DIAGRAMAS DOS NÍVEIS DE ENERGIA DOS ORBITAIS MOLECULARES: UMA PROPOSTA DE COMO CONSTRUÍ-LOS

PEDRO FARIA DOS SANTOS FILHO (PQ) E RENATO HENRIQUES DE SOUZA (IC)

Universidade Estadual de Campinas, Instituto de Química- Caixa Postal 6154- Campinas, São Paulo CEP 13083-970

palavras-chave: diagramas; níveis de energia; orbitais moleculares.

Tradicionalmente, os tópicos Estrutura Atômica e Ligação Química têm sido associados à Química Inorgânica, e ensinados aos alunos utilizando-se argumentos de simetria molecular e teoria de grupos. Entretanto, quando os alunos dos cursos de graduação em Química cursam as disciplinas iniciais de outros departamentos, particularmente as de Química Orgânica, e necessitam dos diagramas que mostram os níveis de energia dos orbitais moleculares para reconhecer o HOMO e o LUMO de certos substratos orgânicos, eles raramente utilizam estes argumentos.

Considerando a importância de saber relacionar estes diagramas às propriedades e reatividade dos substratos orgânicos e inorgânicos, é fundamental para o aluno saber, exatamente, o significado e a interpretação destes diagramas, pelo menos daquelas moléculas mais simples e mais utilizadas nestas disciplinas iniciais do curso de graduação em Química. Diante desta constatação, e devido ao nosso interesse em desenvolver abordagens, que tornem o aprendizado destes temas mais eficiente e familiar para os alunos, estamos propondo um desenvolvimento para este tema, utilizando argumentos já assimilados pelos alunos, para ser apresentado na primeira disciplina de Química oferecida aos alunos ingressantes no curso de Química.

Na construção de um diagrama que indica os níveis de energia dos orbitais moleculares, o primeiro passo é conhecer a estrutura da molécula. Isto é feito muito facilmente através da sua correspondente estrutura de Lewis. Em seguida, conhecendo-se as posições de cada um dos átomos que compõem a molécula, o próximo passo é identificar e desenhar os orbitais atômicos mais externos de cada um dos átomos, com o respectivo sinal algébrico das funções de onda que os representam. Posteriormente, identifica-se cada uma das interações envolvendo os orbitais atômicos do átomo central e as combinações dos orbitais atômicos dos outros átomos. A partir do conhecimento deste conjunto de interações pode-se desenhar o correspondente diagrama que as representa, como mostrado abaixo para a molécula de metano.

A grande vantagem deste método é que o estudante é forçado a imaginar os orbitais e o conjunto de todas as interações envolvendo cada um deles. Esta é uma prática que, se continuada em outras disciplinas, faz com que o aluno se habitue a imaginar as moléculas como um conjunto de orbitais com formas e energias diferentes, que são os responsáveis pela sua reatividade. Da experiência que adquirimos com os alunos ingressantes no curso de Química do Instituto de Química da Unicamp nestes dois últimos anos, observamos que esta abordagem tem sido muito útil nas disciplinas subsequentes cursadas pelos alunos, particularmente aquelas de Química Orgânica e Inorgânica, quando os assuntos abordados tratam da reatividade frente a outros substratos. Isto tem se refletido em uma evasão cada vez menor e um índice de reprovação nestas disciplinas que diminuiu cerca de 30-40%.

s_2s = 2s_C + (1s_H + 1s_H + 1s_H + 1s_H) ; s*_2s = 2s_C - (1s_H + 1s_H + 1s_H + 1s_H)

s_2px = 2p_x(C) + (1s_H + 1s_H - 1s_H - 1s_H) ; s*_2px = 2p_x(C) - (1s_H + 1s_H - 1s_H - 1s_H)

s_2py = 2p_y(C) + (1s_H + 1s_H - 1s_H - 1s_H) ; s*_2py = 2p_y(C) - (1s_H + 1s_H - 1s_H - 1s_H)

s_2pz = 2p_z(C) + (1s_H + 1s_H - 1s_H - 1s_H) ; s*_2pz = 2p_z(C) - (1s_H + 1s_H - 1s_H - 1s_H)

(UNICAMP/FAPESP/CNPq)