A Fase de Orbitais
Ao construir orbitais moleculares, a fase dos dois orbitais que se juntam cria orbitais de ligação e orbitais anti-ligação.
Objectivos de Aprendizagem
Descrever como orbitais atómicos se combinam para formar orbitais moleculares.
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Relecção de leões
Pontos-chave
- O electrão, sendo uma partícula quântica, não pode ter uma localização distinta; mas o orbital do electrão pode ser definido como a região do espaço em redor do núcleo em que o limiar de probabilidade matemática de encontrar o electrão excede algum valor arbitrário, como 90% ou 99%.
- Os orbitais são simplesmente funções matemáticas que descrevem padrões particulares de ondas em pé que podem ser plotados em um gráfico mas não têm realidade física.
- Duas orbitais atômicas podem se sobrepor de duas maneiras, dependendo de sua relação de fase. A fase de um orbital é uma consequência direta das propriedades ondulatórias dos elétrons.
Key Terms
- orbital molecular: O comportamento mecânico quântico de um elétron em uma molécula descrevendo a probabilidade do elétron ocupar uma determinada posição e energia, que é aproximada por uma combinação linear de orbitais atômicos.
- fase: Qualquer ponto ou porção de uma série recorrente de mudanças, como nas mudanças de movimento de uma das partículas que constituem uma onda ou vibração; uma porção de uma série de tais mudanças, em distinção de uma porção contrastada, como a porção de um lado de uma posição de equilíbrio, em contraste com a porção do lado oposto.
Definindo Orbitais Electrónicos
O electrão é uma partícula quântica e não pode ter uma localização distinta, mas o orbital do electrão pode ser definido como a região do espaço em torno do núcleo em que a probabilidade de encontrar o electrão ultrapassa algum valor limite arbitrário, como 90% ou 99%.
Por causa do carácter ondulatório da matéria, o orbital corresponde a um padrão de onda em pé no espaço tridimensional que muitas vezes podemos representar de forma mais clara numa secção transversal bidimensional. A quantidade que varia (“ondulação”) é um número denotado por ψ (psi), cujo valor varia de ponto para ponto de acordo com a função de onda para aquele orbital particular.
Orbitais de todos os tipos são simplesmente funções matemáticas que descrevem padrões particulares de ondas em pé que podem ser traçadas num gráfico mas não têm realidade física própria. Devido à sua natureza ondulatória, duas ou mais orbitais (i.e, duas ou mais funções ψ) podem ser combinadas tanto em fase como fora de fase para produzir um par de orbitais resultantes que, para serem úteis, devem ter quadrados que descrevam distribuições de elétrons reais no átomo ou molécula.
Orbitais moleculares e suas fases
Ao combinar orbitais para descrever uma interação de ligação entre duas espécies, os requisitos de simetria para o sistema ditam que os dois orbitais iniciais devem fazer dois novos orbitais. Uma orbital, baseada na mistura em fase das orbitais, será menor em energia e denominada de ligação. Outro orbital, baseado na mistura fora de fase dos orbitais, será mais alto em energia e denominado anti-ligação.
orbitais moleculares de hidrogênio: Os pontos aqui representam elétrons. A combinação em fase dos orbitais s dos dois átomos de hidrogênio fornece um orbital de ligação que é preenchido, enquanto a combinação fora de fase fornece um orbital anti-ligação que permanece sem preenchimento.
Orbitais que se sobrepõem
Dois orbitais atómicos podem sobrepor-se de duas formas, dependendo da sua relação de fase. A fase de um orbital é uma consequência direta das propriedades ondulatórias dos elétrons. Nas representações gráficas dos orbitais, a fase orbital é representada ou por um sinal de mais ou menos (que não têm relação com a carga elétrica) ou por sombreamento de um lóbulo. O sinal da fase em si não tem significado físico, exceto quando se mistura orbitais para formar orbitais moleculares.
Sobreposição construtiva
Dois orbitais de mesmo sinal têm uma sobreposição construtiva formando um orbital molecular com o grosso da densidade de elétrons localizada entre os dois núcleos. Este orbital molecular é chamado orbital de ligação e sua energia é menor do que a dos orbitais atômicos originais. Uma ligação envolvendo orbitais moleculares que são simétricas em relação à rotação ao redor do eixo da ligação é chamada de ligação sigma (σ-bond). Se a fase muda, a ligação torna-se uma ligação pi (π-bond). As etiquetas de simetria são definidas ainda mais se o orbital mantém seu caráter original após uma inversão sobre seu centro; se o faz, é definido gerade (g), em alemão para “reto”. Se o orbital não mantém seu caráter original, ele é ungerade (u), alemão para “odd”
Destructive Overlap
Atomic orbitals também podem interagir um com o outro fora de fase, o que leva ao cancelamento destrutivo e a nenhuma densidade de elétrons entre os dois núcleos no chamado plano nodal representado como uma linha perpendicular tracejada. Neste orbital molecular anti-ligação com energia muito superior às orbitais atômicas originais, quaisquer elétrons presentes estão localizados em lóbulos que apontam para longe do eixo central internuclear. Para um orbital correspondente σ-bonding, tal orbital seria simétrico mas diferenciado dele por um asterisco, como em σ*. Para uma ligação π, os orbitais de ligação correspondente e anti-ligação não teriam tal simetria em torno do eixo de ligação e seriam designados π e π*, respectivamente.
Dois p-orbitais formando uma ligação π: Se dois p-orbitais paralelos experimentam sobreposição lateral nos átomos adjacentes numa molécula, então pode desenvolver-se uma ligação dupla ou tripla. Embora a π-bond não seja tão forte como a σ-bond original, a sua força é adicionada à ligação única existente.
P-orbital overlap é menos que a sobreposição frontal entre dois s orbitais em uma σ-bond devido à orientação orbital. Isto torna a ligação π-bond uma ligação mais fraca do que a σ-bond original que liga dois átomos vizinhos; contudo, o facto de a sua força ser adicionada à ligação σ-bond subjacente faz com que a ligação global seja mais forte. Os electrões em π-bonds são frequentemente referidos como π- electrões. Eles limitam a liberdade de rotação sobre a ligação dupla porque uma orientação paralela dos p-orbitais deve ser preservada para manter a ligação dupla ou tripla.