Ligação delta

Formação de uma ligação δ pela sobreposição de orbitais d.

Modelo tridimensional de uma superfície ligante de uma ligação δ na substância Mo₂.

Em química, ligações delta (ligações δ) são ligações químicas covalentes em que quatro lóbulos de um orbital atômico envolvido sobrepõem-se a outros quatro lóbulos, provenientes de outro orbital atômico. Essa sobreposição acarreta a formação de um orbital molecular ligante com dois planos nodais que contêm o eixo internuclear e que atravessam ambos os átomos.^[1]^[2]^[3]^[4]

A letra grega δ no nome refere-se aos orbitais d, já que a simetria orbital da ligação δ é a mesma encontrada no orbital d, de quatro lóbulos, quando visto pelo eixo da ligação. Esse tipo de ligação é observada em átomos que ocuparam orbitais d com energia baixa o suficiente para participar em uma ligação covalente, por exemplo, em espécies organometálicas de metais de transição. Alguns compostos de rênio, molibdênio e cromo contêm uma ligação quádrupla, consistindo de uma ligação σ, duas ligações π e uma ligação δ.

A simetria orbital da orbital da ligação δ é diferenteda daquela em um orbital antiligante π, que possui um plano nodal contendo o eixo internuclear e outro, perpendicular ao primeiro, entre os dois átomos.

A notação δ foi introduzida por Robert Mulliken em 1931.^[5]^[6] O primeiro composto identificado que possui uma ligação δ foi o octaclorodirenato de potássio. Em 1965, F. A. Cotton relatou a existência de uma ligação δ como parte da ligação quádrupla rênio-rênio no íon [Re₂Cl₈]²⁻.^[7] Um outro exemplo importante de uma ligação δ é proposto no composto tricarbonila de ferrociclobutadieno, entre o orbital d do ferro e os quatro orbitais p da molécula de ciclobutadieno.

Referências

↑ Cotton, F. A.; Wilkinson, G. (1988). Advanced Inorganic Chemistry 5ª ed. [S.l.]: John Wiley. p. 1087–1091. ISBN 0-471-84997-9
↑ Douglas, B.; McDaniel, D. H.; Alexander, J. J. (1983). Concepts and Models of Inorganic Chemistry 2ª ed. [S.l.]: Wiley. p. 137. ISBN 9780471895053
↑ Huheey, J. E. (1983). Inorganic Chemistry 3ª ed. [S.l.]: Harper and Row. p. 743–744. ISBN 9780060429874
↑ Miessler, G. L.; Tarr, D. A. (1998). Inorganic Chemistry 2ª ed. [S.l.]: Prentice-Hall. p. 123–124. ISBN 978-0138418915
↑ Jensen, William B. (2013). «The Origin of the Sigma, Pi, Delta Notation for Chemical Bonds». J. Chem. Educ. 90 6 ed. pp. 802–803. Bibcode:2013JChEd..90..802J. doi:10.1021/ed200298h
↑ Mulliken, Robert S. (1931). «Bonding Power of Electrons and Theory of Valence». Chem. Rev. 9 3 ed. pp. 347–388. doi:10.1021/cr60034a001
↑ Cotton, F. A. (1965). «Metal–Metal Bonding in [Re₂X₈]²⁻ Ions and Other Metal Atom Clusters». Inorg. Chem. 4 3 ed. pp. 334–336. doi:10.1021/ic50025a016

[1] Cotton, F. A.; Wilkinson, G. (1988). Advanced Inorganic Chemistry 5ª ed. [S.l.]: John Wiley. p. 1087–1091. ISBN 0-471-84997-9

[2] Douglas, B.; McDaniel, D. H.; Alexander, J. J. (1983). Concepts and Models of Inorganic Chemistry 2ª ed. [S.l.]: Wiley. p. 137. ISBN 9780471895053

[3] Huheey, J. E. (1983). Inorganic Chemistry 3ª ed. [S.l.]: Harper and Row. p. 743–744. ISBN 9780060429874

[4] Miessler, G. L.; Tarr, D. A. (1998). Inorganic Chemistry 2ª ed. [S.l.]: Prentice-Hall. p. 123–124. ISBN 978-0138418915

[5] Jensen, William B. (2013). «The Origin of the Sigma, Pi, Delta Notation for Chemical Bonds». J. Chem. Educ. 90 6 ed. pp. 802–803. Bibcode:2013JChEd..90..802J. doi:10.1021/ed200298h

[6] Mulliken, Robert S. (1931). «Bonding Power of Electrons and Theory of Valence». Chem. Rev. 9 3 ed. pp. 347–388. doi:10.1021/cr60034a001

[7] Cotton, F. A. (1965). «Metal–Metal Bonding in [Re₂X₈]²⁻ Ions and Other Metal Atom Clusters». Inorg. Chem. 4 3 ed. pp. 334–336. doi:10.1021/ic50025a016

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