UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE
INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA INORGÂNICA I
TEORIA DOS ORBITAIS MOLECULARES
MOLÉCULAS DIATÔMICAS
Prof. Fabio da Silva Miranda
e-mail: [email protected]
Sala GQI 308, Ramal 2170
1
Desenvolvedores da Teoria dos Orbitais Moleculares
Prêmio Nobel de Química de 1966
Friedrich Hund, Göttingen, 1920
Robert Sanderson Mulliken
Físico alemão
Fisico-químico Americano
1896 -1997
1896 - 1986
Robert Mulliken e Friedrich Hund
em Chicago em 1929
2
Pacotes computacionais para cálculos da estrutura eletrônica
Dividiram o Prêmio Nobel de Química de 1998
http://www.gaussian.com/
Sir John Anthony Pople (1925 -2004)
Químico teórico e computacional inglês
Walter Kohn (1923 - )
Físico austríaco
http://www.msg.ameslab.gov/gamess/
http://www.wavefun.com/products/spartan.html
3
Pacotes computacionais para cálculos da estrutura eletrônica
http://www.turbomole-gmbh.com/
http://www.cosmologic.de/
http://www.nwchem-sw.org
http://www.thch.uni-bonn.de/tc/orca/
http://www.schrodinger.com/products/14/7/
http://www.scm.com/
http://www.hyper.com/
4
http://www.molcas.org/
Literatura recomendada
Publicado em 2008
5
Literatura recomendada
6
Literatura recomendada Avançada
7
Literatura recomendada Avançada
8
Literatura recomendada Avançada
9
Literatura recomendada Avançada
Measuring Orbitals: Provocation or Reality?
W. H. Eugen Schwarz
Angewandte Chemie International Edition, 2006, 45, 1508–1517
doi: 10.1002/anie.200501333
10
Questões que devem ser refletidas!!!
É possível observar um orbital molecular?
Qual é o significado físico dos orbitais moleculares?
Como calcular qualitativamente e quantitativamente os orbitais
moleculares?
O que é mais importante a forma dos orbitais ou a energia dos orbitais?
Que tipo de experimentos podem ser relacionados aos orbitais
moleculares?
Qual a importância dos orbitais moleculares para o químico?
11
O que são ligações químicas?
E como explicá-las?
12
Comparando conceitos
• Ligação covalente – ligação formada pelo compartilhamento dos
pares de elétrons;
• Ligação iônica – ligação onde a coesão surge da atração
Coulômbica entre dois íons de cargas opostas;
• Teoria da ligação de valência – teoria em que as ligações são
formadas pela combinação dos pares de elétrons e orbitais;
• Teoria do orbital molecular – teoria em que os elétrons das
ligações ocupam orbitais que estão distribuídos sobre todos os
átomos da molécula.
13
Três modelos de ligação Química
Como interpretar usando a teoria do Orbital Molecular (MO)??14
Teoria do Orbital Molecular (TOM)
Na TOM os orbitais atômicos dos átomos em uma molécula combinam-se
para formar orbitais moleculares que são distribuídos sobre toda a
molécula. Estes orbitais são chamados de deslocalizados. Os orbitais
moleculares são uma propriedade da molécula e os elétrons da molécula
são distribuídos dentro dos orbitais moleculares.
15
Orbitais moleculares (MO’s) construídos a partir de Orbitais atômicos
(AO’s)
1. Número de Orbitais Moleculares = Número de Orbitais Atômicos
2. A soma dos elétrons que ocupam os orbitais moleculares é igual a soma de
todos os elétrons que constituem os átomos;
3. Aplica-se o princípio da exclusão de Pauli no preenchimento dos MO’s
(2 elétrons por Orbital Molecular);
4. Para MO’s degenerados, aplica-se a regra de Hund (maior multiplicidade);
5. AO’s de energia similar combinam-se com mais facilidade do que aqueles
com energia diferente;
6. Quanto maior a sobreposição entre os AO’s menor será a energia do orbital
ligante e maior a energia do orbital antiligante.
16
Configuração dos orbitais moleculares
O número de orbitais moleculares (MO’s) formados é sempre igual ao
número de orbitais atômicos combinados;
Quanto maior a estabilidade do orbital ligante, menor será a estabilidade
do correspondente MO antiligante;
O processo de preenchimento dos MO’s começa com os orbitais de baixa
energia para os de alta;
Cada MO pode acomodar até 2 elétrons;
Usar a regra de Hund quando adicionar elétrons a orbitais com a mesma
energia;
A soma dos elétrons nos MO’s é igual a soma de todos os elétrons dos
átomos ligados.
