Modelos de Pauling e Teoria do Orbital Molecular

Educação e Pedagogia

16/09/2015

A visão prática dessa distribuição é:

1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d10 5p6 6s² 4f14 5d10 6p6 7s² 5f14 6d10

A distribuição eletrônica de Linus Pauling é a mais aceita e usual atualmente. Ela consiste em distribuir os elétrons em níveis e subníveis. Veja, como exemplo, o Hidrogênio:


Distribuição Eletrônica de Hidrogênio:

H = 1s ,

• 1 sobreposto no H é Número de massa;

• 1 debaixo é H Número atômico;

• 1 antes do s é o Número quântico principal;

• 1 depois do s é o Número de elétrons nesse subnível.

Agora que sabemos como fazer a distribuição eletrônica de Linus Pauling, vamos pensar um pouco em TOM (Teoria do Orbital Molecular).

A Teoria do Orbital Molecular:

Consiste em uma alternativa para se obter uma visão da ligação. Segundo essa teoria, todos os elétrons da camada de valência influenciam na estabilidade da molécula.

A TOM considera que os orbitais atômicos da camada de valência dos dois átomos ligantes deixam de existir quando a molécula se forma, sendo substituídos por um novo conjunto de níveis energéticos, que correspondem a novas distribuições da nuvem eletrônica (nuvem de elétrons).

Os novos níveis são os orbitais moleculares. Dois orbitais atômicos se combinam para formar dois orbitais moleculares. O orbital atômico é a região onde o elétron passa a maior parte do tempo. É uma espécie de casa do elétron. Mas quantos eletrons podem viver nesta casinha (orbital)?

Todo orbital suporta até 2 elétrons.

Subnível s = região que suporta 2 e-, tem 1 orbital.

Subnível p = região que suporta até 6 e-, tem 3 orbitais.

Subnível d = região que suporta até 10 e-, tem 5 e-.

Subnível f = região que suporta até 14 é, possui 7 orbitais.

Orbitais atômicos são representados por quadrados ou círculos.


Regra de Hund (Regra de Baixa Multiplicidade)

“No preenchimento eletrônico dos orbitais de um mesmo subnível, o elétron entrará de preferência no orbital vazio, em vez de entrar no orbital em que já existe outro elétron, e apresentará o mesmo spin do elétron anterior.” Spin é o movimento do elétron no próprio eixo.

A teoria dos orbitais não está no programa de vários vestibulares, porém será de grande valia para a compreensão das ligações químicas. Sabemos que quando os átomos se unem, seus orbitais se mesclam, originando os Orbitais Moleculares (OM).

Os OM tendem a se situar na região internuclear (entre os núcleos), pois é a região em que os dois núcleos atraem os elétrons, deixando-os com menor energia cinética, portanto, mais estáveis.

Os orbitais presentes na região internuclear são chamados de orbitais ligantes. Porém, a capacidade desta região pode ser superada. Nesse caso, os elétrons passam a ocupar as regiões diametralmente opostas, os orbitais existentes nestas regiões se denominam orbitais antiligantes.

Os orbitais ligantes contribuem para a estabilidade da molécula, enquanto que os antiligantes desestabilizam-na.

Para observar se uma molécula é ou não estável, siga os passos a seguir.

1. Fazer a distribuição eletrônica dos elementos que formam a molécula.

2. Esquematizar a ligação entre os átomos: o número de orbitais da molécula é a soma de cada átomo (metade ligante e outra metade antiligante).

3. Seguir a regra de Hund para distribuir os elétrons (começar pelo orbital menos energético).

4. Se o número de elétron ligante for maior que o número de elétron antiligante, a molécula existe (é estável), o contrário também é verdade.