AULA 3 – LIGAÇÕES QUÍMICAS, FORÇAS INTERMOLECULARES E TIPOS DE SÓLIDOS
Figura 41 - Hibridização sp. Fonte: Atkins (2006, p. 214).
Nessa hibridização, os orbitais híbridos sp assumem uma geometria linear, com um ângulo de 180° entre eles.
Figura 42 - Ligação sp. Fonte: McMurry (2008, p. 18).
3.3 TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR Mesmo após o advento da teoria da ligação de valência, alguns fenômenos continuavam sem explicação, principalmente aqueles envolvendo a formação de espécies deficientes de elétrons, as quais não deveriam ser estáveis a ponto de existir. Com o desenvolvimento das teorias da física quântica, vários estudos mostraram que o comportamento de um elétron em um átomo pode ser descrito por uma equação de onda. Essa equação de onda é chamada de função de onda ou orbital, representada pela letra grega psi (Ψ). De acordo com a teoria do orbital molecular, os orbitais que um átomo isolado possui são chamados de orbitais atômicos (também definidos por funções matemáticas). Quando uma ligação se forma, a função de onda que representa o orbital de cada átomo se une, gerando um novo orbital, denominado orbital molecular. Quando o orbital molecular é formado, os orbitais atômicos deixam de existir. Ou seja, “[...] a formação do orbital molecular acontece por uma combinação linear de orbitais atômicos (LCAO – linear combination of atomic orbitals)” (ATKINS, 2006, p. 218). Essas combinações acontecem de duas maneiras. Primeiro, pela combinação das funções de onda de maneira construtiva, isto é, quando elas se somam e geram um orbital de mais baixa energia em relação aos orbitais atômicos, denominado orbital ligante. Segundo, pela combinação das
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