17
Escreva a configuração eletrônica de cada átomo.
Use os orbitais de valência (maior valor de n)
sim
Os átomos são do
mesmo elemento
Determina quais orbitais
atômicos (AO’s) interagem
não
Se a ionização da camada de valência
não está disponível, use as
eletronegatividades dos átomos para
determinar a energia relativa dos AO’s
Determina quais orbitais
atômicos (AO’s) interagem
Determine o grau da interação
Cheque quais os orbitais com a simetria
correta estão próximos em energia para
a interação ser significante
Faça o digrama. Confira se o número de
MO’s é igual ao de AO’s
Preencha o diagrama com todos os elétrons respeitando o
princípio aufbau e a regra de Hund
18
Configuração dos orbitais moleculares
Combinação entre átomos dos mesmo elemento
Pares de orbitais (AO’s) s ou pz interagem para formar MO’s sg e su*.
Pares de orbitais px e py para formar MO’s pu e pg*.
Sobreposição p é menos efetiva do que a sobreposição s. Para os elementos
do segundo período, a mistura s–p é significante para Li2 – N2, mas não
para O2 e F2
Combinação entre átomos de elemento diferentes
Pares de orbitais (AO’s) s ou pz interagem para formar MO’s s e s*. Pares
de orbitais px e py para formar MO’s p e p*. Orbitais s podem interagir
com pz mas não com os orbitais px e py.
19
Teoria do orbital molecular
Na teoria do orbital molecular (MO – molecular orbital), os elétrons não
pertencem a uma ligação particular, mas sim considerados espalhados por
toda molécula. Sendo assim, os orbitais moleculares são semelhantes aos
orbitais atômicos, porém, distribuídos pela molécula. A equação de
Schrödinger (Físico austríaco Erwin Schrödinger) formulada em 1927
descreve a solução para uma função de onda de 1e-:
𝐻𝜓 = 𝐸𝜓
O quadrado da função de onda fornece a densidade de probabilidade do
elétron (ou seja, é o próprio orbital molecular):
2
|𝜓| = MO
20
Combinação linear de orbitais atômicos (LCAO)
Uma maneira de construir orbitais moleculares é combinado orbitais atômicos
que são localizados nos vários átomos da molécula. Esse processo
matemático é chamado de combinação linear de orbitais atômicos – LCAO
(Linear combination of atomic orbitals) e permite que os orbitais
moleculares sejam formados pela adição ou subtração de orbitais atômicos.
Por exemplo: Se um elétron pode ser encontrado em um orbital pertencente a
um átomo A e também em um orbital pertencente ao átomo B, a função total
será a sobreposição dos dois orbitais atômicos:
𝜓± = 𝑁(𝐴 ± 𝐵)
Onde:
A denota 𝝌𝑯𝟏𝒔𝑨 e B denota 𝝌𝑯𝟏𝒔𝑩
c(chi) representa o orbital atômico
N é o fator de normalização
Um orbital molecular formado pela combinação linear de orbitais atômicos é
21
chamado de LCAO-MO, podendo a combinação ser em fase ou fora de fase.
Combinação linear de orbitais atômicos (LCAO) – Orbital Ligante
Usando a interpretação de Bohr, a densidade de probabilidade na molécula
de H2+ é proporcional ao quadrado em módulo da função de onda:
2
𝜓+
= 𝑁 2 (𝐴2 + 𝐵 2 + 2𝐴𝐵)
Analisando a expressão para a combinação linear em fase, temos:
A2 sendo a densidade de encontrar o elétron confinado no orbital atômico
do átomo A;
B2 sendo a densidade de encontrar o elétron confinado no orbital atômico
do átomo B;
2AB Contribuição extra para a densidade, também chamada de densidade
de sobreposição (overlap). Importante porque representa a probabilidade de
encontrar o elétron na região internuclear.
22
Combinação linear de orbitais atômicos (LCAO) – Orbital Anti-Ligante
𝜓−2 = 𝑁 2 (𝐴2 + 𝐵 2 − 2𝐴𝐵)
O orbital anti-ligante y- (combinação fora de fase) está em mais alta energia
do que y+.
