Teoria do orbital molecular

Química Inorgânica II
Professor: Eduardo Cassús
Teoria do Orbital Molecular
A Teoria do Orbital Molecular usa os métodos da teoria de grupos para descrever a ligação química em moléculas. A simetria e a energia relativa dos orbitais atômicos determinam como eles interagem para formar orbitais moleculares. Assim como ocorre nos orbitais atômicos, é possível escrevermos equações de Schrödinger para moléculas. Soluções aproximadas para estas equações de Schrödinger moleculares podem ser construídas a partir de combinações lineares de orbitais atômicos (CLOA).
Estas combinações são as somas e as diferenças das funções de onda atômicas. Para as moléculas diatômicas, como o H2, tais funções de onda têm a forma: ψ=caψa + cbψb onde ψ é a função de onda molecular, ψa e ψb são funções de onda atômicas e ca e cb são coeficientes ajustáveis.
Os coeficientes podem ser iguais ou diferentes, positivos ou negativos, dependendo dos orbitais e suas energias. À medida que os átomos se aproximam, seus orbitais se sobrepõem, com uma probabilidade grande se que os elétrons dos dois átomos na região se sobreponham também. Como resultado, orbitais moleculares (O.M.) são formados.
Elétrons em orbitais moleculares ligantes ocupam o espaço entre os núcleos.
As forças eletrostáticas entre os elétrons e os núcleos unem a estrutura.
Três condições são necessárias para que a sobreposição leve a uma ligação:
1) A simetria dos orbitais deve ser tal que permita que regiões com o mesmo sinal de ψ se sobreponham.

2) As energias dos orbitais atômicos devem ser próximas, caso contrário a energia para formação dos orbitais será pequena e a mudança total da energia dos elétrons será muito pequena para ser efetiva.
3) A distância entre os átomos deve ser pequena o bastante para permitir a sobreposição mas não tão pequena a ponto de que a repulsão entre elétrons e entre núcleos interfira.
Se estas condições forem satisfeitas, a energia total dos elétrons nos orbitais