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A ordem de ligação de uma molécula é a média das ordens de ligação de todas as estruturas possíveis que a descrevem.
Vinte anos antes do desenvolvimento da mecânica quântica, o cientista americano G.N. Lewis apercebeu-se de que as moléculas deviam combinar-se e organizar-se de acordo com um determinado princípio. A sua teoria centrava-se nas ligações covalentes, que, ao contrário das ligações iónicas, não exigiam uma troca de electrões de valência, mas sim que os átomos partilhassem alguns deles.preenchem completamente a sua camada de valência.
Ordem das ligações de acordo com a teoria das ligações de valência
Lewis desenhou pequenos diagramas para ilustrar esta camaradagem, que são agora designados por estruturas de Lewis. Uma estrutura de Lewis descreve a estrutura de uma molécula ligando os átomos com linhas. As linhas representam o número de electrões que foram partilhados entre dois ou mais átomos. Assim, quando dois átomos partilham dois electrões, representamo-lo ligando-os com duas linhas. O número de linhas, ou maisprecisamente, o número de ligações químicas que compõem uma molécula, é chamado a sua ordem de ligação.
Por exemplo, a ordem de ligação do dióxido de carbono e do metano é 4, o que pode ser facilmente discernido examinando as suas estruturas de Lewis. Repare como a magnitude dos electrões partilhados entre cada par preenche adequadamente a camada de valência de ambos os átomos. O hidrogénio apenas necessita de um único eletrão, uma vez que a sua camada está preenchida quando contém 2 electrões e não 8.
Estruturas de Lewis do dióxido de carbono e do metano. Também existem moléculas que podem ser descritas por mais de uma estrutura de Lewis, como o dióxido de enxofre. A ordem de ligação dessa molécula é a média das ordens de ligação de todas as estruturas possíveis que a descrevem. A ordem de ligação do dióxido de enxofre é, portanto, 1,5, e não 3.
O dióxido de enxofre apresenta duas estruturas de Lewis. No entanto, o cálculo da ordem das ligações através da simples referência ao número de linhas na estrutura de Lewis de uma molécula só é aceitável no âmbito da teoria das ligações de valência (VB). Quando se trata da teoria do orbital molecular (MO), a teoria alternativa que descreve as ligações moleculares, a ordem das ligações pode ser a mesma, mas as implicações são drasticamente diferentes.
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Teoria da ligação de valência versus teoria da orbital molecular
A teoria das ligações de valência fornece uma representação grosseira das estruturas moleculares, enquanto a teoria das orbitais moleculares fornece uma representação mais precisa e realista da formação das moléculas. Na primeira, podemos observar como os electrões representados por pontos acima dos átomos são localizado, Por outro lado, a teoria MO baseia-se na teoria da mecânica quântica dos átomos e tem em conta o carácter probabilístico ou não localizado a natureza dos electrões e os diferentes níveis de energia envolvidos.
Não há vencedor entre as duas: a teoria VB é mais fácil de compreender, mas não explica os pormenores minuciosos, mas altamente cruciais, que a teoria MO explica com a ajuda de conceitos altamente esotéricos e sofisticados. No entanto, esta compreensão da geometria e do pormenor de uma estrutura molecular é feita à custa da facilidade com que um leigo a pode visualizar.
(Crédito da fotografia: Pixabay) Por exemplo, a ordem de ligação de uma molécula de oxigénio é 2 em ambas as teorias, mas a teoria VB não explica as propriedades paramagnéticas que o oxigénio exibe. As experiências demonstraram que o oxigénio líquido é fracamente afetado por um campo magnético. Um átomo exibe qualquer tipo de magnetismo quando contémSe consultarmos a estrutura de Lewis do oxigénio, verificamos que todos os electrões estão emparelhados, o que tornaria o átomo diamagnético ou não afetado por um campo magnético. No entanto, a teoria MO revela a estrutura do oxigénio nos seus verdadeiros detalhes. A teoria MO prevê corretamente a presença de electrões não emparelhados nas orbitais do oxigénio e, portanto, o seu paramagnetismo.