Este orbital apresenta um plano nodal em que A e B se cancelam. Existe uma
redução de densidade devido ao termo -2AB. Em termos físicos ocorre uma
interferência destrutiva na sobreposição dos dois orbitais atômicos. O orbital
2s é um exemplo de orbital anti-ligante que se ocupado, contribui para
diminuir a coesão entre dois átomos e ajuda a aumentar a energia da
molécula em relação aos átomos individuais.
A ordem de ligação é calculada através da equação abaixo, baseando-se no
preenchimentos dos orbitais moleculares:
1
ordem de ligação =
𝑛𝑢𝑚. 𝑒𝑙é𝑡𝑟𝑜𝑛 𝑙𝑖𝑔𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 − 𝑛𝑢𝑚. 𝑒𝑙é𝑡𝑟𝑜𝑛𝑠 𝑎𝑛𝑡𝑖𝑙𝑖𝑔𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠
2
23
Combinação linear de orbitais atômicos (LCAO)
2
𝜓+
= 𝑁 2 (𝐴2 + 𝐵 2 + 2𝐴𝐵)
Interferência construtiva gerada
pela sobreposição de 2 orbitais H1s
formando o orbital ligante s
𝜓−2 = 𝑁 2 (𝐴2 + 𝐵 2 − 2𝐴𝐵)
Interferência destrutiva
gerada
pela sobreposição de 2 orbitais H1s
formando o orbital antiligante s a24
Efeitos ligantes e antiligantes
Explicação parcial da origem dos efeitos ligantes e antiligantes:
a) Em um orbital ligante, os núcleos são atraídos para acumular a
densidade de elétrons na região internuclear
b) Nos orbitais antiligante, os núcleos são atraídos na direção oposta para
acumular densidade eletrônica fora da região internuclear
25
Simetria dos orbitais moleculares
A paridade de um orbital é par (g) se o orbital tiver centro de inversão (i),
será ímpar (u) se a função de onda mudar de sinal, ou seja, não possuir
centro de inversão. Moléculas heteronuclear não possuem centro de
inversão, portanto, a classificação g e u é irrelevante.
26
Simetria dos orbitais moleculares
O orbital ligante p (pu) tem paridade ímpar enquanto que o orbital
antiligante p (pg) possui centro de inversão e portanto paridade par.
27
Representação esquemática das interações eletrostáticas no H2+
As duas cargas positivas se repelem aumentando a energia potencial
enquanto que a carga negativa (elétron) é atraído por cada próton (núcleo
positivo) diminuindo a energia potencial.
28
Contribuições para a energia do H2+ com
dependência da distância internuclear
ke – energia cinética do elétron
n-n – energia de repulsão nuclear
e-n – energia de atração elétron-núcleo
tot – energia total
Re – separação de equilíbrio (mínimo de energia)
29
Energia dos OM do H2+ em relação a distância internuclear
A energia desses orbitais depende da
separação internuclear: O MO ligante (E+)
mostra ter um mínimo de energia a uma
dada distância de separação internuclear
(Re), enquanto que o MO antiligante (E-)
simplesmente
aumenta
a
sua
energia
conforme a distância internuclear diminui.
