..
O O comprimento comprimento de ligação ligação diminui diminui à à medida comprimento de que a ordem ordem de de ligação ligação aumenta aumenta.. que a
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Correlações entre as Propriedades de Ligação
Estas duas correlações com a ordem de ligação, tomadas conjuntamente, indicam que, para um dado par de elementos:
A entalpia entalpia de de ligação ligação aumenta aumenta à à medida medida que o o comprimento comprimento de de ligação ligação diminui diminui..