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Como encontrar a ordem das ligações utilizando a teoria da orbital molecular
No entanto, antes de determinar o número de electrões em determinadas orbitais, é necessário preencher essas orbitais com electrões. Para preencher as orbitais, é necessário conhecer as regras segundo as quais as orbitais estão ocupadas. Sem compreender esta regra, seria impossível calcular a ordem de ligação de uma molécula. Tenho a certeza de que existem muitos truques ou atalhos inteligentes para chegar ao número, mas aprendendo-os,seria privado de conhecimentos conceptuais importantes.
As pessoas que conhecem as regras podem recorrer a esta expressão para calcular a ordem de ligação de uma molécula:
Quem não sabe, não tem outra opção senão aprendê-las. Se ajudar, pode simplesmente aprender as regras de preenchimento das orbitais atómicas. As regras de preenchimento das orbitais moleculares são as mesmas, exceto que cada orbital de "ligação" é seguida por uma orbital de "anti-ligação". Enquanto as orbitais atómicas são preenchidas como 1s2s2p... as orbitais moleculares são preenchidas como 1s1s*2s2s*2p.... As orbitais assinaladas com asterisco representam orbitais anti-ligação. Infelizmente, as regras não serão explicadas aqui, pois isso nos levaria a divagar desnecessariamente. Você pode encontrá-las neste artigo.
As pessoas que conhecem as regras podem calcular a ordem de ligação de, por exemplo, oxigénio, utilizando a expressão acima. No total, uma única molécula de oxigénio é constituída por 12 electrões de valência. Agora, de acordo com as regras, os electrões devem estar dispostos desta forma:
Vemos que há 8 electrões distribuídos em orbitais de ligação, enquanto 4 estão em orbitais de anti-ligação. Substitua os números na expressão e verá que a ordem de ligação do oxigénio é 2. As duas orbitais são como o Jekyll e o Hyde - habitam a mesma geometria, mas a orbital anti-ligação existe a um nível de energia notoriamente elevado, o que nega qualquer estabilidade à combinação de electrões, enquanto a orbital de ligação existe a uma energia em que os electrões se podem ligar confortavelmente, permitindo que a molécula resultante atinja a estabilidade.as energias dos níveis individuais que os electrões ocupam num único átomo, o que significa que os electrões preferem combinar-se e formar uma molécula do que existir emparelhados.
A orbital de ligação de uma molécula de hidrogénio existe a uma energia mais baixa do que os níveis individuais dos átomos de hidrogénio individuais, o que significa que os electrões preferem combinar-se e formar uma molécula do que existir num estado não emparelhado. Resumindo, se não estiver familiarizado com a teoria MO, pode calcular a ordem de ligação de uma molécula desenhando a sua estrutura de Lewis e depois verificando o número total de electrões que foram partilhados (também existem regras estritas para desenhar estruturas de Lewis, mas vou assumir que o leitor as conhece. Se não, consulte esta ligação). No entanto, se estiver familiarizado com a teoria MO, podeCalcular a ordem de ligação preenchendo primeiro as orbitais moleculares de ligação e anti-ligação com electrões de valência de acordo com as regras e, em seguida, consultar a expressão.
A ordem de ligação de uma molécula dá-nos uma medida ou um índice da força das ligações que a unem. As ligações unem os átomos como um elástico que une as suas duas mãos. Uma ligação dupla significa que o elástico está agora dobrado ao meio e atado à volta das suas mãos. Devido à força desta nova ligação dupla, as suas mãos aproximaram-se uma da outra. A molécula é agora mais estável,Além disso, quanto mais forte for a ligação, mais energia é necessária para a quebrar - as mãos são muito mais fáceis de libertar quando estão presas por um elástico de uma só dobra do que por um elástico de duas ou três dobras. A energia necessária para quebrar a ligação é designada por energia de ligação das moléculas.