30
Representações das iso-superfícies do H2+ com distâncias internucleares diferentes
OM Ligante
OM anti-ligante
Os MO’s foram formados pela sobreposição de dois orbitais 1s 31
Corte das curvas de contorno para a molécula H2+
OM Ligante
OM anti-ligante
32
Gráfico de sombra para o H2+ mostrando a densidade de e- na região internuclear
OM Ligante
OM anti-ligante
33
Simetria dos orbitais
Representação para grupo linear
Representação do
significado do centro de
inversão (i)
Aplicação da operação de
simetria centro de inversão
(i) sobre os orbitais
moleculares do H2+
34
Diagrama de OM para o H2+ em função da distância internuclear
35
Curvas da integral de sobreposição S(R) para os dois orbitais
H1s como função da separação internuclear
36
Efeito do tamanho do orbital sobre a integral de sobreposição
O aumento da carga nuclear contrai os orbitais fazendo com que os
átomos tenham que está mais próximos para ter a mesma sobreposição
37
Diagrama de MO para as molécula H2+, H2, H2- e He2+
Molécula
Configuração
Energia de
dissociação /
kJ.mol-1
Comprimento
de ligação / pm
H2+
1sg1
256
106
H2
1sg2
432
74
He2+
1sg2 1su1
241
108
He2
1sg2 1su2
Não observado
38
Razão pela qual os orbitais 1s e 2px não se sobrepõem
39
Simetria correta para sobreposição de orbitais
40
Efeito da separação de energias dos AO’s nos MO’s formados
41
Comparando moléculas diatômicas do primeiro e segundo
períodos e o tamanho dos orbitais formados
2s + 2s
1s + 1s com a
mesma distância
2s + 2s
42
Sobreposição 2s-2s
43
Sobreposição 2pz-2pz formando orbitais s
44
Sobreposição 2p-2p formando orbitais p
45
Sobreposição 2p-2p formando orbitais p
46
Diagrama de orbitais moleculares idealizado para moléculas
diatômicas homonucleares do segundo período (O2 – Ne2)
47
Diagrama de orbitais moleculares para o O2 e F2
48
Paramagnetismo do O2
Pela teoria de Lewis a molécula de O2 não possui e- desemparelhados
O
O
Dessa maneira deveria ser diamagnético
49
Paramagnetismo do O2
50
Oxigênio singleto (1O2) versus Oxigênio tripleto (3O2)
51
Mistura permitidas entre orbitais s-p
Diagrama idealizado
O2, F2 e Ne2
Diagrama MO sob
influência da mistura s-p
Li2 – N2
52
Mistura permitidas entre orbitais s-p
Separação de energia entre orbitais com a mesma simetria
MO1 - MO3
3s = 2pz + 2pz
2s = 2s + 2s
MO1 + MO353
Mistura permitidas entre orbitais s-p
Mistura entre os orbitais moleculares sg
54
Energia dos orbitais moleculares
55
Distribuição dos elétrons nos orbitais moleculares
56
Mistura permitidas entre orbitais s-p
Energia dos orbitais atômicos influenciado a mistura de orbitais s-p
57
Mistura permitidas entre orbitais s-p
Energia dos orbitais atômicos influenciado a mistura de orbitais s-p
58
Distribuição dos elétrons nos orbitais moleculares
59
Representação dos orbitais ocupados do O2
60
Propriedades das moléculas diatômicas homonucleares
do segundo período
Espécies
Configuração
Ligação
pm
Energia diss. Paramagnético?
kJ mol-1
Li2
2sg2
267
105
Não
Be2
2sg2 2su2
245
Aprox. 9
Não
B2
2sg2 2su2 1pu2
159
289
Sim
C2
2sg2 2su2 1pu4
124
599
Não
N2
2sg2 2su2 1pu4 3sg2
110
942
Não
O2
2sg2 2su2 3sg2 1pu4 1pg2
121
494
Sim
F2
2sg2 2su2 3sg2 1pu4 1pg4
141
154
Não
Ne2
2sg2 2su2 3sg2 1pu4 1pg2 3su2
310
<1
61
Propriedades de moléculas diatômicas homonucleares
D0 / kJ mol-1
Molécula
Ligação
Re / pm
H2+
H–H
106
H2
H–H
74,14
432,1
Li2
Li–Li
267,3
105,8
Na2
Na–Na
307,9
74,8
K2
K–K
390,5
57,0
O2
O=O
120,75
498,4
S2
S=S
188,9
425,3
N2
N≡N
109,8
944,8
P2
P≡P
189,3
489,1
62
Propriedades de ligações homonucleares e heteronucleares
Ligação
Re / pm
D0 / kJ mol-1
C–H
114
435
C–C
154
368
C=C
134
720
C≡C
120
962
63
Espectro fotoeletrônico e energia dos orbitais
A energia dos orbitais é medida usando a espectroscopia fotoeletrônica
(PES – photoelectron spectroscopy), técnica baseada no efeito fotoelétrico.
A amostra é bombardeada com fótons de energia conhecida (hn) e a energia
cinética dos elétrons ejetados é medida. Assume-se que não ocorre perda de
energia a devido a rearranjos do elétron no íon formado (teorema de
Koopman).
