O átomo de hidrogênio é, de longe, o mais "simples" da tabela periódica. Por esse motivo, os estudos dos orbitais foram realizados com átomos de hidrogênio e, depois, generalizados. Dessa forma, dizemos que os orbitais (s (0), p (1), d (2) e f (3)) são hidrogenoides e servem como uma comparação razoável para o que acontece com outros tipos átomos em que esse estudo seria de alta complexidade matemática, devido aos altos números de prótons e elétrons. É válido ressaltar que esses cálculos relacionam todas as energias dos prótons e elétrons (ΔE): sejam elas individuais (energia de translação, vibração, rotação, etc.) ou as energias que existem entre os elétrons com elétrons, entre os prótons com os prótons e entre os elétrons com os prótons. O átomo de hidrogênio é formado por um próton e um elétron: sua distribuição eletrônica, portanto, é 1s¹, possuindo como números quânticos principais e secundários 1 (um) e 0 (zero), respectivamente. Por seu orbital ser s (sharp), possui um formato esférico. A visão espacial dessa esfera pode ser proposta calculando-se, primeiramente, a distância (r) do elétron ao núcleo do átomo e, posteriormente, os dois ângulos formados quando se faz uma projeção desse elétron na esfera: a sua latitude e o ângulo azimutal.
Figura 1: Essa imagem foi retirada do seguinte trabalho acadêmico:
O Modelo Atômico e a Tabela Periódica, Universidade Federal do Pará, Belém/PA, 2009.
O Modelo Atômico e a Tabela Periódica, Universidade Federal do Pará, Belém/PA, 2009.
(OLIVEIRA, Ana Raquel; FIGUEIREDO, Jacqueline; FERNANDES, Luiza; BRANCO, Raiumunda; LEMOS, Rennan).
Na molécula de hidrogênio H2, há o compartilhamento de 1 (um) elétron por cada átomo. Dessa forma, a molécula fica estável com dois elétrons. No entanto, antes da ligação covalente ser formada, existiam um total de dois orbitais atômicos: um de cada átomo. Por isso, ao ser formada a ligação, é necessário obtermos novamente dois orbitais (e não apenas um). Assim, um desses orbitais (onde se encontram os dois elétrons compartilhados) é chamado de orbital ligante; o outro, que no caso da molécula de hidrogênio se encontra vazio, é chamado de orbital antiligante. A diferença entre a quantidade de elétrons compartilhados entre o orbital ligante (OL) e o antiligante (OAL) para que uma ligação seja bem sucedida deve ser maior que zero (OL - OAL > 0). No caso da molécula de hidrogênio, existem dois elétrons no orbital ligante e zero elétrons no orbital antiligante. Assim, a diferença entre os orbitais, respectivamente, é de 2 (dois) elétrons, comprovando a legitimidade e viabilidade dessa ligação.
Quando houver uma diferença igual ou menor que zero nessa relação a ligação não ocorre. Todo esse estudo está baseado no princípio da dualidade da matéria: ora partícula, ora onda. Para esses estudos, são utilizamos os fenômenos ondulatórios que explicam a formação de orbitais ligantes e antiligantes. Considerando que a ligação química se torna viável pela presença de interferências de ondas, as interferências construtivas (crista/crista (CC), vales/vales (VV)) formam os orbitais ligantes; já as interferências destrutivas (crista/vale (CV)), que se aniquilam, formam orbitais antiligantes. É simples comprovar essa teoria utilizando, hipoteticamente, a molécula de He2. O átomo de hélio possui dois elétrons. Ao formar um compartilhamento de elétrons com outro átomo, a molécula ficaria estável com 4 (quatro) elétrons. No entanto, teríamos um orbital ligante (compartilhando dois elétrons) e um antiligante (compartilhando também dois elétrons) e, ao fazer a operação citada, OL - OAL, encontraríamos como resultado 0 (zero), o que impossibilita a formação dessa ligação, comprovando a inexistência dessa molécula. Ao formar o cátion He2+, por exemplo, podemos visualizar a existência desse íon, já que lhe foi retirado um elétron do orbital de maior energia (orbital antiligante), que passa a ter ao invés dois, apenas um elétron. Assim, ao efetuar a operação de viabilidade, teremos como resultado 1 (um): dois elétrons do orbital ligante menos um elétron do orbital antiligante: sendo possível a existência dessa estrutura catiônica.
Continue em frente! Pesquise, estude, descubra sempre.
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