O processo de ionização do átomo ou molécula é baseado na ejeção de
elétron (fotoejeção) causada pela incidência de radiação eletromagnética
monocromática sobre a amostra, produzindo a espécie ionizada M+:
M + ℎ𝜈
⟶
M + + e−
Espectroscopia fotoeletrônica é uma simples extensão do efeito elétrico que
usa fótons incidentes de alta energia para remover elétrons não somente de
superfícies sólidas mas também de amostras em fase gasosa.
64
Espectro fotoeletrônico e energia dos orbitais
Tjalling Charles Koopman
1910 – 1985
Economista Holandês que trabalhou no ínicio do desenvolvimento da teoria Hartree-Fock
Prêmio Nobel de economia em 1975
65
Espectro fotoeletrônico e energia dos orbitais
A equação do efeito foto elétrico apresentada abaixo é composta de: hn –
como frequência da radiação incidente, o termo ½mev2 representa a energia
cinética do elétron ejetado (sendo me e v a massa e a velocidade do elétron,
respectivamente) e F a função trabalho (energia necessária para remover um
elétron de uma superfície sólida).
1
ℎ𝜈 = 𝑚𝑒 𝑣 2 + Φ
2
Em fase gasosa a função trabalho pode ser substituída pela energia de
ionização (I).
1
ℎ𝜈 = 𝑚𝑒 𝑣 2 + 𝐼 = 𝐸KE + 𝐼
2
Algumas vezes I é chamado de potencial de ionização, porém, como a
equação acima mostra que I tem dimensão de energia, é preferível chamar de
energia de ionização.
66
Mecanismo de funcionamento da espectroscopia fotoeletrônica
Um
fóton
de
entrada
carrega uma energia hn, a
energia
necessária
para
remover o elétron de um
orbital i é Ii. A diferença
surge
como
a
energia
cinética do elétron ejetado
67
Mecanismo de funcionamento da espectroscopia fotoeletrônica
O
espectrômetro
fotoeletrônico
consiste de uma fonte de radiação
de ionização (como uma lâmpada
de descarga de hélio, UPS, ou fonte
de raios-X, XPS). Um analisador
eletrostático e um detector de
elétrons. O desvio do caminho do
elétron causada pelo analisador
depende da velocidade do elétron.
68
Espectro fotoeletrônico e Teorema de Koopman
A energia (Ii) para remover o elétron do orbital i é igual ao negativo da
energia do orbital ei:
𝐼𝑖 = −𝜀𝑖
69
Espectro fotoeletrônico e Teorema de Koopman
A energia dos orbitais é uma medida relativa da energia correspondente a
remoção de um elétron de um orbital para o infinito (sempre possui valor
negativo). Os elétrons de valência que estão na camada mais externa estão
em orbitais de maior energia do que os elétrons mais internos do caroço.
XPS (X-ray photoelectron spectroscopy) – usa raios-X moles para
remover elétrons do caroço
UPS (Ultraviolet photoelectron spectroscopy) – utiliza ultravioleta de
vácuo para remover os elétrons da camada de valência
70
Espectro fotoeletrônico e estrutura fina
71
Espectro fotoeletrônico e estrutura fina
Espectro UPS da molécula de O2, com atribuição dos picos baseado nos
orbitais moleculares da molécula de O2.
72
Espectro fotoeletrônico e energia dos orbitais
As energias dos orbitais moleculares podem ser
determinadas experimentalmente a partir do espectro
fotoeletrônico em fase gasosa e interpretados como
padrões de sobreposição de orbitais.
Banda na região de baixa ionização (ca. 11 eV)
tem uma considerável estrutura vibracional.
Isto indica que o orbital de onde o e- é ejetado
possui um papel considerável na determinação
da geometria molecular.
A banda larga em 16 eV é proveniente
dos elétrons mais profundos.
Espectro fotoelétrico do NH3, usando uma
fonte de He de 21 eV.
73
Definição de elétron-volt
O elétron-volt (eV) é usado frequentemente para descrever as energias dos
elétrons em átomos e moléculas. Um elétron-volt é a energia adquirida por
um elétron quando acelerado através de um potencial de 1V.
Algumas conversões:
1 eV = 96.485 kJ mol-1 = 8065,5 cm-1 = 1239 nm
74
Espectroscopia fotoeletrônica e energia dos orbitais
Exercício: O elétron fotoejetado da molécula de N2 tem energia cinética de
5,63 eV (1 eV = 8065,5 cm-1) usando a radiação de uma lâmpada de He, que
usa a linha He(I) (1s12p1
1s2 que cai em 58,43 nm = 21,22 eV.
Calcule a energia de ionização da molécula de nitrogênio.
75
Espectro de XPS do H2
76
Espectro de XPS do N2
77
Moléculas diatômica heteronucleares
𝜓 = 𝑐𝐴 A + 𝑐𝐵 B
A proporção do orbital atômico de A na ligação é |cA|2
A proporção do orbital atômico de B na ligação é |cB|2
Numa ligação não-polar |cA|2 = |cB|2
Numa ligação puramente iônica A+B-, cA = 0 e cB = 1.
Ligações heteronucleares serão formadas entre átomos com orbitais de
energias diferentes. Quando isso ocorre os elétrons do orbital ligante serão
melhor acomodados na presença do núcleo que tiver o maior valor de
eletronegatividade, ou seja, maior atração. Consequentemente, será o
átomo os menores valores para os níveis de energia. Resumindo:
O orbital atômico com menor energia tem maior contribuição para o
orbital ligante.
O oposto é verdadeiro para o orbital antiligante.
78
Moléculas diatômica heteronucleares
Diagrama de orbital molecular para o HF e os respectivos níveis de energia
para MO’s formados e seus AO’s de origem.
79
Propriedades de moléculas diatômicas homonucleares e heteronucleares
Molécula
Ligação
Re / pm
D0 / kJ mol-1
F2
F–F
141,78
158,7
Cl2
Cl–Cl
198,75
242,4
Br2
Br–Br
228,3
193,9
I2
I–I
266,6
152,3
HF
H–F
91,68
565
HCl
H–Cl
127,45
431
HBr
H–Br
141,44
366
HI
H–I
160,92
299
80
Propriedades de moléculas diatômicas homonucleares e heteronucleares
81
Propriedades de moléculas diatômicas homonucleares e heteronucleares
82
Diagrama de Orbitais Moleculares do LiH
83
Diagrama de Orbitais Moleculares do HF
84
Diagrama de Orbitais Moleculares do HCl
85
Comparação entre os diagramas de orbitais moleculares do NO, N2 e CO
86
Diagrama de orbitais moleculares do NO
87
Orbitais Moleculares do NO, N2 e CO
88
Diagrama de orbitais moleculares do N2 e seu espectro de XPS
89
Diagramas de orbitais moleculares CO e seu espectro de XPS
90
Diagrama de Orbitais Moleculares do LiF
91
Sítios com exercícios on-line recomendados
Combinando orbitais atômicos para formar orbitais moleculares
http://www.oup.com/uk/orc/bin/9780199277896/01student/activities/orbitals.html
Weblinks do Livro Inorganic Chemistry, 5ªEd, Shiriver & Atkins
http://www.oup.com/uk/orc/bin/9780199236176/
Representa dos orbitais atômicos 1s, 2s e 2p dentro de cubos
http://www.oup.com/uk/orc/bin/9780199289301/01student/chapter02/animator/weblink2_1.htm
Visualização das iso-superfícies dos orbitais atômicos hidrogenóides
http://www.oup.com/uk/orc/bin/9780199289301/01student/chapter02/hydrogen/weblink2_2.htm
Plot das funções radiais do átomo de hidrogênio
http://www.oup.com/uk/orc/bin/9780199289301/01student/chapter02/weblink2_3.htm
Visualização dos orbitais ligante e antiligante do H2+
http://www.oup.com/uk/orc/bin/9780199289301/01student/chapter03/weblink3_1.htm
Variação da forma dos orbitais ligante e antiligante do H2+ com a variação do comprimento de ligação
http://www.oup.com/uk/orc/bin/9780199289301/01student/chapter03/weblink3_2.htm
Variação da forma dos orbitais ligante e antiligante do H2+ com a variação da energia dos OAs
http://www.oup.com/uk/orc/bin/9780199289301/01student/chapter03/weblink3_3.htm
Visualização dos orbitais moleculares idealizados para moléculas diatômicas homonucleares
http://www.oup.com/uk/orc/bin/9780199289301/01student/chapter03/weblink3_4.htm
Visualização dos orbitais moleculares ocupados do O2
http://www.oup.com/uk/orc/bin/9780199289301/01student/chapter03/weblink3_5.htm
92